Laboratorio Integral II Ecuacion de Arrhenius

Laboratorio integral II

ECUACIÓN DE ARRHENIUS Contenido

Objetivo general  ............................................................................................................................. 2 Objetivos específicos  .................................................................................................................... 2 Marco teórico  ................................................................................................................................... 2 Factores que influyen en las velocidades de reacción .................................................... 2 Velocidades de reacciones homogéneas ............................................................................ 3 Energía de activación  ................................................................................................................ 4 Ecuación de Arrhenius  ............................................................................................................. 5 Cómo determinar la energía de activación a ctivación .......................................................................... 5 Desarrollo experimental  ............................................................................................................... 6 Materiales y reactivos  ............................................................................................................... 6 Parte 1: Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción ....................... 6 Parte 2: Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción ........................... 7 Resultados y observaciones  ....................................................................................................... 9 Resultados Parte 1: Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción .... 9 Ley de velocidad completa para la reacción parte 1.  ................................................. 10 ..... 11 11 Resultados Parte 2: Efecto de la Temperatura sobre la velocidad de reacción ......

Grafica Efecto de la Temperatura sobre la velocidad de reacción ......................... 12 Memoria fotográfica  ..................................................................................................................... 12 Conclusión  ..................................................................................................................................... 13 Referencias  .................................................................................................................................... 14

Practica 14: Ecuación de Arrhenius

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Reporte de práctica numero 14 Ecuación de Arrhenius Objetivo general Entender como la variación de la concentración y de la temperatura afectan la velocidad de una reacción.

Objetivos específicos 1. Determinar la ley de velocidad completa y la energía de activación experimental para la reacción estudiada. 2. Discutir sobre las diferentes razones que afectan afe ctan los resultados resul tados experimentales del estudio cinético realizado.

Marco teórico Factores que influyen en las velocidades de reacción 



El estado físico de los reactivos. Para que reaccionen, es necesario que las moléculas de los reactivos choquen entre sí. Cuanto más fácilmente chocan las moléculas unas con otras, con tanta mayor rapidez reaccionan. La mayor parte de las reacciones que se estudian son homogéneas: homogénea s: en ellas participan gases o disoluciones líquidas. Si los reactivos están en fases diferentes, como cuando uno es un gas y otro un sólido, su área de contacto limita la reacción. Por tanto, las reacciones en las que intervienen sólidos tienden a avanzar más aprisa si se aumenta el área superficial del sólido. Por ejemplo, un medicamento en forma de tableta se disuelve en el estómago y entra en el torrente sanguíneo con más lentitud que el mismo medicamento en forma de polvo fino. La concentración de los los reactivos. Casi todas las reacciones químicas se llevan a cabo con más rapidez si se aumenta la concentración de uno o más de los reactivos. Por ejemplo, la lana de acero arde con dificultad en el aire,

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que contiene 20% de O2, pero se enciende con llama blanca y brillante en oxígeno puro. A medida que la concentración aumenta, la frecuencia de colisión de las moléculas aumenta, y esto origina velocidades mayores. La temperatura a la que se lleva a cabo la reacción. La velocidad de las reacciones químicas aumenta con la temperatura. Es por esto que se refrigeran los alimentos perecederos como la leche. Las reacciones bacterianas que originan la descomposición de la leche se llevan a cabo con rapidez mucho mayor a temperatura ambiente que a las temperaturas más bajas de un refrigerador. El aumento de temperatura incrementa la energía cinética de las moléculas. Al moverse con mayor rapidez, las moléculas chocan con más frecuencia y también con mayor energía, lo que origina velocidades mayores. La presencia de un catalizador. Los catalizadores son agentes que que aumentan las velocidades de reacción sin transformarse. Influyen en los tipos de colisiones (el mecanismo) que dan lugar a la reacción. Los catalizadores desempeñan un papel crucial en nuestra vida. La fisiología de casi todas las especies vivientes depende de las enzimas, unas moléculas de proteína que actúan como catalizadores e incrementan la velocidad de ciertas reacciones bioquímicas (BROWN THEODORE L., 2004).

Velocidades de reacciones homogéneas La velocidad de una reacción homogénea se define como el cambio del número de moles (debido a la reacción) de un reactante o un producto, por unidad de tiempo y unidad de volumen de la mezcla reaccionante. Con las restricciones mencionadas en el párrafo anterior, la velocidad de producción de una especie i puede expresarse como

donde ni y Ci son el número de moles y la concentración de la especie química i. Si i es un producto, ri será positiva; para un reactante, ri es negativa. Además, para una misma reacción, el valor numérico de la velocidad varía dependiendo de qué producto o reactante se use (a menos que los coeficientes estequiométricos sean todos iguales). Esta dependencia puede eliminarse para expresar el curso de una reacción por medio de una variable, ε, el grado de verificación de la reacción. Considérese la reacción general homogénea .

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y supóngase que inicialmente hay (n A)0 moles de A, (n B)0, moles de B, etc. La velocidad de cambio de las moles de una especie química está relacionada con la de cualquier otra por medio de la estequiometria de la reacción (SMITH., 1991).

Energía de activación El químico sueco Svante Arrhenius sugirió en 1888 que las moléculas deben poseer cierta cantidad mínima de energía para reaccionar. Durante la colisión, la energía cinética se aprovecha para alargar, doblar y, en último término, romper enlaces, lo que origina reacciones químicas. Si las moléculas se mueven demasiado despacio, con energía cinética insuficiente, simplemente rebotan unas con otras sin cambiar. Para que reaccionen, las moléculas que chocan deben tener una energía cinética total igual o mayor que cierto valor mínimo. La energía mínima que se necesita para iniciar una reacción química se llama energía de activación, Ea. El valor de Ea varía de una reacción a otra. (BROWN THEODORE L., Energía de activación, 2004) Ilustración 1 Se muestran dos perfiles diferentes de energía potencial  para las reacciones a) exotérmicas y b) endotérmicas.

Se supone que para que ocurra una reacción, las moléculas que chocan deben tener energía cinética total igualo mayor que la energía de activación (Ea), que es la mínima cantidad de energía que se requiere para iniciar una reacción química. Cuando las moléculas chocan, forman un complejo activado (también denominado estado de transición) que es una especie formada temporalmente por las moléculas reactivas, como resultado de la colisión, antes de formar el producto (CHANG, 2007).

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Ecuación de Arrhenius  Arrhenius  Arrhenius observó que, en casi todas todas las reacciones, reacciones, el aumento de velocidad velocidad con la temperatura no es lineal. Descubrió que, en su mayor parte, los datos de reacción obedecían una ecuación basada en tres factores: (a) la fracción de moléculas con energía igual a Ea o mayor, (b) el número de colisiones que ocurren por segundo y (c) la fracción de las colisiones con la orientación apropiada. Estos tres factores se encuentran incorporados en la ecuación de Arrhenius:

En esta ecuación k es la constante de velocidad, Ea, la energía de activación, R, la constante de los gases (8.314 J/mol-K), y T, la temperatura absoluta. El factor de frecuencia, A, se mantiene constante (o casi) al variar la temperatura; está relacionado con la frecuencia de colisión y con la probabilidad de que las colisiones tengan una orientación favorable para reaccionar. Conforme la magnitud de Ea aumenta, k disminuye porque la fracción de moléculas con la energía necesaria es más pequeña. Por tanto, la velocidad de reacción disminuye conforme Ea aumenta (BROWN THEODORE L., Ecuación de Arrhenius, 2004).

Cómo determinar la energía de activación Tomando el logaritmo natural de ambos lados de la ecuación:

se tiene:

La ecuación anterior tiene la forma de una línea recta; predice que una gráfica de ln k en función de 1/T será una recta con pendiente igual a -Ea/R e intersección con el eje y igual a ln A. Por tanto, la energía de activación se determina midiendo k a una

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serie de temperaturas, graficando ln k en función de 1/T y calculando Ea a partir de la pendiente de la recta resultante.

La ecuación anterior ofrece una forma conveniente de calcular la constante de velocidad, k1, a cierta temperatura, T1, cuando se conoce la energía de activación y la constante de velocidad, k2, a otra temperatura, T2 (BROWN THEODORE L., Cómo determinar la energía de activación, 2004).

Desarrollo experimental Materiales y reactivos 6 tubos de ensayo 1 gradilla Pinzas para tubo de ensayo 3 vasos de precipitados de 100 ml Tres pipetas Agua destilada 1 termómetro 1 cronometro   Perilla Solución sulfúrica de ácido oxálico 0.714 M Solución de permanganato de potasio 1 % P/v Baño maría

           

Parte 1: Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción 1. Secar los seis tubos y enumerarlos, con ayuda de un marcador negro trazar una línea visible aproximadamente a un cm del fondo de los tubos. 2. Preparar la solución sulfúrica de H2C2O4 * 2H2O al 0.714 M. 3. Preparar la solución acuosa de KMnO 4 al 1%. 4. Con ayuda de una pipeta, añadir en los tubos de ensayo primero las cantidades establecidas en la tabla 1 de KMnO 4 (ac)  como V de KMnO 4 (ac) Practica 14: Ecuación de Arrhenius

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asegurándonos de que la punta de la pipeta quede lo más cerca del fondo del tubo, para evitar que quede permanganato pegado a las paredes del tubo, esto para evitar errores grandes sobre los resultados. Tabla 1 Experimento 1

Tubo/Exp

V H2C2O4 (ml)

V KMnO4 (ml)

V Agua (ml)

V total (ml)

1

1.5 3 1.5

0.5 0.5 1

0 0.5 1.5

2 4 4

2 3

5. Agregar en cada tubo las cantidades de agua destilada indicadas en la tabla 1, verificar que la línea trazada anteriormente sea visible aún. 6. A continuación, con mucho cuidado se agregará la cantidad de H2C2O4 de inmediatamente se debe empezar a tomar el tiempo con ayuda del cronometro, ya que en este momento se estará llevando la reacción. 7. Los tubos de ensayo se colocan en la gradilla y se debe observar un cambio de purpura a un ocre amarillento, cuando esto sucede se considera que se ha llevado la reacción (Para apreciar este cambio fue necesario necesa rio trazar la línea de referencia). Cuando se observa una desaparición total del color purpura y se logran apreciar claramente la línea marcada en cada tubo con claridad se detiene el tiempo del cronometro. Este tiempo se registra como tiempo de reacción t en la tabla 3.

8. Repetir los pasos 4, 5, 6 y 7 para los tubos 2 y 3 de igual manera anotarlos tiempos de reacción.

Parte 2: Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción 1. Para este experimento se trabajará con los otros 3 tubos los cuales son enumerados de 4 al 6 y también deben estar marcados con una línea de referencia aproximadamente 1 cm al fondo de los tubos.

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2. En cada uno de los tubos se coloca la cantidad de KMnO 4 (ac) y luego la cantidad de agua destilada que la tabla 2 nos da a conocer, hasta este punto aun no deben colocarse el H2C2O4. 3. Para el tubo cuatro trabajaremos a T ambiente por lo tanto no es necesario necesario utilizar el baño maría, a continuación, añadimos el volumen de H2C2O4 que la tabla 2 marca y comenzamos a medir el tiempo de reacción hasta que el color purpura desaparezca y se observe la línea de referencia.

Tabla 2 Experimento 2

Tubo/Exp

V H2C2O4 (ml)

V KMnO4 (ml)

V Agua (ml)

V total (ml)

4 T amb

3 3 3

0.5 0.5 0.5

0.5 0.5 0.5

4 4 4

5 T 30°C 6 T 40°C

Tomar en cuenta que como la temperatura es nuestra variable para estos casos, la concentración en los tres tubos será la misma. Las cantidades de cada sustancia a añadir en los tubos 4, 5, y 6 son las mismas que las del tubo dos, la diferencia es que el tubo 4 se trabaja a T ambiente, el tubo 5 a 30°C y el tubo 6 a 40°C.

4. Para el tubo 5 se prepara un baño maría con agua a 30°C, dentro del tubo añadiremos la cantidad de H2C2O4 que marca la tabla 2, en ese momento empezamos a tomar el tiempo de reacción hasta observar el cambio de purpura a ocre amarillento y detenemos la toma de tiempo cuando la línea de referencia se observe con claridad. 5. Para el tubo 6 se prepara un baño maría con agua a 40°C, dentro del tubo añadiremos la cantidad de H2C2O4 que marca la tabla 2, en ese momento empezamos a tomar el tiempo de reacción hasta observar el cambio de purpura a ocre amarillento y detenemos la toma de tiempo cuando la línea de referencia se observe con claridad. Después de realizar las tres pruebas realizamos las observaciones necesarias y anotaremos el tiempo transcurrido en cada tubo de ensayo. Este tiempo se registra como tiempo de reacción t en la tabla 4.

Posteriormente se vacían todos los datos en las tablas 3 y 4 para cada parte experimental y con ellos se realizarán los cálculos necesarios. Practica 14: Ecuación de Arrhenius

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Resultados y observaciones

Resultados Parte 1: Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción

Usando sus resultados experimentales experiment ales de la Tabla 3 Calcule y escriba en las Tablas Tabl as 5 y 6 de su hoja de resultados los resultados experimentales de: 1. 2. 3. 4. 5.

Los órdenes de reacción con respecto al KMnO4 y al H2C2O4 Orden total de la reacción Los valores de k para cada experimento de los los tubos 1 a 3 El valor promedio de k Ley de velocidad

Tabla 3 Resultados exp 1 : Efecto d e la concentración sobre la velocidad de reacción

Tubo/Exp

V H2C2O4 (ml)

V KMnO4 (ml)

V Agua (ml)

V total (ml)

[H2C2O4 ] M

[KMnO4] M

Tiempo de reacción (s)

1

1.5 3 1.5

0.5 0.5 1

0 0.5 1.5

2 4 4

0.5355 0.5355 0.26775

0.015825 0.0079125 0.015825

213 222 343

2 3

Tabla 4 Resultados exp 1 Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción

Tubo/Exp

[H2C2O4 ]

[KMnO4]

Tiempo de reacción (s)

V (M/s) KMnO4/2t

K experimental

1 k1

0.5355 0.5355 0.26775

0.015825 0.0079125 0.015825

213 222 343

3.7147x10-5

3.589414x10-3

1.7820x10-5

3.443796x10-3

2.3068x10-5

3.632294x10-3

2 k2 3 k3

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Tabla 5 Ley de velocidad experimental

Ordenes de reacción Para KMnO4 x Para H2C2O4 y

1 0.68

Orden total O= x + y

k promedio (k1+k2+k3/3)

1.68

3.555168x10-3

Ley de velocidad completa para la reacción parte 1. V=3.555168x10 -3 [KMnO4]1 [H2C2O4]0.68

No existe mucha variación en las constantes de velocidad velocida d K apara los experimentos del 1 al 3, en cuanto a las velocidades si se logra apreciar apreci ar como las concentraciones generan una gran variación en ellas.

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Resultados Parte 2: Efecto de la Temperatura sobre la velocidad de reacción

Para obtener la segunda parte de sus resultados, se van a usar los resultados de la primera parte para calcular las constantes cinéticas a cada temperatura trabajada. La idea es que como lo que cambió en la segunda parte fue la temperatura y no la reacción, entonces la ley de velocidad que se obtuvo aún sigue siendo válida al variar la temperatura. Esto permite calcular k a varias temperaturas.

Calcular: 1. 2. 3. 4. 5.

Los valores de la constante de la velocidad para cada T trabajada Valores inversos de T 1/T y Ln de sus constantes de velocidad de cada T Graficar 1/T vs Ln K Escribir A experimental con dos cifras significativas Obtener Ea con el valor de m encontrado

Tabla 6 Resultados Parte 2: Efecto de la Temperatura sobre la velocidad de reacción

Tubo/Exp 4 T amb

k1

5 T 30°C

k2

6 T 40°C

k3

[KMnO4] M

[H2C2O4] M

Tiempo de reacción (s)

0.0079125 0.0079125 0.0079125

0.5355 0.5355 0.5355

205 70 40

V (M/s) KMnO4/2t

K experimental

1.92987x10

-5

3.729562x10

-3

5.65178x10

-5

1.109222x10

-2

9.89062x10

-5

1.911407x10

-2

Tabla 7 Energía de activación experimental

Tubos exp

1/T

4 T 294 K

3.4013X10-3 3.3003X10-3 3.1948X10-3

5 T 303 K 6 T 313 K

ln k Ln k1

-5.591

Ln k2

-4.501

Ln k3

-3.957

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Pendiente (Kelvin)

intersecto B

A experimental

-7892.4

21.352

1.8752x10

9

Ea experimental (j/mol) 6.558584x10

4

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Grafica Efecto de la Temperatura sobre la velocidad de reacción

-3.3 0.00315

0.0032

0.00325

0.0033

0.00335

0.0034

0.00345

-3.8

-4.3 y = -7892.4x + 21.352 R² = 0.9593

   K    N    L

ln k Linear (ln k)

-4.8

-5.3

-5.8

1/T

Memoria fotográfica

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Conclusión La temperatura y la concentración son factores que influyen de manera determinante en la velocidad de las reacciones, de una u otra forma afectan la manera en que se llevan a cabo diferentes tipos de reacciones, en este caso se apreció como al incrementar las temperaturas la velocidad de reacción se iba acelerando en cuanto a las concentraciones se aprecia algo parecido. Mediante el método analítico pudimos determinar las leyes de velocidad que rigen a cada reacción, para el primer caso de concentraciones se retomaron conocimientos de fisicoquímica 1 aplicando métodos analíticos para determinar el orden de reacción de cada componente y posteriormente una constante k de velocidad, para encontrar la energía de activación nos basamos en el método gráfico con la ayuda de software de datos para graficar finalmente mediante la ecuación de Arrhenius obtuvimos lo que se buscaba.  Algunos resultados resultados varían muy poco con respecto a otros esto se debe posiblemente a los métodos prácticos realizados, siempre hay un margen de error mínimo cuando se realizan prácticas de este tipo.

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Referencias

BROWN THEODORE L., y. c. (2004). Cómo determinar la energía de activación. En y. c. BROWN THEODORE L., Química. La ciencia central  (pág.  (pág. 547). Naucalpan de Juárez, Edo. de México : Pearson Educación de México, S.A. de C.V. . BROWN THEODORE L., y. c. (2004). Ecuación de Arrhenius. En y. c. BROWN THEODORE L., Química. La ciencia central  (pág.  (pág. 546). Naucalpan de Juárez, Edo. de México: Pearson Educación de México, S.A. de C.V. BROWN THEODORE L., y. c. (2004). Energía de activación. En y. c. BROWN THEODORE L., Química. La ciencia central  (pág.  (pág. 544). Naucalpan de Juárez, Edo. de México : Pearson Educación de México, S.A. de C.V. . BROWN THEODORE L., y. c. (2004). Factores que influyen en las velocidades de reacción. En y. c. BROWN THEODORE L., QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL Novena edición (págs. edición (págs. 526-527). Naucalpan de Juárez, Edo. de México: PEARSON EDUCACIÓN. CHANG, R. (2007). Constantes de velocidad y su dependencia dependencia de la energía de activación y de la temperatura. En R. CHANG, QUÍMICA Novena edición (pág. 570). México, D. F. : McGRAWHILLIINTERAMERICANA HILLIINTERAMERICANA EDITORES, S.A. DE c.v. . SMITH., J. M. (1991). Velocidades de reacciones homogéneas. En J. M. SMITH., CHEMICAL ENGINEERING KINETICS (págs. KINETICS  (págs. 62-63). México, D. F.: COMPARIA EDITORIAL CONTINENTAL, S. A. DE C. V. .

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