CINÉTICA DE OXIDACIÓN DEL ETANOL CON CROMO (VI) a
Maria Cecilia Morcillo Muñoz, bJuan José Tamayo Viáfara
a
[email protected], b juan.tamayo2@co
[email protected] rreo.icesi.edu.co i.edu.co
ayb
Facultad de Ciencias Naturales,
ayb
Programa Química Farmacéutica
Laboratorio de fisicoquímica I Mayo 24 de 2017
RESULTADOS Durante esta práctica se buscó determinar experimentalmente la ley de velocidad para la reacción de oxidación de etanol con cromo (VI), esto con la intensión de aplicar los conceptos de cinética química visto en la clase magistral. Para realizar lo anterior, se utilizó un método tanto cualitativo como cuantitativo, conocido como titulaciones. En una primera instancia se realizó una estandarización del titulante con el que se iba a trabajar, tiosulfato de sodio (Na 2S2O3), titulando una muestra de hidrato crómico (HCrO 4-) con yoduro de potasio (KI) y almidón como indicador. Al realizar esta titulación se determinó el punto de equivalencia como el momento en el que el color de la solución pasara de marrón a verde claro y se obtuvo un volumen total de 47,9mL. En un principio la reacción llevada a cabo es la siguiente, en la cual se mezclan los compuestos antes de ser titulados. 2− 6 − 14+ → 3 2 + 8
Después de realizar la titulación la reacción que se obtiene es la siguiente: 2− → 2 − −
Con estos datos de la estandarización es posible calcular la concentración del titulante y del agente titulado de la siguiente manera: 0,01 0,01 ×
0,0074
1 = 4,634 × 10−
−
×
3 2
−
×
2 − 1
×
1 0,0479
Así, podemos decir que la concentración concentración del tiosulfato tiosulfato de sodio (Na 2S2O3) es 0,004634M. Posterior a esto se procedió a titular varias muestras de la reacción del hidrato crómico (HCrO 4-) con etanol (C 2H5OH). Para ello se tomaron ocho alícuotas de 10mL cada 10 minutos, se mezclaron con yoduro de potasio (KI) y almidón y se procedió a realizar las distintas titulaciones. Los resultados obtenidos de este proceso se encuentran registrados en la tabla 1.
Print document In order to gastado print this document from Scribd, you'll a diferentes tiempos. Tabla 1. Volumen de titulante first need to download it.
Tiempo (s) 10 20
Volumen (mL) Na 2S2O3 0,01M Cancel
35,5 Download And Print 24,9
30
18,7
40
13,5
50
9,4
60
6,5
70
4,8
80
3,8
Con estos datos y conociendo la concentración de tiosulfato podemos encontrar la cantidad de hidrato crómico que se encuentra en la solución cada 10 minutos teniendo en cuenta que la reacción empieza cuando el hidrato crómico tiene contacto con el etanol. Para los primeros 10 minutos con un gasto de 35,5mL de titulante: 0,0355 ×
0,004634 −
×
1
− ×
2
1 2 − = 5,483 × 10 −
−
×
3
1 0,01
−
A los 20 minutos con un gasto de 24,9mL de titulante: 0,0249 ×
0,004634 −
×
1
− ×
2
1 2 − − = 3,846 × 10
−
×
3
1 0,01 −
A los 30 minutos con un gasto de 18,7mL de titulante: 0,0187 ×
0,004634 −
×
1
− ×
2
1 2 = 2,888 × 10− −
−
×
3
1 0,01
−
A los 40 minutos con un gasto de 13,5mL de titulante: 0,0135 ×
0,004634 −
×
1
− ×
2
1 2 − − = 2,085 × 10
−
×
3
1 0,01
−
A los 50 minutos con un gasto de 9,4mL de titulante: 0,0094 ×
0,004634 −
×
1
− ×
1 2 − = 1,451 × 10 −
2 3
−
×
1 0,01
−
Print document In order to print this document from Scribd, you'll A los 60 minutos con un gasto de 6,5mL de titulante: first need to download it.
0,0065 ×
0,004634 −
×
1
2
−
× 1 3 2 − Cancel Download And Print − − = 1,004 × 10
×
1 0,01 −
A los 70 minutos con un gasto de 4,8mL de titulante: 0,0048 ×
0,004634 −
×
1
− ×
1 2 − − = 7,414 × 10
2
−
×
3
1 0,01 −
Por último, a los 80 minutos con un gasto de 3,8mL de titulante: 0,0038 ×
0,004634 −
×
1
− ×
1 2 − = 5,869 × 10−
2 3
−
×
1 0,01 −
Ya teniendo estos valores se grafica [HCrO 4-], ln[HCrO4-] y [HCrO4-]-1 contra el tiempo y se obtienen las siguientes graficas:
Figura 1. Grafica de Concentración contra Tiempo.
Figura 2. Grafica de ln(concentración) contra Tiempo.
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Figura 3. Grafica de 1/concentración contra Tiempo.
Como el interés es hallar el orden parcial del [HCrO 4-] al observar las gráficas debemos usar la gráfica que contrapone el ln[HCrO 4-] y el tiempo. Al observar el ajuste de esta grafica podemos ver que tiene un comportamiento prácticamente lineal, por lo que se puede asumir que la reacción es de orden 1. Como se está trabajando con una reacción de primer orden es posible realizar una analogía con la siguiente ecuación: ln[HCrO− ] = l n [HCrO− ]
Por lo que la pendiente de la gráfica seria la pendiente que se encuentra en la Figura 2, -0,0054s -1. Ya con estos datos es posible hallar la velocidad inicial de la reacción cuando se encontraban intactos los reactivos planteando la ley de la velocidad para esta reacción. = [HCrO− ] [ ] [ + ]
Pero las condiciones experimentales bajo las cuales se trabajó, altas concentraciones de etanol y acido, permiten reducir esta ley de velocidad a la siguiente expresión: = [HCrO− ] = (0,0054)(7,556 × 10−) = 5,5914 × 10− −
ANALISIS DE RESULTADOS. La velocidad de reacción se define como la cantidad de reactivo que se transforma en una determinada una unidad de volumen y tiempo. Hay muchos factores que afectan esta velocidad, como lo son el orden de cada uno de los reactivos y el global, la naturaleza de la reacción que se está llevando a cabo y la temperatura,
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In order to print this document Scribd, you'llde las reacciones con entre otros. Por lo que es necesario calcular from la velocidad datos experimentales. first need to download it.
Es posible descartar los valores de las concentraciones de etanol y de ácido a la Cancel hora de realizar el cálculo de la Download ley de And la Print velocidad puesto que sus concentraciones son muy altas, teniendo en cuenta que se trabajó con etanol absoluto y ácido clorhídrico al 3,6M, y por esta razón tienden a mantenerse constantes en el tiempo. Como se puede observar en la figura 1 y la figura dos, el comportamiento de una reacción de primer orden es exponencial con respecto al tiempo y tiene cierto nivel de proporcionalidad. El valor obtenido de la velocidad y lo visto en las gráficas tiene sentido, ya que en este caso el hidrato crómico [HCrO− ] está desapareciendo con el tiempo al ser uno de los reactivos. Se puede concluir que esta reacción de oxidación es de primer orden y que la velocidad y las concentraciones de los reactivos y los productos se pueden calcular a partir de datos experimentales.
REFERENCIAS. Connors, K. “Chemical Kinetics”, 1990, VCH Publishers, pg. 14 Isaacs, N.S. "Physical Organic Chemistry”, 2nd edition, 1995. Section 2.8.3, Adison Wesley Longman, Harlow UK
Práctica 8: Cinética de oxidación de etanol con cromo (VI) / César Mujica y Carlos Borca / Colombia: Universidad Icesi, 2010 / Revisado por Martha Zambrano, 2012.
