Universidad Nacional Autónoma De México Facultad De Estudios Superiores Cuautitlán Campo 1 Ingeniería Química
Laboratorio de Cinética Química y Catálisis
Reporte 3 Cinética De Reacción Entre Fenolftaleína e Hidróxido De Sodio
“
”
Equipo 2
Hernández Arias Trinidad Teresita Jaramillo Alcantar Adriana Miranda González Adrián Moreno Sánchez Luis Alejandro Ruiz Galindo Cesar David Profesor: Manuel Paz 2651 “A”
Semestre 2014-II
19 de Marzo del 2014
INTRODUCCIÓN La fenolftaleína es un indicador que a pH básico se decolara con una rapidez fácilmente medible. La fenolftaleína presenta un máximo de absorbancia a 470 nm, por lo tanto el avance de la reacción se determina tomando la lectura de absorbancia en función del tiempo, asumiendo que se está trabajando en concentraciones tan diluidas que se sigue la ley de Beer-Lambert. Este método tiene la ventaja de ser directo y rápido. En este experimento se estudia la reacción entre Fenolftaleína (F) e hidróxido de sodio. La fenolftaleína a pH < 0, es color naranja, entre 0-8.2 se encuentra en forma de lactona y es incolora, entre 8.2-12 se forma una fenolftaleína monosodica (FNa) (FNa) de color rosa, a pH mayores de 12 reacciona con otra molécula de hidróxido de sodio para formar una fenolftaleína disódica (FNa2) con una coloración roja, la cual reacciona lentamente con otro molécula de hidróxido de sodio para formar una fenolftaleína trisodica (FNa3) incolora. El tiempo de vida media de una reacción se define como el tiempo en que reacciona la mitad de la concentración inicial, este método consiste en trazar gráficos del reactante que se está consumiendo en función del tiempo y a partir de este, determinar gráficamente el tiempo de vida media, a diversas concentraciones. Posteriormente, comparar los resultados con la tabla 3.2 y/o utilizar las ecuaciones para orden “n.
OBJETIVOS
Estudiar la cinética de la decoloración de la fenolftaleína
Determinar el grado de avance de reacción por medición espectrofotométrica
Establecer el orden de reacción respecto a la fenolftaleína a partir de tiempo de vida media.
Calcular el orden de reacción respecto a la fenolftaleína utilizando directamente la absorbancia.
Determinar el orden de reacción respecto al hidróxido de sodio a partir de la constante de rapidez especifica de pseudo orden.
PROBLEMA INTEGRADOR Obtener el orden parcial de cada uno de los reactantes en la reacción de decoloración de fenolftaleína.
EQUIPOS, REACTIVOS Y MATERIALES MATERIAL
EQUIPO
REACTIVOS
Por equipo:
Por equipo:
Por equipo:
4 Vasos de precipitados de 10 mL 2 Pipetas volumétrica de 5 mL Micropipeta 50 μL
1 Parrilla con agitación magnética Espectrofotómetro VIS con dos celdas
13 mL de disolución de NaOH 1 M 3 mL disolución de NaCl 1M 0.2 mL de disolución alcohólica alcohólica de fenolftaleína al 2%
DESARROLLO EXPERIMENTAL 1. Etiquete cuatro vasos de precipitados de 10 mL como I-IV, agregar a cada uno de ellos los volúmenes de hidróxido de sodio y cloruro de sodio indicadas en la Tabla 3.1.
Tabla 3.1 Volúmenes presentes en el sistema A
2. Coloque al sistema I, una barra de agitación magnética y agitar, adicione rápidamente a la mezcla del sistema I, 0.05 mL de fenolftaleína (la reacción inicia en cuanto se hace la mezcla, por tanto accionar el cronometro), agite dos segundos y vacíe en la celda del espectrofotómetro. 3. Mida las absorbancias de la reacción a 460 nm cada 10 s durante 300 s, a partir de 10 segundos 4. Tome la lectura de temperatura de la mezcla de reacción. 5. Repita el procedimiento para los sistemas II, III y IV.
RESULTADOS EXPERIMENTALES Tabla 1. Resultados Experimentales de absorbancia en función del tiempo para cada sistema
Absorbancia en cada Sistema Tiempo (s) 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210 220 230 240
I 0.162 0.15 0.143 0.136 0.129 0.124 0.121 0.114 0.111 0.11 0.109 0.109 0.108 0.108 0.108 0.107 0.105 0.105 0.105 0.104 0.105 0.105
II 0.167 0.157 0.149 0.142 0.137 0.132 0.127 0.124 0.121 0.118 0.117 0.115 0.114 0.112 0.111 0.11 0.109 0.108 0.108 0.108 0.108 0.107
III 0.066 0.056 0.047 0.04 0.033 0.028 0.023 0.019 0.015 0.012 0.009 0.007 0.005 0.004 0.002 0.001 0 -0.001 -0.002 -0.003 -0.004 -0.004
IV 0.039 0.028 0.013 0.004 -0.012 -0.022 -0.029 -0.034 -0.039 -0.044 -0.046 -0.05 -0.052 -0.055 -0.057 -0.058 -0.06 -0.062 -0.063 -0.065 -0.065 -0.065
ANÁLISIS DE RESULTADOS 1. Plantee la ecuación cinética de reacción.
[ ]
r= (
2. A partir de los resultados experimentales expuestos en la tabla 1, se realizaron para cada sistema las siguientes graficas con su respectiva ecuación polinomial. Gráfica 1
Sistema I 0.18 0.16 0.14 a i 0.12 c n 0.1 a b r 0.08 o b A0.06
y = 2E-06x 2 - 0.0008x + 0.1777 R² = 0.9647
0.04 0.02 0 0
50
100
150
200
250
300
Tiempo (s)
Gráfica 2
Sistema II 0.18
y = 2E-06x 2 - 0.0008x + 0.1828 R² = 0.9853
0.16 0.14 a i 0.12 c n 0.1 a b r 0.08 o b A0.06
0.04 0.02 0 0
50
100
150
Tiempo (s)
200
250
300
Gráfica 3
Sistema III 0.07 y = 2E-06x 2 - 0.0008x + 0.0847 R² = 0.9899
0.06 0.05 a i c n a b r o b A
0.04 0.03 0.02 0.01 0
-0.01
0
50
100
150
200
250
300
Tiempo (s)
Gráfica 4
Sistema IV 0.06 y = 3E-06x 2 - 0.0013x + 0.0709 R² = 0.984
0.04 0.02 a i c 0 n a b r o -0.02 b A
0
50
100
150
200
250
300
-0.04 -0.06 -0.08
Tiempo (s)
Por tanto, considerando cada ecuación representativa de los sistemas es posible determinar el valor de la absorbancia a tiempo cero, por lo que tenemos:
Sistema Absorbancia I 0.1777 II 0.1828 III 0.0847 IV 0.0709
3. Ajuste los gráficos con el dato de absorbancia cero, obtenida en el punto anterior. Absorbancia Tiempo (s) 0 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210 220 230 240
I 0.1777 0.1555 0.1489 0.1427 0.1369 0.1315 0.1265 0.1219 0.1177 0.1139 0.1105 0.1075 0.1049 0.1027 0.1009 0.0995 0.0985 0.0979 0.0977 0.0979 0.0985 0.0995 0.1009
II 0.1828 0.1606 0.154 0.1478 0.142 0.1366 0.1316 0.127 0.1228 0.119 0.1156 0.1126 0.11 0.1078 0.106 0.1046 0.1036 0.103 0.1028 0.103 0.1036 0.1046 0.106
III 0.0847 0.0625 0.0559 0.0497 0.0439 0.0385 0.0335 0.0289 0.0247 0.0209 0.0175 0.0145 0.0119 0.0097 0.0079 0.0065 0.0055 0.0049 0.0047 0.0049 0.0055 0.0065 0.0079
IV 0.0709 0.0346 0.0237 0.0134 0.0037 -0.0054 -0.0139 -0.0218 -0.0291 -0.0358 -0.0419 -0.0474 -0.0523 -0.0566 -0.0603 -0.0634 -0.0659 -0.0678 -0.0691 -0.0698 -0.0699 -0.0694 -0.0683
Gráfica 5
Sistema I 0.2 0.18 0.16 0.14 a i c 0.12 n a b r 0.1 o s b 0.08 A 0.06 0.04 0.02 0 0
50
100
150
Tiempo(s)
200
250
300
Gráfica 6
Sistema II 0.2 0.18 a i c 0.16 n a b r o s b 0.14 A
0.12 0.1 0
50
100
150
200
250
300
200
250
300
200
250
300
Tiempo (s)
Gráfica 7
Sistema III 0.2 0.18 0.16 0.14 a i c 0.12 n a 0.1 b r o 0.08 b A 0.06 0.04 0.02 0 0
50
100
150
Tiempo (s)
Gráfica 8
Sistema IV 0.08 0.06 0.04 a i 0.02 c n a 0 b r o b -0.02 A
0
50
100
150
-0.04 -0.06 -0.08
Tiempo (s)
4. Para el sistema I, mida directamente en el gráfico de absorbancia vs tiempo, el tiempo de vida media a partir de Absorbancia cero. Mida nuevamente el tiempo de vida media a partir de un medio de la absorbancia cero. Gráfica 9
Sistema I 0.2 0.18 0.16 0.14 0.12 a i c n a b r 0.1 o s b A0.08 0.06 0.04 0.02 0 0
50
100
150
200
250
300
Tiempo(s)
5. Con base al resultado anterior, ¿De qué orden, es la reacción de decoloración de fenolftaleína? Para utilizar este método, se presenta el valor de la absorbancia en función del tiempo, luego se determinó gráficamente el valor de t1/2 cuando la absorbancia tenía un valor de cero, luego se realiza la siguiente gráfica:
Gráfica 10
Sistema I 120 100
) ) s ( o p m e i T ( g o L
80 60 40 20 0
-1.2
-1
-0.8
-0.6
Log (absorbancia)
-0.4
-0.2
0
Finalmente, el orden de la reacción para el sistema 1 tiene un valor de 1. Sin embargo, el método de vida media tiene el inconveniente de que si se usan datos de un solo experimento, la reacción debe ocurrir por un alto porcentaje en su extensión. 6. Calcule las contantes de pseudo orden de reacción para cada sistema. Para ello, sabemos que la ley de rapidez en función de la concentración del hidróxido de sodio es:
Debido a una gran concentración de OH- en cada uno de los sistemas, la podemos determinar como una constante, de tal forma que la ley de rapidez torna en la siguiente expresión:
Para el cálculo de la pseudoconstante, basta con graficar ln (abs) vs el tiempo, el valor de la pendiente indicará dicho valor, los gráficos se muestran a continuación:
Gráfica 11
Ln(abs) vs Tiempo -1.7 0
50
-2.7
100
150
200
y = -0.0018x - 1.9136 y = -0.0019x - 1.8486 R² = 0.7704 R² = 0.8629
-3.7 ) s b a -4.7 ( n L y = -0.076x - 0.7514
-5.7
R² = 0.9415 y = -0.0251x - 1.6665 R² = 0.9515
-6.7 -7.7
Tiempo (s)
Sistema 1 2 3 4
Pseudoconstante (s-1) 0.0018 0.0019 0.0251 0.076
250
300
Para calcular las constantes de rapidez en cada sistema, aplicaremos la siguiente expresión:
( ) ( ) Dónde:
Dicha expresión es característica de una reacción de primer orden, esto se analiza ya que las cuestiones anteriores arrojan ese dato, es decir, la reacción entre la fenolftaleína y el hidróxido de sodio es de primer orden, así, una vez analizado esto, se prosigue a graficar
vs tiempo, con ello aplicaremos una
regresión lineal, donde la pendiente es el valor de la constante de rapidez de la reacción “K”, para
cada sistema, esta resulta ser: Gráfica 12. Sistema I
Ln(A) vs tiempo 3.5 3
y = 0.0183x - 0.3489 R² = 0.9978
2.5 ) A ( n L
2
1.5 1 0.5 0 0
50
100
150
tiempo (seg)
La constante de rapidez resulta ser de: -1
K = 0.0233 s
200
Gráfica 13. Sistema II
Ln(A) vs tiempo 4.5 y = 0.0204x - 0.52 R² = 0.9803
4 3.5 3 ) 2.5 A ( n L 2
1.5 1 0.5 0 0
50
100
150
200
250
Tiempo (s)
La constante de rapidez resulta ser de: K = 0.022 s
-1
Gráfica 14. Sistema III
Ln(A) vs tiempo 4.5 y = 0.0204x - 0.52 R² = 0.9803
4 3.5 3 ) 2.5 A ( n L 2
1.5 1 0.5 0 0
50
100
150
Tiempo (s)
La constante de rapidez resulta ser de: -1
K = 0.0199 s
200
250
Gráfica 15. Sistema IV
Ln(A) vs tiempo 5 y = 0.0204x - 0.52 R² = 0.9803
4 ) 3 A ( n L 2
1 0 0
50
100
150
200
250
Tiempo (s)
La constante de rapidez resulta ser de: -1 K = 0.0204 s 7. Trace los gráficos de Absorbancia versus tiempo, ln Absorbancia versus tiempo y 1/A vs tiempo y concluya acerca del orden de reacción. SISTEMA I Tiempo (s) 0 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210 220 230 240
Absorbancia 0.1777 0.1555 0.1489 0.1427 0.1369 0.1315 0.1265 0.1219 0.1177 0.1139 0.1105 0.1075 0.1049 0.1027 0.1009 0.0995 0.0985 0.0979 0.0977 0.0979 0.0985 0.0995 0.1009
ln A -1.72765854 -1.86110955 -1.90448034 -1.94701075 -1.98850455 -2.02874843 -2.06751297 -2.10455424 -2.13961626 -2.17243441 -2.20273976 -2.23026443 -2.25474776 -2.27594316 -2.29362535 -2.30759763 -2.31769873 -2.32380873 -2.32585372 -2.32380873 -2.31769873 -2.30759763 -2.29362535
1/ln(A) 5.62746201 6.43086817 6.71591672 7.00770848 7.3046019 7.60456274 7.90513834 8.20344545 8.49617672 8.77963126 9.04977376 9.30232558 9.53288847 9.73709834 9.91080278 10.0502513 10.1522843 10.2145046 10.2354145 10.2145046 10.1522843 10.0502513 9.91080278
Gráfica 16
Sistema I y = -0.0003x + 0.1601 R² = 0.838
0.2 a i 0.15 c n a 0.1 b r o b A0.05
0 0
50
100
150
200
250
300
200
250
300
Tiempo (s)
Gráfica 17
Sistema I 0 0
50
100
150
) -0.5 a i c n a -1 b r o b -1.5 A ( n L -2
y = -0.0023x - 1.8229 R² = 0.874
-2.5
Tiempo (s)
Gráfica 18 y = 0.018x + 6.0935 R² = 0.899
Sistema I 12 10 ) A ( n L / 1
8 6 4 2 0 0
50
100
150
Tiempo (s)
200
250
300
SISTEMA II Tiempo (s) 0 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210 220 230 240
Absorbancia 0.1828 0.1606 0.154 0.1478 0.142 0.1366 0.1316 0.127 0.1228 0.119 0.1156 0.1126 0.11 0.1078 0.106 0.1046 0.1036 0.103 0.1028 0.103 0.1036 0.1046 0.106
ln A -1.69936262 -1.82883848 -1.87080268 -1.91189527 -1.95192822 -1.99069833 -2.02798826 -2.06356819 -2.09719826 -2.12863179 -2.15761932 -2.18391356 -2.20727491 -2.22747762 -2.24431618 -2.25761173 -2.26721795 -2.27302629 -2.27496993 -2.27302629 -2.26721795 -2.25761173 -2.24431618
1/ln(A) 5.47045952 6.22665006 6.49350649 6.76589986 7.04225352 7.32064422 7.59878419 7.87401575 8.14332248 8.40336134 8.65051903 8.88099467 9.09090909 9.27643785 9.43396226 9.56022945 9.65250965 9.70873786 9.72762646 9.70873786 9.65250965 9.56022945 9.43396226
Gráfica 19
Sistema II 0.2 y = -0.0003x + 0.1601 R² = 0.838
0.18 0.16 0.14
a i c 0.12 n a 0.1 b r o b 0.08 A
0.06 0.04 0.02 0 0
50
100
150
Tiempo (s)
200
250
300
Gráfica 20
Sistema II 0 0
50
100
150
200
250
300
-0.5 ) a i c n -1 a b r o b A ( -1.5 n L
y = -0.0023x - 1.8229 R² = 0.874
-2
-2.5
Tiempo (s)
Gráfica 21 y = 0.018x + 6.0935 R² = 0.899
Sistema II 12 10 ) A ( n L / 1
8 6 4 2 0 0
50
100
150
Tiempo (s)
200
250
300
SISTEMA III Tiempo (s) 0 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210 220 230 240
Absorbancia 0.0847 0.0625 0.0559 0.0497 0.0439 0.0385 0.0335 0.0289 0.0247 0.0209 0.0175 0.0145 0.0119 0.0097 0.0079 0.0065 0.0055 0.0049 0.0047 0.0049 0.0055 0.0065 0.0079
ln A -2.46863968 -2.77258872 -2.8841909 -3.00175035 -3.12584096 -3.25709704 -3.39620984 -3.54391368 -3.70095204 -3.86800612 -4.0455544 -4.23360663 -4.43121688 -4.63562939 -4.84089252 -5.0359531 -5.20300719 -5.31852007 -5.36019277 -5.31852007 -5.20300719 -5.0359531 -4.84089252
1/ln(A) -0.40508139 -0.36067376 -0.34671769 -0.33313896 -0.31991391 -0.30702186 -0.29444588 -0.28217392 -0.27020075 -0.25853113 -0.24718491 -0.23620522 -0.22567164 -0.21572044 -0.20657348 -0.19857214 -0.19219654 -0.18802223 -0.18656045 -0.18802223 -0.19219654 -0.19857214 -0.20657348
Gráfica 22
Sistema III 0.2 0.18
y = -0.0003x + 0.1601 R² = 0.838
0.16 0.14 a i c 0.12 n a 0.1 b r o b 0.08 A
0.06 0.04 0.02 0 0
50
100
150
Tiempo (s)
200
250
300
Gráfica 23
Sistema III 0 0
50
100
150
200
250
300
-0.5 ) a i c n -1 a b r o b A ( -1.5 n L
y = -0.0023x - 1.8229 R² = 0.874
-2 -2.5
Tiempo (s)
Gráfica 24 y = 0.018x + 6.0935 R² = 0.899
Sistema III 12 10 ) A ( n L / 1
8 6 4 2 0 0
50
100
150
Tiempo (s)
200
250
300
Sistema IV Tiempo (s) Absorbancia ln (A) 1/ln (A) 0 0.0709 -2.64648485 -0.37785971 30 0.0346 -3.3639016 -0.29727386 40 0.0237 -3.74228023 -0.26721676 50 0.0134 -4.31250057 -0.23188403 60 0.0037 -5.59942246 -0.17858985 Gráfica 25
Sistema IV
y = -0.0005x + 0.0369 R² = 0.8861
0.1 0.05
a i c n 0 a b r o -0.05 b A
0
50
100
150
200
250
300
-0.1
-0.15
Tiempo (s)
Gráfica 26
Sistema IV 0 ) a i c n -2 a b r o b A-4 ( n L
0
20
-6
40
y = -0.0445x - 2.332 R² = 0.8493 60 80
Tiempo (s)
Gráfica 27
Sistema IV
y = 0.0032x - 0.3858 R² = 0.9786
0 )-0.1 A ( n-0.2 L / 1
0
20
40
-0.3 -0.4 -0.5
Tiempo (s)
60
80
Gráficamente, podemos afirmar que en todos los sistemas anteriormente descritos, todos convergen a un orden de reacción de valor 2. Esto se determina en función al valor de r. En resumen, una vez realizado el experimento y en base a los resultados obtenidos del mismo se realizó lo siguiente:
Se planteó la ecuación cinética o ecuación de rapidez de la reacción de decoloración de fenolftaleína con hidróxido de sodio, que principalmente describe la velocidad en que los reactivos se convierten en productos.
Una vez que se realizó el gráfico de cada uno de los sistemas y aplicando una regresión polinomial se pudo determinar el valor de la absorbancia al tiempo cero, que es un dato que resulta imposible de medir con el espectrofotómetro debido a que la reacción comienza al momento de mezclar los reactivos y el tiempo que se lleva tomar la muestra, verterla en la celda y que el espectrofotómetro la registre impide que se lleve a cabo.
Se determinó el tiempo de vida media para el sistema uno en el gráfico de absorbancia vs tiempo y después se realizó nuevamente el cálculo para un medio de la absorbancia total, esto nos muestra cómo sería la reacción si se utilizará otra concentración menor para los reactivos.
Finalmente, se pudo obtener el orden cinético de nuestra reacción experimental por el método gráfico, sabiendo que al graficar los resultados obtenidos para cada orden de reacción de acuerdo a cada ecuación específica, se toma siempre el valor de r2 más cercano a la unidad.
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS I.
En el espectro visible ¿Qué longitud de onda le corresponde aproximadamente a cada color?
Es una práctica usual, definir los colores puros en términos de la longitud de onda de la luz que muestran. Esto funciona bien con los colores espectrales, pero se ha encontrado que muchas combinaciones diferentes de longitudes de onda de luz pueden producir la misma percepción de color.
Las longitudes de onda se expresan normalmente en nanómetros. El espectro visible va aproximadamente desde 700 nm (extremo rojo) a 400 nm (extremo violeta). La luz blanca o luz casi blanca del Sol, contiene una distribución continua de longitudes de onda. La luz del Sol es esencialmente la de un radiador de cuerpo negro a 5780 ºK. Las longitudes de onda (colores del espectro) de la luz blanca pueden ser separadas por un medio dispersivo como un prisma.
II.
¿Cuáles son los colores complementarios?
Los colores complementarios son aquellos colores del espectro visible dispuestos en una circunferencia de tal manera que un color queda diametralmente equidistante de otro, formando el círculo cromático. De esta forma la denominación “complementario” depende en gran medida del modelo empleado RGB o RYV. Se obtiene mediante la contraposición de un color primario con un color secundario formado por los otros dos primarios. Para definir los colores complementarios es muy útil la siguiente regla: el complementario de un primario, es la mezcla de los otros dos primarios, que lógicamente nos dará un secundario. El complementario del amarillo, será el violeta, porque se obtiene mediante la mezcla de los primarios azul y rojo. El complementario del azul será el anaranjado porque se obtiene mediante la mezcla del rojo y del amarillo, y por último el complementario del rojo será el verde que se o btiene con la mezcla del amarillo y el azul.
III.
Explica la ley de Beer-Lambert para la absorción de la energía.
La Ley Lambert Beer es un medio matemático de expresar cómo la materia absorbe la luz. Esta ley afirma que la cantidad de luz que sale de una muestra es disminuida por tres fenómenos físicos: 1. La cantidad de material de absorción en su trayectoria (concentración). 2. La distancia que la luz debe atravesar a través de la muestra (distancia de la trayectoria óptica). 3. La probabilidad de que el fotón de esa amplitud particular de onda sea absorbido por el material (absorbencia o coeficiente de extinción).
Matemáticamente se expresa como: Dónde: A: Absorbancia.
: Coeficiente molar. D: Distancia.
c: Concentración molar. A medida que un haz de luz atraviesa un medio absorbente, la cantidad de luz absorbida en cualquier volumen es proporcional a la intensidad de luz incidente multiplicado por el coeficiente de absorción. Consecuentemente, la intensidad de un haz incidente decae exponencialmente a medida que pasa a través del absorbente. Esta relación cuando se expresa como Ley de Lambert es:
Dónde: T: Transmitancia. : Coeficiente molar. D: Distancia. c: Concentración molar del absorbente.
En un enfoque simplificado, la transmitancia puede ser expresada como la intensidad de la radiación incidente, que divide a la luz emergente de la muestra. Se refiere a la relación
como transmitancia o sencillamente T. La transmitancia puede ser trazada en
relación a la concentración, pero la relación no es lineal. El logaritmo negativo en base 10 de la transmitancia sí es, sin embargo, lineal con la concentración. De esta manera, la absorción es medida como:
IV.
Representa en una sola grafica de absorbancia contra concentración. a) El comportamiento del sistema que sigue la ley de Beer-Lambert. b) El comportamiento de un sistema que represente una desviación positiva. c) El comportamiento de un sistema que se desvía en forma negativa.
En la práctica, no siempre se obtiene una recta que pase por el origen. Puede obtenerse una función del tipo A= m + bc. Además se presentan desviaciones, positivas, si la absorbancia medida es mayor que la real o negativas, si la absorbancia medida es menor que la real. Esto lleva a que no se obtengan relaciones lineales entre la absorbancia y la concentración, debido a factores instrumentales y químicos.
V.
¿Qué precauciones generales experimentales en cuanto a determinar el tiempo t y el control de temperatura deben considerarse al estudiar la cinética de una reacción química? Mantener la temperatura constante en todo momento para eliminar errores experimentales ya que esta puede actuar como catalizador.
Tomar lecturas de tiempo acordes al inicio de la reacción esto es, cuando se lleva a cabo la mezcla de sistemas para llevar acabo la reacción química.
Tener un control de la temperatura acorde a las sustancias químicas empleadas, ya que si tienen una presión de vapor muy elevada, son caracterizadas como v olátiles.
VI.
Investigue para que se utiliza la prueba de fenolftaleína en estructuras de concreto. Discuta su investigación con los resultados del experimento.
Una de las principales causas de despasivación de las armaduras embebidas en hormigón es la denominada carbonatación, que consiste en la neutralización de la matriz de cemento como consecuencia de su interacción con el C02 atmosférico. La carbonatación puede inclusive causar problemas de corrosión aun en hormigones de alta calidad. Un recubrimiento de poco espesor y defectos de superficie tales como grietas, roturas, fallas, facilitan el ingreso del CO2. No pasará mucho tiempo antes de que el acero en el área de la grieta empiece a corroerse debido a la pérdida de pasivación. Los bordes del recubrimiento de hormigón son notables por su susceptibilidad a la corrosión inducida por carbonatación. Los bordes o las esquinas presentan un mayor contenido en dióxido de carbono que se difunde hacia el acero de refuerzo en dos direcciones. La solución de fenolftaleína al 1% es una prueba general que se le hace al hormigón para saber si está carbonatado. La fenolftaleína es un indicador de alcalinidad. Al aplicarlo con un spray o con pincel, el hormigón que protege a las armaduras toma una coloración rosa, en caso contrario el hormigón no toma color alguno. Con esta prueba se determina si el pH del hormigón ha descendido y ya no protege las armaduras de acero. Pero hay que señalar que es una prueba de carbonatación, y que no detecta cemento aluminoso. La carbonatación es un proceso lento que ocurre en el hormigón, donde la cal apagada (hidróxido cálcico) del cemento reacciona con el dióxido de carbono del aire formando carbonato cálcico. Esta reacción, necesariamente se produce en medio acuoso, ya que el dióxido de carbono reacciona con el agua formando ácido carbónico, ya que éste reaccionará con el hidróxido de calcio, obteniendo como resultado el carbonato de calcio y agua. Dado que la carbonatación provoca una bajada de pH (ácido) esto puede llevar a la corrosión de la armadura y dañar la construcción.
CONCLUSIONES El objetivo principal de esta sesión experimental fue el de seguir espectrofotométricamente la reacción de decoloración de la fenolftaleína con hidróxido de sodio. A nivel macroscópico se observó que la reacción se llevó a cabo de manera completa apreciando la decoloración de la fenolftaleína, sin embargo, los resultados obtenidos nos mostraron experimentalmente la forma en que los reactivos se convierten en productos en función del tiempo, esto es conocido como el avance de reacción, además nos permitió hacer los cálculos cinéticos involucrados en esta reacción, como lo son: la ecuación de rapidez , el orden cinético de la reacción respecto a cada uno de los reactivos y el tiempo de vida media que son de gran utilidad para determinar las condiciones bajo la cual se debe trabajar estos reactivos en base a la velocidad de reacción deseada y propósitos buscados. Además pudimos comprobar que el método espectrofotométrico utilizado para dar seguimiento a esta reacción resultó adecuado mostrando una exactitud por demás aceptable. Tomando en cuenta las afirmaciones antes hechas podemos asegurar que los objetivos propuestos por esta sesión experimental fueron alcanzados de manera satisfactoria.
BIBLIOGRAFÍA
Obaya, A., Vargas-Rodríguez, Y. M. (2011) La Enseñanza Experimental de la Química desde una Perspectiva Interdisciplinaria y Ecológica En Química Verde Experimental. México. Universidad Nacional Autónoma de México.
Vargas, M. & Obaya A. (2005). Cálculo de parámetros de rapidez en cinética química y enzimática. México: Universidad Nacional Autónoma de México.