SEGUNDO INFORME-Velocida de Reaccion

 

UNIVERSID D N CION L DEL CENTRO DEL PERÚ F CULT D DE INGENIERÍ

QUÍMIC

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA, INGENIERÍA Y TECNOLOGÍA 

DETERMINACIÓN DE LA ECUACIÓN CINÉTICA PARA LA REACCION DEL: KMnO4 + H2C2O4 

CURSO

: 

INGENIERIA DE LA REACCIONES QUIMICAS I  

CATEDRÁTICO

: 

ING. Ms. HUGO SUASNABAR BUENDIA

INTEGRANTES

:  



 



 



 



CAMPOS HUAMAN RUTH LAZO ALFARO YULI DORA QUISPE VILCHEZ MHYLENA VEGA MONTERO JEFFERSON

SEMESTRE : VII 

HUANCAYO-PERU 2016

 

1.  CONTENIDO RESUMEN ................................................................... ...................................................................................................................................... ................................................................... 3 INTRODUCCIÓN ............................................................................................................................. ............................................................................................................................. 4 1.

OBJETIVOS ............................................................................................................................. ............................................................................................................................. 5 1.1.

OBJETIVO GENERAL ....................................................................................................... ....................................................................................................... 5

1.2.

OBJETIVOS ESPECIFICOS. .............................................................. ............................................................................................... ................................. 5

2.

MARCO TEÓRICO ........................................................... ................................................................................................................... ........................................................ 6

3.

PARTE EXPERIMENTAL .......................................................................................................... .......................................................................................................... 7

4.

3.1.

MATERIALES: ................................................................................................................. ................................................................................................................. 7

3.2.

REACTIVOS: ........................................................... ................................................................................................................... ........................................................ 7

3.3.

PROCEDIMIENTO ........................................................................................................... ........................................................................................................... 7

CALCULOS Y RESULTADOS ..................................................................................................... ..................................................................................................... 9 4.1.

Calculo de la entalpia de la reacción ............................................................................. ............................................................................. 9

4.2.

Calculo del orden de la reacción ................................................................................. ................................................................................. 10

4.3.

Calculamos la contante de velocidad: ................................................................... ......................................................................... ...... 12

5. 6.

DISCUCIÓN DE RESULTADOS ............................................................................................... ............................................................................................... 12 CONCLUSIONES ................................................................................................................... ................................................................................................................... 12

7.

BIBLIOGRAFIA ...................................................................................................................... ...................................................................................................................... 13

2

 

2.  RESUMEN

3

 

3.  INTRODUCCIÓN

4

 

4.  OBJETIVOS

4.1. 

OBJETIVO GENERAL

Determinar de la ecuación cinética para la reacción del: KMnO4 + H2C2O4

4.2. 

OBJETIVOS ESPECIFICOS.

 

Determinar la entalpia entalpia de la reacción: KMnO4 + H2C2O4 a temperatura 298K.

 

Determinar el orden de la reacción.

 

Determinar la contante de velocidad de la reacción.

5

 

5.  MARCO TEÓRICO

6

 

6.  PARTE EXPERIMENTAL 6.1. 

MATERIALES:

   

ensayo   3 tubos de ensayo ml  1 vaso de precipitados de 250 ml  1 cronómetro gradilla   1 gradilla

       

1 agitador agitador   3 pipetas y propipeta propipeta   balanza   1 balanza 2 fiola de 100 ml ml  

   

6.2.     

REACTIVOS:

Solución de Acido oxálico 0.50M Solución de Permanganato de potasio 1.0 % p/v Agua destilada

6.3. 

PROCEDIMIENTO

1.  Secar los tubos de ensayo usando toallas de cocina y marcarlos del 1 al 6, y colocar en la gradilla en orden numérico. 2.  Con un marcador, trazar una línea gruesa alrededor de todos los tubos de ensayo aproximadamente a 1 cm de su fondo. Debe verse la línea claramente y lo más definida posible. 3.  Preparar las siguientes soluciones acuosas: a.  100 ml de una solución sulfúrica de H2C2O4.2H2O, pesando primero, exactamente 9 g del reactivo; luego en una fiola de 100 ml agregue 80ml de agua destilada y agite constantemente hasta completar la disolución del sólido pesado. Agregue 10 ml de ácido sulfúrico concentrado, deje enfriar si la solución se calienta, y complete a volumen con agua destilada. No olvide homogeneizar. La solución queda 0.714 M del ácido oxálico dihidratado en solución sulfúrica. b.  100 ml de una solución acuosa de KMnO 4 (1% peso/volumen), pesando primero, exactamente 1.00 g del reactivo; luego en una fiola agregue 75 ml de agua destilada tape y agite constantemente hasta completar la disolución del sólido pesado. Complete a volumen y homogenice. Esta solución queda 0.0633 M del KMnO4.  4.  Asigne dos parejas pipeta-pipeteador (una para el agua destilada y otra para el

7

 

KMnO4) púrg púrguelas uelas y luego úselas para colocar en sus tubos las cantidades primero de KMnO4  (ac) que indica la Tabla 1  1  como V KMnO4. Cuando agregue el permanganato, DEBE asegurarse de que la punta de la pipeta esté lo más cerca posible del fondo del tubo de ensayo. Si no lo hace así, quedará permanganato permanganato en las paredes del tubo, lo cual sserá erá una fuen fuente te de error muy grande sobre sus resultados. 5.  Agregue a cada tubo las cantidades de agua destilada que indica la Tabla 1 como V Agua. Use el agua destilada para que todo el KMnO4 quede al fondo del tubo. Nuevamente verifique que la línea gruesa se vea en cada tubo con total definición. 6.  Escoja una tercera pareja pipeta-pipeteador y púrguela con el H2C2O4. 2H2O (ac). Prepare su cronómetro, agregue de un solo golpe al tubo 1 la cantidad de H2C2O4.2H2O(ac) que le indica la Tabla 1  1  como V H2C2O4. 2H2O, pero tenga mucho cuidado, porque inmediatamente empiece a caer el H2C2O4.2H2O(ac) sobre la mezcla del tubo, debe empezar el registro del tiempo. 7.  Cuando termine de agregar el H2C2O4. 2H2O coloque el tubo en la gradilla, y observe atentamente la coloración púrpura de la mezcla, pues va a aparecer una solución de color ocre amarillento. Cuando considere que puede ver la línea gruesa del tubo con total claridad y que todo el color púrpura ha desaparecido, detenga el registro del tiempo, y escriba el tiempo

transcurrido transcurr ido para este tubo 1 en la Tabla 3 como Tiempo de reacción t .  8.  Realice de nuevo los pasos 5) y 6) pero con los tubos 2 y 3, añadiendo en ellos las cantidades que le indica la Tabla 1. 1. Escriba los tiempos de reacción para los tubos 2 y 3 en la Tabla 1. 9.  Calcule la concentración inicial del permanganato, [KMnO4]0, y la del ácido oxálico, [H2C2O4]0, para los tres tubos. 10.  Calcule la velocidad de reacción para los tres tubos. 

8

 

7.  CALCULOS Y RESULTADOS Teniendo en cuenta la reacción de laboratorio:

KMnO4(ac)  + H2C2O4.2H2O(ac)  7.1. 

→

Mn2+(ac)  + CO2(g)

Calculo de la entalpia de la reacción

Para calcular la entalpia de la reacción utilizamos datos datos de tablas y la siguiente reacción: 2KMnO4(ac) + 8H2C2O4 (ac) →10CO2 (g) + K2C2O4 (ac) + 2MnC2O4 (ac) + 8H2O(ac) 

 reacción   np  productos   nr  reac tan tes 0

0

0

 0reacción  105 (10  3,93 ,938  10

5

2,51 ,512  2 x 2 2,,188  8  2,4 ,42 2) 

( 2  2,51 ,512  8  4,84 ,842)

0

5

 reacción  10

(65,628 (65 ,628))  105 (43 (43,76)

0

5

 reacción  21,868  10 0

5

 21,868  10

 reacción

J  mol 

Tabla 1: datos obtenidos en el laboratorio

(ml)V Tubo/ Exp. V KMnO4(ml) V H2C2O4(ml) V Agua(ml) V total (ml) 1 2 3

 



0.5 0.5 1.0

1.5 3.0 1.5

0 0.5 1.5

2.0 4.0 4.0

Tiempo de reacción t (s) 212 106 215

Calculamos la concentración inicial del permanganato, [KMnO 4]0, y la del ácido oxálico, [H2C2O4]0 para el tubo 1:

[H2C2O4]0

.714 1.5   x 0.71 

2.0



0.5355

0.5   x 0.06 0.0633 33  0.5

[KMnO4 [KMnO 4]0



2.0



0.0158

 

9

 

Tabla 2: cálculo de las concentraciones iniciales

(ml)V Tubo/ Exp. V KMnO4(ml) V H2C2O4(ml) V Agua(ml) V total (ml) 1 2 3

0.5 0.5 1.0

7.2.   



1.5 3.0 1.5

0 0.5 1.5

2.0 4.0 4.0

[KMnO4]0

[H2C2O4]0

(M)

(M)

0.0158 0.0079 0.0158

0.5355 0.5355 0.2678

Calculo del orden de la reacción

Calculamos la velocidad de reacción inicial:  V inicial (M/s)

0.5355 

2 x 212

3.73 3.73 x 10

5





 

Tabla 3: cálculo de las velocidades iniciales

Tubo/ Exp.

0 [KMnO [KMnO4 (M) 4]

[H [H2 2C(M) 2O4]0

1 2 3

0.0158 0.0079 0.0158

0.5355 0.5355 0.2678

V inicial (M/s) 

 –5   –5  3.73× 10  – 3.67× 10 5 

3.73 × 10

Los resultados que obtenga al completar esta Tabla 3 son los que se usarán para calcular los órdenes de reacción con respecto a cad cadaa reactivo, el orden total, la constante de velocidad velocidad y ley de veloc velocidad idad experime experimentales ntales para la reacci reacción: ón: r = k [KMnO4]x[H2C2O4]y

Vamos a asumir que la ley de velocidad es del tipo:

Se escogen dos do s experimentos donde la concentración del rea reactivo ctivo que estoy analizando cambie, pero la concentración concentración de los demás reactivos sea constante:  x

y 

0.0079 79  0.53 0.5355 55 0.00   x y  V 1   0.01 0.0158 58  0.53 0.5355 55

V 2

3.73 x 10

5 5

3. 3.73 73 x 10

 x 

 0 .0 0 7 9     0.0158 

1  0 .5

 x 

Y recordando que si: a

 x 



b



  x  

lo log( g(b) , se encuentra que: lo log g(a)

10

 

log(1)  x   0 log(0.5)

 x 

De manera análoga, ahora se analiza el efecto del reactivo KMnO4  sobre V con [H2C2O4] constante, para lo cual escogemos los experimentos 1 y 3:  x

y 

0.0158 58  0.26 0.2678 78 0.01  x y  V 1   0.01 0.0158 58  0.53 0.5355 55

V 3

3.67 x 10

5

 0 .2 6 7 8     0.5355 

5

3. 3.73 73 x 10 0. 98 4

y



y 

 0.5 y 

log(0.984) log(0.5)



y 



0.02  0

Por lo que se concluye que el coeficiente que corresponde al reactivo H2C2O4  en la ley de velocidad de este ejemplo, es decir, el orden parcial de reacción con respecto a H2C2O4, es: y



log(0.984) log(0.5)



y 



0

ORDEN DE LA REACCION: x+y=0 Ya teniendo los valores de los órdenes de reacción para cada reactivo, la ley de velocidad para este ejemplo queda: r





k  KM KMnO nO4 4

0

0

2C2O4 4  H2C2O

Pero como: [KMnO4]0 = 1 y [ H2C2O4]0 = 1, la Ley de Velocidad queda escrita como: r



k 

Así, se obtiene que, en este experimento, la reacción: KMnO4(ac)  + H2C2O4.2H2O(ac) 

→

Mn2+(ac)  + CO2(g)

El orden parcial de la reacc reacción ión con respec respecto to al re reactivo activo KMnO4 es 0, y con respecto a H2C2O4, es 0, por lo que el orden de la reacción  reacción  es 0.

11

 

7.3.  *

Calculamos la contante de velocidad:

Una vez conocida la ley de velocidad, se puede determinar el valor de la constante de velocidad k reemplazando con los datos de cualquiera de los experimentos. k

3. 3.7 7 x 10  



 s –1 

5



GRAFICA TIEMPO vs [KMnO4] 0.018 0.016 0.014 0.012 0.01 0.008 0.006 0.004 0.002 0 50

100

150

200

250

8.  DISCUCIÓN DE RESULTADOS 1.  Se observa en la gráfica que es una línea recta por lo que los datos calculados se ajuntan a la gráfica de orden cero. 2.  Se observa en la tabla 3 que la velocidad de la reacción, a temperatura constante, aumente al aumentar la concentra concentración ción de los reactivos. reactivos.   3. 

9.  CONCLUSIONES  

Se determinó la ecuación cinética para la reacción del: KMnO4 obteniendo: r

3.7x 10  



12

5



 s –1 

+

H2C2O4,

 

 

Se determinó la entalpia de la reacción a temperatura de 298K lo cual resulta:

 

Se determinó el orden de la reacción con respecto respecto al KMnO4 y H2C2O4 resul resultando tando ambos de orden cero, por lo que el orden de la reacción resulta de orden cero  cero 

 

Se determinó la contante de velocidad para la reacción obteniendo lo siguiente: r

3.7x 10  



5



 s –1

10. BIBLIOGRAFIA

13