UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO DEL PERU DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE INGENIERIA QUÍMICA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA
DETERMINACIÓN DE LA ECUACIÓN CINÉTICA DE LA REACCIÓN DE PERMANGANATO DE POTASIO Y ÁCIDO OXÁLICO
DOCENTE: Ing. SUASNABAR BUENDÍA HUGO INTEGRANTES:
APOLINARIO CAPCHA CARMEN TAVITA ESCOBAR VELAZCO GABRIELA LEON CONDOR ROXANA C
CÁTEDRA:
INGENIERIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS I CICLO: VII FECHA:
HUANCAYO-PERU 2017
INTRODUCCIÓN
La velocidad de una reacción química es estudiada por la cinética química en el campo de la Ingeniería de la Reacciones Químicas; cuando se representa matemáticamente (por una ecuación) la velocidad de una reacción química, a una condición establecida, esta se representará, como se sabe por teoría, con parámetros (constante de reacción, orden parcial con respecto a cada reactivo y/o producto), y variables (concentración de cada reactivo y/o producto). Por lo mencionado, entonces para el estudio de la velocidad de una reacción química, se debe determinar la cinética química, que básicamente consiste en determinar el valor de los parámetros o constantes de la ecuación de velocidad de una reacción química. Existen diversos métodos para estudiar la cinética de una reacción química. Entre los cuales se pueden citar: el método de integración de las velocidades de reacción, el método de velocidades iníciales, el método de tiempo de vida media, entre otros. En todos estos, se persigue un mismo fin, que es conocerlos valores de los parámetros cinéticos específicos de la reacción. ( Barrios, Wladimir, Bracho, & Ramírez, 2012, p.01) En el presente laboratorio se utiliza el metodo de las velocidades inicales, que básicamente consiste en medir el tiempo en que reaccionan un número determinado de moles de una reactivo. Estas medidas de las velocidades iniciales permitirán calcular el orden de reacción respecto a cada uno de los reactivos, una vez determinado el orden de la reacción respecto a una especie, se procede a determinar el orden respecto a otra; y a part ir de estos ordenes poder determinar el orden general de la reacción que es uno de los objetivos que se desea obtener en esta práctica.Además conocido el orden de la reacción química se determina la constante cinética de la reacción utizando los datos experimentales obtenidas.
CONTENIDO RESUMEN ............................................................................................................................ 4 I.
OBJETIVOS ............................................................................................................... 5
1.1. OBJETIVO GENERAL ........................................................................................ 5 1.2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS .............................................................................. 5 II. PLANTEAMIENTO DEL PROBLEMA ............................................................... 6 2.1 CARACTERIZACIÓN DE LA PROBLEMÁTICA ................................................... 6 2.2 FORMULACIÓN DEL PROBLEMA. ...................................................................... 6 2.2.1 PROBLEMA GENERAL ................................................................................ 6 2.2.2 PROBLEMA ESPECÍFICOS .......................................................................... 6 2.3 JUSTIFICACIÓN DE LA INVESTIGACIÓN ........................................................... 7 III. MARCO TEÓRICO ............................................................................................... 8 3.1 CINÉTICA QUÍMICA: ............................................ Error! Bookmark not defined. 3.2 VELOCIDAD DE REACCIÓN: .............................. Error! Bookmark not defined. 3.3 MOLECULARIDAD Y ORDEN DE REACCIÓN . Error! Bookmark not defined. 3.4 VARIABLES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN ... Error! Bookmark not defined. 3.5 GRADO DE AVANCE DE LA REACCIÓN: ......... Error! Bookmark not defined. 3.6 REPRESENTACIÓN DE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN: ... Error! Bookmark not defined. 3.7 PERMANGANATO DE POTASIO ........................ Error! Bookmark not defined. 3.8 ÁCIDO OXÁLICO: ................................................. Error! Bookmark not defined. 3.9 REACCIÓN DEL PERMANGANATO DE POTASIO CON EL ÁCIDO OXÁLICO EN UNA DISOLUCIÓN ACUOSA DE ÁCIDO SULFÚRICO : ....... Error! Bookmark not defined. IV. PARTE EXPERIMENTAL .................................................................................. 19 V.
CÁLCULOS ......................................................................................................... 20
VI.
CONCLUSIONES ................................................................................................ 24
VII. BIBLIOGRAFÍA .................................................................................................. 25
RESUMEN
En esta práctica se estudia la cinética de reacción KMnO 4 + H2C2O4 en medio ácido, el objetivo principal de esta práctica es desarrollar la ecuación de la reacción especificada, para alcanzar este objetivo se prepara cada reactivos concentraciones conocidas 0.714 M de y 0.0663M de H2C2O4 y luego se hace reaccionar en un tubo de ensayo limpio y seco, para establecer el medio ácido se utiliza como agente acidificante el ácido sulfúrico concentrado (H 2SO4(cc)), como indica el método de la velocidades iniciales, se mide el tiempo de reacción de cada muestra preparada, el tiempo de reacción se mide desde que se mezcla los dos reactivos hasta que la mezcla se pase de color purpura a ser una solución incolora. Una vez establecida los datos experimentales se proceden a calcular el orden con respecto a cada reactivo (orden parcial), donde se obtiene con respecto al ácido oxálico una orden de reacción 0.43 y con respecto al permanganato un orden 0.99.Una vez obtenido el orden parcial de cada reacción, se calcula el orden total de la reacción, que sencillamente es la suma total del orden parcial con respecto a cada reactivo, por último se determina el coeficiente cinético de la reacción para cada experimento (tres en total), y el sencillamente el promedio de estos tres.
coeficiente para esta reacción será
I.
1.1.
OBJETIVOS
OBJETIVO GENERAL
Determinar la ecuación de velocidad para la reacción del cromato de potasio (K2CrO4) con el dicromato de potasio (K 2Cr 2O7) en medio ácido, a las condiciones ambientales del LOPU de la facultad de Ingeniería Química de la Universidad Nacional del Centro Del Perú.
1.2.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Determinar el orden parcial y total para la reacción del cromato de potasio (K2CrO4) con el dicromato de potasio (K 2Cr 2O7) en medio ácido, a las condiciones ambientales del LOPU de la facultad de Ingeniería Química de la Universidad Nacional del Centro Del Perú.
Determinar el coeficiente cinético para la reacción del cromato de potasio (K2CrO4) con el dicromato de potasio (K 2Cr 2O7) en medio ácido, a las condiciones ambientales del LOPU de la facultad de Ingeniería Química de la Universidad Nacional del Centro Del Perú.
Comparar y discutir las razones que afectan los resultados obtenidos experimentalmente.
II.
PLANTEAMIENTO DEL PROBLEMA
2.1 CARACTERIZACIÓN DE LA PROBLEMÁTICA La cinética química se ocupa del estudio de las velocidades de reacción (que dependen, entre otros factores, de la naturaleza y de la concentración de los reactivos, la temperatura y la presencia de catalizadores) así como de la trayectoria seguida en la reacción para pasar de los reactivos a los productos. Es muy importante hacer notar que dicha velocidad se define como el índice de cambio con el tiempo de algún reactivo o producto que interviene en la reacción estudiada; la expresión que da la velocidad de la reacción como función de la concentración de cada una de las sustancias que influyen en ella, se llama Ley de velocidad de reacción. Esta ley debe determinarse experimentalmente ya que no es posible deducirla a partir de la ecuación estequiométrica. La forma habitual de expresarla es por medio de una ecuación en la que aparece una constante, llamada constante de velocidad, multiplicada por la concentración de varias especies elevadas a un exponente, llamado orden.
2.2 FORMULACIÓN DEL PROBLEMA 2.2.1 PROBLEMA GENERAL
¿Cómo determinar la ecuación de velocidad para la reacción del cromato de potasio (K2CrO 4) con el dicromato de potasio (K 2Cr 2O7) en medio ácido?
2.2.2 PROBLEMA ESPECÍFICOS ¿Cómo determinar el orden parcial y total para la reacción del cromato de potasio (K2CrO 4) con el dicromato de potasio (K 2Cr 2O7) en medio ácido? ¿Cómo determinar el coeficiente cinético para la reacción del cromato de potasio (K2CrO 4) con el dicromato de potasio (K 2Cr 2O7) en medio ácido? ¿Cuáles son las razones que afectan los resultados obtenidos experimentalmente?
2.3 JUSTIFICACIÓN DE LA INVESTIGACIÓN Este laboratorio experimental tiene como finalidad que el alumno aplique los conocimientos adquiridos en el curso de reacciones químicas, y también con el curso de matemáticas en lo referente a gráficas lineales, potenciales, etc. De igual forma se pretende que nosotros seamos capaces de analizar las curvas obtenidas y determinar la ecuación empírica que represente dicho fenómeno real empleado para tal fin. También se conoce que en el transcurso de una reacción química, se desprende o se absorbe energía, generalmente en forma de calor luz o electricidad, siendo exotérmica la reacción que desprende energía y endotérmica la reacción que absorbe energía. La velocidad de reacción es la cantidad de sustancia formada o transformada en la unidad de tiempo, existen muchos factores que influyen la velocidad de la reacción, la que trabajaremos en este laboratorio es la concentración de los r eactantes. Al término de la realización del informe se podrá determinar si el laboratorio realizado nos da un valor adicional en la parte académica.
III.
3.1.
MARCO TEÓRICO
CINÉTICA QUÍMICA:
Como su nombre lo implica, está relacionada con el estudio de las reacciones químicas, mientras están en el proceso. Es decir le interesa la evolución que los sistemas reactivos tienen con respecto al tiempo de reacción o de residencia. La cinética química es el estudio de: (Buendía, 2010)
3.1.1 MECANISMO DE LA REACCIÓN: Es la secuencia detallada de los pasos simples, elementales, que van desde los reactivos a los productos. (Diego, 2008)
3.2.
VELOCIDAD DE REACCIÓN:
Velocidad de consumo o de formación como el cambio en la concentración de una especie dada con respecto al tiempo. Es una medida de la rapidez con la que se forman los productos o se consumen los reactivos . (Diego, 2008). Las transformaciones de los reactantes en los productos tienen lugar a diferentes velocidades, algunas reacciones son instantáneas, otras requieren minutos, horas, días y otras son tan lentas que prácticamente se consideran que no ocurre reacción. 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 (SMITH, 1991). Matemáticamente se puede expresar de la siguiente manera:
→ = = ∗
…(1)
La velocidad de reacción se puede medir ya sea observando: la desaparición de un reactante con el tiempo O
/ . La aparición de un producto con el tiempo / .
velocidad y orden de reacción.
+→+
Ecuación de
Si se verifica a volumen constante, entonces se tiene:
= = = =
…(2)
= = =
…(3)
Donde: m: n: m+ n: k:
orden de reacción respecto a A. orden de reacción respecto a B. orden total de reacción. constante de velocidad.
m y n no son necesariamente los coeficientes estequiométricos de A y B en la reacción global El orden de la reacción debe determinarse experimentalmente.
3.2.1
La constante de velocidad de reacción (K)
= , ,..
Sea la ecuación cinética Por definición, es independiente de las masas de las sustancias participantes, pero depende de todas las demás variables que influyen sobre r.
Las dimensiones del coeficiente cinético K para la reacción de orden será:
−− Donde:
,,ℎ,í,, ñ. ⁄).
t: Esta en: C: Esta en:
3.2.2
Estequiometria
Cuando los coeficientes estequiométricos no son uno, la velocidad de la reacción no es la misma velocidad de consumo de los reactivos o de formación de los productos. Entonces para una reacción cua2lquiera.
++⋯→+…
La velocidad de reacción V es:
= ∆∆ = ∆∆ = ∆∆ = ∆∆
…(4)
La velocidad de reacción V se obtiene dividiendo cualquier velocidad *relativa sobre su coeficiente balanceado. (Anónimo, 2008)
3.3.
MOLECULARIDAD Y ORDEN DE REACCIÓN
La molecular dad de una reacción elemental es el número de molé culas que interviene en la reacción, y se ha encontrado que puede valer uno, os y, en ocasiones, tres. La molecular dad se refiere solamente a una reacción elemental. Frecuentemente encontramos que la velocidad con que transcurre una reacción en la que intervienen las sustancias A, B,, D puede darse aproximadamente por una expresión del tipo siguiente:
= . …
++⋯+=
…(5)
Donde a, b, …, d no han de estar necesariamente relacionados con los coeficientes estequiométricos. El orden de la reacción es el exponente al que están elevadas las concentraciones. (M., 1975)
3.4. VARIABLES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN Un modo de explicar el mecanismo mediante el cual las reacciones químicas se llevan a efecto es admitiendo que tales procesos son el resultado del choque entre las moléculas de las sustancias reaccionantes. Sólo cuando dicho choque es suficientemente violento se romperán las moléculas y se producirá la reordenación entre los átomos resultantes. El desarrollo riguroso de estas ideas básicas constituye la llamada teoría de colisiones (ZARAGOZA, 2015). Nos apoyaremos, en lo que sigue, en esta interpretación de las reacciones químicas para describir cómo intervienen diferentes factores en la modificación de la velocidad de reacción. La velocidad de una reacción es afectada por varios factores:
Naturaleza de los reactantes, Su concentración La temperatura El medio en el cual se lleva a cabo la reacción, presencia de catalizadores. Características estructurales: o el ángulo, la longitud y la energía de los enlaces involucrados en el proceso de reacción, o el número de enlaces que se rompen durante la reacción.
Para reacciones en fase heterogénea se debe considerar los catalizadores.
3.4.1
EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN:
Se puede encontrar a partir de datos experimentales de concentraciones de los reactivos y velocidades de reacción, una ecuación o Ley de velocidad, que es puramente empírica, y sirve para determinar cómo cambia la velocidad cuando cambian las concentraciones de los reactivos en una reacción dada. Así, para una reacción general homogénea del tipo:
++⋯+→ La ley de velocidad se escribe como:
= … Donde: k: x, y, n: reactivo)
…(6)
Constante cinética Órdenes particulares de reacción (con respecto a cada
Por la misma razón que son más frecuentes los accidentes de tráfico en las, «horas punta», cuanto mayor sea el número de moléculas de los reactivos presentes en un mismo volumen más fácilmente podrán colisionar. Asimismo, cuanto mayor sea el número de colisiones que se producen en la unidad de tiempo, tanto más probable será la realización de un choque eficaz, esto es, de un choque que dé lugar a la transformación de las moléculas. De esta forma se explica el hecho experimentalmente observado, de que al aumentar la concentración de los reactivos aumente la velocidad de la reacción química (LEVIENSPEL, 2004).
3.4.2 EFECTO DE LA TEMPERATURA: De acuerdo con la teoría cinético-molecular de la materia, las moléculas constituyentes de cualquier tipo de sustancia se hallan en continua agitación vibrando o desplazándose con una energía cinética que es directamente proporcional a la temperatura absoluta T a la que se encuentre dicha sustancia. Experimentalmente se observa que la velocidad de una reacción aumenta bastante rápidamente con la temperatura. Las velocidades de las reacciones químicas están marcadamente influidas por la temperatura. Como se mencionaba
anteriormente, la velocidad de reacción se puede representar como el producto de dos funciones:
= .,
,
Se sabe que el efecto que la temperatura tiene en es a través de la constante de equilibrio, el cual se puede evaluar a través del uso de conceptos termodinámicos. A continuación se representan algunos métodos y teorías que explican y evalúan el efecto de la Temperatura en . (También llamada constante de la velocidad de reacción).
Las velocidades de la mayoría de las reacciones químicas aumentan al aumentar la temperatura. El efecto concreto de la temperatura sobre la velocidad de reacción radica en que la variación de la constante de velocidad k generalmente es directamente proporcional a la variación de la temperatura. Por ejemplo la reacción de isomerización del metilisonitrilo,
→
que es de primer orden, para la cual la variación de k con temperatura se ilustra en la siguiente imagen:
Figura 1: Temperatura vs. coeficiente de actividad
Fuente: f
ile:///C:/Users/USER/Downloads/PR%C3%81CTICA%204%20Cin%C3%A9tica%20qu %C3%ADmica.pdf
3.4.2.1 Dependencia de la temperatura según la ecuación de ARRHENIUS: Arrhenius (1889) postuló que la variación de la constante de la velocidad de reacción con la Temperatura se podía representar por medio de la siguiente ecuación. …(7)
=
Dónde: A = Factor de frecuencia (con las mismas unidades de K)
E = Energía de activación (cal/mol g)
T = Temperatura (º K)
R = 1.987 cal/mol g º K
A y E son prácticamente constantes cuyo valor numérico depende de la reacción en particular de que se trate. La energía de activación se puede visualizar como la cantidad de energía requerida por los reactantes para poder reaccionar. Esto se puede visualizar fácilmente observando la figura adjunta (figura Nº 1), en la cual se tiene graficada la variación de la energía potencial de las moléculas con respecto al curso de la reacción. Figura 2: Energía de activación
Fuente: http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?ID=133178
a) Método gráfico:
La determinación de y A puede hacerse por método gráfico o por método analítico. Primero se ilustra el método gráfico. Si se toma el logaritmo natural a ambos lados de la ecuación (6), se obtiene claramente una línea recta.
= (1)+ =+
…(8)
La ecuación (7) se puede considerar como la ecuación logarítmica de Arrhenius, y es una línea recta. Entonces, si elaboramos una gráfica de ln k (en el eje de las y) contra 1/T (En el eje de las x, y con T en Kelvin) obtendremos una tendencia lineal, cuya pendiente a es igual a , y cuyo intercepto b es igual a ln A. Por tanto, usando datos de constante de velocidad a varias temperaturas, podemos determinar la energía de activación y el factor de frecuencia, porque en la gráfi ca de ln k contra 1/T, . ,y
= =
Figura 3: Energía de activación
Fuente: file:///C:/Users/USER/Downloads/PR%C3%81CTICA%204%20Cin%C3%A9tica%20qu %C3%ADmica.pdf
b) Método analítico A pesar de que la ecuación de Arrhenius generalmente se da a conocer en los libros en la forma (6) y (7), el valor de suele calcularse con la Ecuación lineal de Arrhenius:
= Al despejar la ecuación (8) podemos calcular
= −
…(9)
de manera analítica: …(10)
Dependencia de la temperatura según la termodinámica:
Arrhenius desarrolló sus conceptos sobre la variación de la velocidad con respecto a la temperatura por medio de razonamientos termodinámicos. Para una reacción cuyas velocidades sean significativamente rápidas para alcanzar un equilibrio dinámico, la ecuación de VAN´T HOFF indica que:
= ∆
…(11)
= = ⁄ podemos escribir la relación de
Como para esta reacción VAN´T HOFF en la forma:
= = ∆
…(12)
La parte de la derecha de la ecuación anterior, se puede dividir entre los componentes de entalpía, de tal forma:
H H1 H2 E E
…(13)
Entonces la ecuación (6) puede repararse en forma de dos ecuaciones, una para la reacción directa y la otra para la inversa:
=
=
…(14)
Por otra parte, si suponemos que los términos energéticos son independientes de la temperatura puede integrarse cualquiera de las ecuaciones (8) y haciendo que la constante de integración sea igual a se obtiene un resultado en forma de la ecuación de Arrhenius.
3.4.2.2
Energía de activación y dependencia de la temperatura:
a) Si se cumple la ecuación de Arrhenius, representando frente a 1/T se obtiene una recta de pendiente grande si E es grande, y pendiente pequeña si E es pequeña. b) Las reacciones con energía de activación grande son muy sensibles a la Temperatura; las reacciones con energía de activación pequeña son muy poco sensibles a la Temperatura. c) El efecto de la Temperatura sobre una reacción es mucho mayor a Temperatura baja que a Temperatura alta. d) Se deduce de la ecuación de Arrhenius, que el factor de f recuencia A no afecta a la influencia de Temperatura sobre la reacción. En una reacción real puede haber una pequeña influencia de la Temperatura sobre este factor; sin embargo es muy pequeña y puede despreciarse.
I.Método Analítico:
II.
= = − = ∑
Método gráfico
= +
…(15) …(16) …(17)
=
…(18)
+ = ..
…(19)
Figura 4: Energía de activación
Fuente: Práctica4/Cinética química
III.
Método de los mínimos cuadrados:
∑[]−∑[]∑ = ∑[ ]−∑[ ]
∑.[∑]−∑[]∑[.] = ∑[]−∑[] 3.2.3
…(20)
…(21)
EFECTO DEL CATALIZADOR:
Se entiende en química por catalizador toda sustancia que incrementa la velocidad de una reacción sin verse ella misma alterada al final del proceso. El efecto del catalizador es, en cierto sentido, inverso al efecto de temperatura; en vez de aumentar la energía cinética de las partículas para poder salvar la cresta de la energía de activación, rebaja la altura de ésta, con lo cual hace más sencillo el proceso de transformación, pudiéndose en ocasiones llevar a cabo incluso a temperatura ambiente. El catalizador se combina con alguno de los reactivos, dando lugar a un producto intermedio de vida transitoria que reacciona con el resto con mayor facilidad. Una vez concluida la reacción se recupera, pudiendo ser nuevamente empleado (ANDER & SONNESA, 1993).
3.2.4
EFECTO DEL GRADO DE DIVISIÓN:
Cuando el sistema está constituido por reactivos en distinto estado físico, como sólido y líquido, por ejemplo, el grado de división del reactivo sólido influye notablemente en la velocidad de la reacción. Ello es debido a que, por verificarse la reacción a nivel de la superficie del sólido, cuanto más finamente dividido se encuentre éste, tanto mayor será el número de moléculas expuestas al choque y, por consiguiente, el número de choques eficaces aumentará.
3.2.5 GRADO DE AVANCE DE LA REACCIÓN: La extensión en la cual ha progresado una reacción se conoce como grado de avance de la reacción, E, para reacciones a volumen constante puede definirse como:
− E =
C t
…(22)
En esta expresión i es la concentración del componente i que hay en el tiempo t, i la concentración inicial y i el coeficiente estequiométrico con su signo, positivo para productos y negativo para los reactivos. El grado de avance es independiente de la especie que se mida, por ello la velocidad de reacción se puede definir como la variación del grado de avance con el tiempo (HILDEBRAND & POWELL, 1996).
C
3.2.6
r
REPRESENTACIÓN DE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN:
Para expresar una velocidad, en lugar de emplear la concentración podemos emplear cualquier otra magnitud proporcional a ella:
= … Presión parcial: = … Fracción molar: = …
Concentración:
Para una reacción de orden n resultan las siguientes relaciones:
= =
…(23)
Cuando no hay posibilidad de confusión, el término K no lleva subíndice. La parte en que más se trabaja es que la ecuación cinética está en función de las concentraciones. El orden es el mismo cualquiera que sea la magnitud que empleemos; sin embargo, afectará al coeficiente cinético k. (CASTELLAN, 1987).
3.2.7
DICROMATO DE POTASIO
El Permanganato de potasio, (K2Cr2O 7) es un compuesto químico formado por iones potasio (K+) y permanganato (CrO4−). Es un fuerte agente oxidante. Tanto sólido como en solución acuosa presenta un color violeta intenso. Tiene alto poder oxidante que contienen el anión CrO4 – y por lo tanto el manganeso en su mayor estado de oxidación 7+.
3.2.8
CROMATO DE POTASIO:
Es un ácido carboxílico cuya fórmula es (KCrO 4) es un ácido orgánico saturado, de cadena normal considerado muy fuerte. Entre sus propiedades más importantes tenemos que es soluble en el alcohol y agua, cristaliza en el agua en forma dihidratada cuya fórmula es .
K2CrO4.2
3.2.9 REACCIÓN DEL PERMANGANATO DE POTASIO CON EL ÁCIDO OXÁLICO EN UNA DISOLUCIÓN ACUOSA DE ÁCIDO SULFÚRICO
⇒
2 KCrO7 (H2O) + 5 H2C2O4(H2O) + 3 H2SO4(H2O) 2 CrSO4(H2O) + 10 CO2(gas) + 8 H2O + K2SO4(H2O)
Esto ocurre a presión y temperatura ambiente (1 atm de presión y 25°C), para simplificar y dado que ocurre en medio acuoso se podría también escribir:
+2 + 3 →10 +2 + + 8 Es importante notar que a pesar de simplificar se mantiene la indicación del cambio de fase para el , así como los coeficientes estequiométricos para la reacción, por otro lado a pesar de ser medio acuoso es importante mantener evidencia de que la reacción genera 8 moles ya que estas son producto de la reacción.
Esta reacción presenta varias ventajas: Primero, se puede establecer uno de los reactivos como el reactivo límite o limitante, y así hacer todos los cálculos cinéticos teniendo en cuenta sólo dicho reactivo (normalmente, tal como se hará en esta práctica, se escoge al como el reactivo limitante, realizando los experimentos con exceso de H2C2O4). Esta reacción es autoindicadora, pues la desaparición del color púrpura del es la forma de determinar el final de la reacción.
IV.
PARTE EXPERIMENTAL
4.1 MATERIALES
4 tubos de ensayo 1 vaso de precipitados de 250 mL 1 termómetro 1 cronómetro 1 gradilla
4.2 REACTIVOS
Cromato de potasio 1M Dicromato de potasio 1 M Agua destilada Ácido sulfúrico 6 M Hidróxido de sodio
4.3 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Secar los tubos de ensayo y marcarlos del 1 al 4, colocar en una gradilla en orden numérico. Con un marcador, trace 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.
Preparar 100 mL de una solución sulfúrica de , pesando primero, en un vaso de precipitados limpio y seco, exactamente 9 g del reactivo; luego agregue 80 mL de agua destilada y agite constantemente el vaso hasta completa disolución del sólido pesado. Agregue, usando una cabina de extracción, 10 mL de ácido sulfúrico concentrado, deje enfriar si la solución se calienta, transfiera cuantitativamente el contenido del vaso al balón de 100 mL, previamente bien purgado con agua destilada, y complete a volumen con agua destilada. La solución queda 6N del ácido oxálico dihidratado en solución sulfúrica.
Preparar 100 mL de una solución acuosa de (1% peso/volumen), pesando primero, en un balón aforado de 100 mL, exactamente 1.00 g del reactivo; luego agregue 75 mL de agua destilada tape y agite constantemente el balón hasta completa disolución del sólido pesado. Complete a volumen y homogenice. Esta solución queda 0.0633 M del
.2
22
22
Agregue a cada tubo las cantidades de agua destilada que indica la Tabla 3. Use el agua destilada para que todo el quede al fondo del
22
tubo. Nuevamente verifique que la línea gruesa se vea en cada tubo con total definición.
Prepare su cronómetro, agregue de un solo golpe al tubo 1 la cantidad de que le indica la Tabla 1 como V sobre la mezcla del tubo, debe empezar el registro del tiempo. Cuando termine de agregar el 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.
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 3. Escriba los tiempos de reacción para los tubos 2 y 3 en la Tabla 3.
.2 .2
.2
4.4 DATOS EXPERIMENTALES:
° 22 1 2
1.5 3
4 3
0 0.5
2 4
Tabla 1: Concentración final de las soluciones.
V.
CÁLCULOS
Concentración de la solución ácido oxálico y permanganato de potasio. V i C i V f
C f
Se prepara soluciones a las concentraciones requeridas para la práctica a partir de:
22 = 6 M = 0.0663 M
Los resultados se muestran en la Tabla:
22 [ [ °
1 2
1.5 3
0.5 0.5
0 0.5
0.5355 0.5355
2 4
0.0166 0.0083
Tabla 2: Concentración final de las soluciones.
Velocidad promedio con respecto al permanganato:
V
1 [ MnO4 ]
2 tiempo
[ MnO4 ] [ MnO4
] f
[MnO4
]i
Donde: [Cr2O7-]f.: f.: Concentración final. [Cr2O7-]i.: Concentración inicial o en tiempo cero. La concentración final se considera la concentración cuando finaliza la reacción, es decir cuando el reactivo se ha consumido en su totalidad, por lo que este tendrá un valor igual a 0, entonces: [Cr2O7-] := ---[Cr2O7-]
= 12 Cr2O7 Los resultados se muestran en la Tabla : [ = [/ ó / [
1 2 3
0.5355 0.5355 0.2678
0.0166 0.0083 0.0166
282 280 379
2.9388*10-5 1.4799*10-5 2.1867*10-5
Tabla 3: Velocidad de reacción inicial del permanganato de potasio
Orden de la reacción: Para la reacción:
2Cr2O7- + 5 H2C2O4 +6H = Cr2 + + 10 CO2 + H2O
Por definición se sabe que la ecuación de velocidad (V) para la reacción en medio ácido es: V= k [K2Cr2O7] X [H2C2O4]Y
Donde: K: Constante cinética o constante de velocidad x e y: Ordenes parciales de la reacción
Hallando k, x e y; por el método de las velocidades iniciales:
Para determinar x se mantiene constante
[ H 2C2 O4 ]
, y los cálculos se procede:
1 = k1 K2Cr2O7X H2C2O4Y 2 k2 K2Cr2O7X H2C2O4Y Como la constante cinética se mantiene constante, a la misma temperatura. Entonces:
1 = k1 K2Cr2O7X 2 k2 K2Cr2O7X :
Despejando "x"
V 1 V 2
log x
[ KMnO4 ]1 [ KMnO4 ]2
log
"
Análogamente para y", se obtiene:
V 1 V 2
log y
[ H 2C2 O4 ]1 [ H 2C2 O4 ]2
log
Reemplazando los datos de la Tabla , se obtiene:
=0.99 =0.43
Calculo de la constante cinética: Reemplazando los datos obtenidos de cualquier experimento en: k
V
[ KMnO4 ] x [ H 2C2 O4 ] y
Reemplazando los datos del experimento n° 1: 5
k
Obtenemos:
2.9388 10 0.99
0.0166
0.43
0.5355
=450.69
Reemplazando los resultados obtenidos en la ecuación de velocidad obtenemos: V
0.99
450.69 [ KMnO4 ]
0.43
[ H 2C2O4 ]
Esta ecuación representa la cinética de reacción para el permanganato de potasio con ácido oxálico en medio ácido a las condiciones de LOPU de la facultad de ingeniería química de la Universidad Nacional del Centro del Perú.
VI.
CONCLUSIONES
De la ecuación de velocidad se deduce que los órdenes parciales son: con respecto al permanganato de potasio es de 0.99 y con respecto al ácido oxálico es de 0.43.
Por teoría se sabe que el orden total es la suma de los órdenes parciales, entonces el orden total para la reacción del permanganato de potasio con ácido oxálico es de 1.42.
El coeficiente cinético obtenido a las condiciones trabajadas (Temperatura de 18 °C y una presión de 520 mmHg aproximadamente), es 450.69.
VII.
BIBLIOGRAFÍA
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