UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú, Decana de América
Facultad de Química e Ingeniería Química E.A.P. Ingeniería Química 0.72
PR!C"ICA N # $% &ES"UDIO DE LA VELOCIDAD DE DESCOMPOSICI DESCOMP OSICI'N 'N CA CA" "AL"I AL"ICA CA DEL )*O*+
Profesor: Ajerico Profesor: Ajerico Pantoja Alumno: López Díaz Alan José Código: 13!"3 Código: 13!"3
Ciudad #ni$ersitaria% &" de Junio del &1'( &1'(
I.
RESUMEN
Al estudio de las velocidades a las que tiene lugar las reacciones químicas se denomina cinética química. Este tema es importante ya que nos da a conocer como como son son afec afecta tada dass las las velo veloci cida dade dess de reac reaccción ión por por las las varia ariaci cion ones es de temperatura, presión y concentración. Por ser este tema importante, en esta práctica se plantea determinar la constante de velocidad, el orden y la energía de activación, para la reacción Para el desarrollo de la práctica se colocó en el tubo 1m de solución catali!adora y se introdu"o en el termostato que a#n no está prendido, luego de que el tubo este $ minutos en el termostato se toma toma la temperatura que es es igual a %% &' (se reali!a lo mismo para la )*+&'-se agregó ,$ m de / %0% y se tapó se empe!ó a tomar medidas de volumen para cada intervalo de tiempo 2asta llegar a un tiempo infinito donde el volumen de 0 %(g- no cambia. Puesto que el eudiómetro está invertido, los vol#menes reales obtenidos serán la diferencia entre la medida total del eudiómetro y la medida tomada. 3e efect#a esta diferencia para ambas temperaturas. 'on estos datos obtenidos se procede a graficar de la 4ráfica 5&1()*%%&'- y 5&% ()*+&'- se calcula la velocidad de reacción para puntos, para esto se toma un punto y se tra!a la tangente a la curva, la pendiente nos determina el valor de la 6elocidad 6elocidad a diferentes intervalos de tiempo. 7e la 4ráfica 5&+ y 5&, nos indican que la reacción es de primer orden dado que la gráfica tierne tendencia lineal. Para la 4ráfica 5&$ y 5&8, como sabemos que la reacción es de primer orden graficamos log (69: 6t- vs t para el cálculo de la constante de reacción, el valor de las constantes constantes son las siguientes; para para %% &' es .81%8 min :1 y para + &' es .1%<=% min :1 >inalm >inalment ente e con con el valor valor de las const constant antes es de veloc velocida idad d a las temper temperatu aturas ras absolutas se calcula la energía de activación activación dándonos dándonos 8.% ?@mol. Pode Podemo moss conc conclu luir ir que que la rela relaci ción ón de la velo veloci cida dad d con con la temp temper erat atur ura a son son directamente proporcionales.
1
II.
INTRODUCCIÓN
Al estudiar la velocidad de las reacciones químicas se llega a comprender como es que los reactantes a una determinada concentración se consumen en un tiempo dado, estos datos permiten formular ecuaciones con los cuales se pueden concluir las etapas por las cuales pasan las reacciones es decir, se elimina las etapas rápidas donde se forman los productos intermedios. Para ello es necesario controlar la temperatura así como la presión a la que se reali!an las reacciones químicas. En este informe se estudia la descomposición catalítica del peróBido de 2idrógeno con el fin de determinar el grado de reacción es decir el n#mero de etapas por las que pasa transcurre para formar el oBígeno molecular.
&
III.
OBJETIVOS : 7eterminar de la constante de velocidad de la reacción : 7eterminar del de la reacción : 7eterminar la energía de activación, para la reacción. : 7eterminar la función del catali!ador en descomposición / %0%
IV.
PRINCIPIOS TEÓRICOS Determinación de la ley de velcidad. os datos cinéticos primarios son las concentraciones de las sustancias a distintos tiempos. /ay diversos modos de obtener la ley de velocidad a partir de estos datos. En el método de velocidades iniciales, la velocidad se mide al comien!o de la reacción para varias concentraciones iniciales de reactivos diferentes. 7espués el método considera que la ley de velocidad para una reacción entre A y C es supuestamente D A * FAGaFCGb , D A *dFAGdt entonces su velocidad inicial (D A ,- está dada por los valores iniciales de las concentraciones FAG y FCG como D A , * FAGao FCGbo
tomando logaritmo; log D A, * logk H alogFAGo H blogFCGo
IIIIII(1-
Por tanto , una presentación del logaritmo de la velocidad inicial del cambio de la concentración en función del logaritmo de la concentración inicial de A (manteniendo constante FCG o - debe ser una línea recta con pendiente a. Jgualmente , el orden con respecto a C se puede determinar representando log D A,o en función de logFCGo manteniendo FAGo constante. El método de las pendientes iniciales podría no poner de manifiesto la ley de velocidad completa, pues en una reacción comple"a los propios productos pueden afectar a la velocidad. Para evitar esta dificultad, la ley de velocidad se debe a"ustar a los datos obtenidos en el transcurso de la reacción. Esto se puede 2acer, al menos en los casos sencillos, utili!ando una ley de velocidad propuesta para predecir la concentración de cualquier componente en cualquier instante y comparándola con los datos. 7ado que las leyes de velocidad son ecuaciones diferenciales, se deben resolver(es decir, integrarlas- para las concentraciones como funciones del tiempo. 3
Reaccine! de "rimer rden a ley de velocidad de primer orden para la desaparición de un reactivo A es :dFAGdt * k FAG III..(%(Kn e"emplo de este tipo de proceso es el decaimiento radiactivo de un n#clido-. Lsta ecuación diferencial se reordena a (1FAG-dFAG * :k dt , que se puede integrar directamente .7ado que inicialmente ( a t* - la concentración de A es FAG o y a un tiempo posterior t esFAGt , resulta que
a solución se puede eBpresar de dos formas #tiles ; lnFAGtFAGo * :t , FAGt * FAGoe:t a #ltima de estas ecuaciones indica que en una reacción de primer orden la concentración de reactivo decrece eBponencialmente con el tiempo, con una velocidad determinada por . a primera solución indica que si se representa lnFAGtFAGo en función de t , la reacción de primer orden dará una línea recta. 3i la representación es lineal, entonces la reacción es de primer orden y el valor de se puede obtener a partir de la pendiente (la pendiente es M-.
V.
DET#$$ES E%PERIMENT#$ES
"
a. M#TERI#$ES ) Equipo instalado tal como se muestra en la figura, pipetas de 1 y 1ml, vasos y bagueta. &. RE#CTIVOS ) 3olución de ,$N de >e'l +, /%0% al 1O en volumen.
VI.
PROCEDIMIENTO E%PERIMENT#$ En el reactor a manera de tubo se colocó 1ml de la solución catali!adora y se introdu"o en el termostato que a#n no está prendido para que esta solución se aclimate a la temperatura del agua en él. 7espués de unos $ minutos sin sacar del termostato el tubo se agregó ,$ml de / %0% y se tapó el tubo que está conectado a la bureta la cual tiene agua que esta nivelada, luego se empe!ó a tomar las medidas de volumen cada ciertos intervalos de tiempo 2asta llegar a un tiempo infinito donde el volumen producido de 0%(g- no cambia, este es el volumen infinito. Este procedimiento se vuelve a repetir pero a2ora el termostato se conectó llevando la temperatura del agua a +
℃
donde se introdu"o nuevamente
por unos $ minutos el reactor y luego se agregó el / %0% y se procedió de igual manera tomando los vol#menes a ciertos intervalos de tiempo seg#n se indica en las tablas de datos.
VII.
T#BU$#CIÓN DE D#TOS
'
T#B$# N' () cndicine! del la&ratri PRESIÓN *mm+,-
TEMPER#UR# *'C-
+R
<$8
%+
+
T#B$# N' / Vl0mene! de O/ re,i!trad! a diver!! valre! de tiem" al a,re,ar ( m$ de catali1adr 2eCl 3 a 4na Tem"erat4ra de //'C Tiem" *t- *min-
Vl4men de O / ,enerad *V- *m$-
,$ 1 1,$ % %,$ + +,$ ,$ $ 8 < = 1 1% 1 18 1= % %% % %8 %= + +% +
+ ,8 8,+ =, , 1,8 11,< 1%,= 1, 1$, 18, 1=,$ 1, %1,1 %%,1 %+, %,8 %$,= %8,8 %<,$ %=, %=, %=,8 %=,< %=, %,1 %,%
*
T#B$# N' 3) Vl0mene! de O/ re,i!trad! a diver!! valre! de tiem" al a,re,ar ( m$ de catali1adr 2eCl 3 a 4na Tem"erat4ra de 35'C
Tiem" *t- *min-
Vl4men de O/ ,enerad *V- *m$-
,$ ,<$ 1, 1,%$ 1,$ 1,<$ %, %,%$ %,$ %,<$ +, +,$ , ,$ $, 8, <, =, , 1, 11, 1%,
1, 1$, %,$ %, %8, %<, %<,< %=,1 %=,$ %=,= %,1 %,$ %,= +, +, +,< +, +1, +1, +1, +1, +1,
T#B$# N' 3 Vl4men del O/ al tiem" ∞
T *'C%% +
V ∞
*m$-
++,8 +,$
!
T#B$# N' 5 "ara la 6r78ica N' ( y N'9 *T://'C-
Tiem" *t- *min,$ 1 1,$ % %,$ + +,$ ,$ $ 8 < = 1 1% 1 18 1= % %% % %8 %= + +% +
*V;< Vt-
$,*V;< Vt-
+.8 % %<.+ %$.8 %.% %+ %1. %.= 1.8 1=.8 18.< 1$.1 1+.< 1%.$ 11.$ 1.8 <.= < 8.1 $.8 $.% $ . .< .$ .
1.=$< 1.8% 1.+8% 1.=% 1.+=+= 1.+81< 1.+ 1.+1=1 1.%%+ 1.%8$ 1.%%%< 1.1< 1.1+8< 1.8 1.8< 1.%$+ .$% .=%1 .=$1 .<=$+ .<=% .<18 .8 .8% .8<%1 .8$+% .8+$
+
T#B$# N' 9 "ara la 6r78ica N' / y N'= *T:35'C-
Tiem" *t*min-
*V;< Vt-
$,*V;< Vt-
,$ ,<$ 1, 1,%$ 1,$ 1,<$ %, %,%$ %,$ %,<$ +, +,$ , ,$ $, 8, <, =, , 1, 11, 1%,
%.$ 1.$ 1 1.$ =.$ <.$ 8.= 8. 8 $.< $. $ .< .$ .1 +.= +.8 +.$ +.$ +.$ +.$ +.$
1.+= 1.% 1.18 1.%1 .% .=<$ .=++ .=8 .<<= .<$8 .<+% .8 .8<% .8$+ .81+ .$= .$$8 .$ .$ .$ .$ .$
VIII. C>$CU$OS ? 6R>2ICOS a. 6ra8i@4e * V < V - v! t) "ara cada tem"erat4ra. ∞
t
,
T: //'C
r-.ca N/$ (V01 V2 vs 2 3' 3 &' &
(V01 V2 mL 1' 1 '
'
1
1'
&
&'
3
3'
"
2(min
T:35'C
r-.ca N/* (V01 V2 vs 2 3 &' & -./) .t0 mL
(V01 V2 mL 1' 1 '
&
"
*
+
1
1&
1"
2(min
1
&. 6ra8i@4e el l, de la velcidad de la reacción "ara di8erente! interval! de tiem" en 84nción del l,* V ∞ <
V t -)
y Aalle el rden de
la reacción. T: //'C
r-.ca N/% l34(V01 V2 vs l34 (Vr5n (* (' (" log $elocidad
(3
l34 (Vr5n
Linear -log $elocidad0
(& (1 (" 1(& )(1 ( (+ 1(* )(&
l34(V01 V2
T: 35'C
r-.ca N/6 l34 (Vr5n vs l34(V01 V2 1(& 1( (+
l34 (Vr5n
(*
Linear -0
(" (& ( (* (! (+ (, 1( 1(1 )(&
l34(V01 V2
11
3e tomaron puntos tangentes a la curvas de los gráficos anteriores con el ob"etivo de calcular la pendiente que nos dará el valor de la velocidad de reacción. os puntos obtenidos se detallan en la tabla de resultados.
Reacción de "rimer rden) ya @4e la! ,r78ica! !n recta!. c. 6ra8i@4e el l, * V ∞ < V - ó (* V ∞ < V - v! t) de ac4erd al rden t
t
&tenid en &- y Aalle la! cn!tante! de velcidad de reacción.
Para rden N' () tenem! la! !i,4iente! ,r78ica! T://'C /3)(9F:/G9.(9F
r-.c3 N/ 7 l34(V01 V2 vs 2 1(* 1(" f-0 2 ) (3 1("
1(&
l34(V01 V2
1(
log-./) .t0
(+
Linear -log-./) .t00
(* (" (& (
'
1 1' & &' 3 3' "
2(min
pendiente
=
K 2,303 −
−
2
−
k 1 6,126 × 1 0 mi n =
1
−
0,0266 min
=−
1
1&
T:35'C/3.(9:3H.(9F
r-.c3 N/8 l34(V01 V2 vs 2
log-./) .t0 Linear -log-./) .t0 0
l34(V01 V2 f-0 2 ) (* 1(3
(,
1(+
&(!
3(*
"('
2 (min
pendiente
=
k 2,303 −
1
−
1
−
k 2 1,2782 ×1 0 mi n =
1
−
0,0555 mi n
=−
d. Calc4le la ener,a de activación de la reacción. a energía de activación (
Ea
- se obtiene de la siguiente ecuación;
13
log
( ) k 2
=
k 1
Ea =log
Ea log =
Ea
]
−
2,303 R T 2 × T 1
() ( k 2 k 1
2,303 R ×
1,2782 × 10
1
−
−
[
T 2 ×T 1 T 2−T 1 1
−
mi n
2
−
6,126× 1 0 mi n
Ea =46.204
I%.
[
T 2 T 1
1
)
]
2,303 ×
8,314 J 307.15 K × 295.15 K × molK 307.15 K 295.15 K −
kJ mol
T#B$# DE RESU$T#DOS
T#B$# N'= "ara l! 5 "4nt! tan,ente! a la c4rva a di8erente! tem"erat4ra! T://'C *V;< Vt%$.8 1=.8 1$.% 11.
VRn +.1 %.+ 1.$1 .=
l,*V;< Vt1.=% 1.%8$ 1.1=1= 1.$8
l, VRn .1 .+81< .1< :.8
T:35'C *V;< Vt1.8 <.$ 8. $
VRn 1% +.% 1.$8 .<$
l,*V;< Vt1.%$+ .=<$1 .=8% .8
l, VRn 1.<% .$$1 .1+1 :.1%
T#B$# N' cn!tante! de velcidad a di8erente! tem"erat4ra!
T'F
K *min<(-
%$.1$
H)H=(/=
+<.1$
H)(/L/ 1"
T#B$# N' L ener,a de activación *Ea-
Ea *KJml8,%
%.
DISCUSION DE RESU$T#DOS •
/ubo errores al reali!ar esta práctica las cuales pueden ser que de"o abierto muc2o tiempo el orificio de salida del aire, de"ándose escapar muc2o volumen de oBigeno el cual no pudo ser calculado, el aparato para efectuar las mediciones se encontraba con pequeQas fugas, además el cálculo de la altura a la que se debía sostener la pera, era muy ineBacto.
•
a descomposición del peróBido de 2idrogeno es un e"emplo claro de reacciones de primer orden. EBperimentalmente, en laboratorio se traba"ó a una temperatura de %+&' de donde se obtuvo para %%&' la descomposición del peróBido de 2idrogeno un orden de reacción igual a 1, mientras que para una temperatura de +&', también se obtuvo un orden de reacción igual a 1.
•
El desprendimiento de 0 % con la ayuda de un catali!ador se lleva a cabo de manera más rápida y eficiente, siendo un factor importante la temperatura, el catali!ador no inicia una reacción, sino que solo acelera una transformación que se produce por si misma en forma eBtraordinariamente lenta.
•
El catali!ador provoca una disminución de la energía de activación, aumentando la velocidad de reacción.
1'
%I.
CONC$USIONES
•
7e acuerdo a la gráfica log(69
9
6t- vs t , la constante de velocidad a
%%R' es .81%8 min :1 ( 4rafica 5R $ , pag 1+-. •
7e acuerdo a la gráfica log(69
9
6t- vs t , la constante de velocidad a
+R' es .1%<=% min :1 ( 4rafica 5R 8 , pag 1•
A partir de los graficos log(6rBn- vs log(69 9 6t- , se pudo establecer que la reacción es de primer orden, pues las gráficas tienen tendencia lineal. ( 4raficas 5R+ y 5R , pag1%-
•
a energía de activación del / %0% con el catali!ador es de 8.% ?@mol-
•
a energía de activación del / %0% sin el catali!ador es de 8.1 ?@mol-
%II.
RECOMEND#CIONES •
3e recomienda mantener constante la temperatura, para obtener una curva que contenga al mayor n#mero de puntos y de esta manera 2allar la velocidad de la reacción, el orden y la constante de velocidad.
1*
•
Evitar fuga de oBígeno, debido al volumen final debe ser mayor al obtenido en cada segundo.
•
7urante el calentamiento el vaso nivelador se mantiene en la posición más alta posible.
%III.
BIB$IO6R#2# Marn y Pr4ttn S>undamentos de >isicoquímicaT, 1ra. edición, Edit. imusa, NéBico, 1<=, páginas; =+:=+< •
#tKin! P.N. >isicoquímicaT %da Edición. Edit Addison Uesley, NéBico, 1%=, Jberoamericana, NéBico 1== Pn1 M411. S>isicoquímicaT, 1era. edición, Jberoamericana, NéBico, 1==, páginas; $1$:$1=
Edit.
Kniverso,
Ca!tellan 6. S>isicoquímicaT, %da. edición, Edit. Addison Uesley Jberoamericana, NéBico, 1=<, páginas; =1:== Marn) $andó J. S>isicoquímica >undamentalT, 1ra. edición, Edit. imusa, NéBico, 1<=, páginas; =:= •
2ttp;VVV.celso:foelel.com.brartigosoutrosWEstudioO%cin OEticoVreO%deO%laO%reacciO>+nO%entreO%perO>+Bido O%deO%2idrO>+ge.pdf
1!
%IV.
#NE%O CUESTION#RIO
(.< C47nd !e dice @4e la! mlc4la! !e enc4entran en e!tad activadQ ? Cóm in8l4ye la tem"erat4raQ El aumento de temperatura produce casi invariablemente un aumento significativo de velocidad de una reacción química. as moléculas reaccionantes no solamente deben cli!inar entre sí, sino que también deben ser correctamente rientada! y c2ocar con suficiente energía, o sea estar activada!. El n#mero de colisiones que son efectivas es muc2o más pequeQo y debe ser claramente diferenciado de las colisiones totales. as moléculas que reaccionan están en un estado eBcepcional, uno de alta energía comparado con el promedio molecular. as colisiones que causan reacciones entre dos o más moléculas, son pocas y solamente pueden ocurrir por colisiones de molécula de alta energía. as moléculas que reaccionan se llaman mlc4la! activada!, y una colisión que causa reacción se llama una cli!ión de rica ener,a. a velocidad del aumento de la velocidad de reacción con la temperatura, consiste en que el aumento de temperatura favorece considerablemente el aumento de la fracción de moléculas que posee gran eBceso de energía sobre el promedio, 2abiendo así un n#mero mayor de colisiones de moléculas que posee la necesaria ener,a de activación para que se efectué la reacción. os conceptos de e!tad activad y energía de activación se 2an introducido para eBplicar el pequeQo n#mero de colisiones fructíferos en las reacciones químicas. a reacción #nicamente tiene lugar 1+
cuando las moléculas reaccionantes poseen una cantidad adicional de energía, por encima de las que poseen el promedio de las moléculas. Esta energía adicional se denomina energía de activación, y cuando unas moléculas la poseen, se dice que están en estado activado. 'uanto mayor es la energía de activación para una reacción, menor será el n#mero de moléculas que la poseen y más lenta será la reacción a una temperatura determinada de otro lado, cuanto mayor es la temperatura, mayor será el n#mero de moléculas en estado activado.
Ener,a de #ctivación de 4na Reacción.
/.< C47l e! la 84nción de 4n catali1adr en 4na reacción Q Kn catali!ador es una sustancia que aumenta la velocidad de reacción química sin consumirse, el catali!ador puede reaccionar para formar un intermediario, pero se regenera en paso subsecuente de la reacción. a función de un catali!ador es la de efectuar la reacción deseada con una menr ener,a de activación, lo que produce una reacción más
1,
rápida. Por qué más moléculas alcan!an a poseer la cantidad de energía de activación necesaria para reaccionar.
E8ect del Catali1adr !&re la Ener,a de #ctivación.
3.< E"li@4e el "rce! de a4t cat7li!i!. 'uando en un proceso se produce una sustancia capa! de actuar como catali!ador sobre la reacción, se dice que esta es auto catalítica. Así ocurre en el desdoblamiento del acetato de etilo en etanol y ácido acético, que empie!a por ser muy lenta, pero cuando se 2a formado algo de ácido acético la rapide! aumenta, porque este ácido influye sobre la saponificación, por lo iones /idronio que se forman con le solvente agua. 0tro e"emplo es la valoración de ácido oBálico con permanganato sobre la solución caliente de ácido oBálico, transcurre un tiempo antes de que se decolore, sin embargo la segunda porción se decolora rápidamente, debido a las 3ales manganosas que se 2an formado al consumirse la primera porción del permanganato, catali!an la reacción.
&
