DESCOMPOSICIÓN DEL TÍO SULFATO DE SODIO INTRODUCCIÓN El estudio de la cinética química es una consideración dinámica y estudia la velocidad de las reacciones químicas y los mecanismos de reacción. Cuando se considera la naturaleza de las reacciones químicas, estas pueden ser desde el punto de vista de su velocidad de reacción: Rápidas, lentas o extremadamente lentas. Sobre la velocidad de reacción influyen muchos factores, tales como el estado de agregación de las sustancias, concentración de las sustancias reaccionantes, velocidades de agitación, efecto de catalizadores, temperatura, etc. Este ultimo factor, tiene gran influencia sobre las reacciones, por lo general, un incremento en la temperatura, aumenta la velocidad de reacción, el estudio de este factor es importante para determinar la energía de activación de las sustancias reaccionantes. El estudio cinético de las reacciones es posible cuando se consideran varios de estos factores como invariables.
2. RESUMEN En la presente práctica práctica experimental se emplearan mediciones de magnitudes físicas como temperatura, tiempo y volumen seguidamente registraremos datos para luego hacer cálculos cálculos posteriores, como por ejemplo las concentraciones, para luego calcular la constante “K” , el valor del or den den que es “n” y “n” y la energía de activación “Ea.”. Para la reacción: Na2 S 2 O3 H 2 SO4
S Pr oductos
Tabla de volúmenes de reactivos utilizados:
Nº de tubo de ensayo
Primero
Segundo
Tercero
Cuarto
Quinto
6
5
4
3
2
0
1
2
3
4
6
6
6
6
6
Volumen de [Na2S2O4] [ml] Utilizado Volumen de [H2O] [ml] adicionada Volumen de [H2SO4] [ml] Utilizado
Tabla de tiempos a las diferentes diferentes temperaturas tomados tomados Temperaturas Temperaturas T1 T2 T3 T4 T5
17 [ºC] 45 [ºC] Tiempos en segundos 145,2 156 185,4 180 267,6 264 604,8 312,6 1095.6 376.8
65 [ºC] 36,47 44 62 75,45 259
Para la reacción:
Na2 S 2 O3 H 2 SO4 Pr oductos El cual es aplacable a los otros y se tienen los siguientes resultados:
Constante k 1.14 1.38
A 17ºC A 45ºC
Orden n 3 4
A 5
65ºC
1.995 - 2
dC
Para 17ºC se tiene la ecuación
v
Para 45ºC se tiene la ecuación
v
Para 65ºC se tiene la ecuación
v
La energía de activación es:
Ea 744.61 Jul
dt dC dt dC dt
12.72 * [C A ]3 15.4 * [C A ]
4
22.32 * [C A ]
5
mol v 2.53 E 3 * [ Na 2 S 2 O3 ]
3. OBJETIVOS.
Ejecutar un estudio de la velocidad o rapidez de descomposición del Na2 S 2O3 a diferentes temperaturas mediante el método calorímetro.
Determinar la energía de activación del proceso de descomposición del Na2 S 2O3 , según la ecuación de Arrhenius.
4. FUNDAMENTO TEÓRICO. Es muy importante resaltar que la cinética química es hoy por hoy un estudio puramente empírico y experimental, pues a pesar de la gran cantidad de conocimientos sobre química cuántica que se conocen, siguen siendo insuficientes para predecir ni siquiera por aproximación la velocidad de una reacción química. Por lo que la velocidad de cada reacción se determina experimentalmente. El efecto de temperatura sobre la velocidad de reacción tiene una influencia significativa, muchas reacciones que son infinitivamente lentas a temperaturas ordinarias; Por ejemplo, la combinación de hidrogeno con el gas yodo, se producen con la rapidez cuando se incrementa la temperatura. Vant’ Hoff, quien estudio un sin numero de reacciones a temperaturas por encima de las ordinarias, obtuvo de la regla emperica: “Un aumento de temperatura en 10ºC , lleva consigo el que la velocidad de reacción se haga entre dos o tres veces mayor”. A temperaturas del ambiente, la velocidad aumenta de 10% a 20% por cada grado de elevación en la temperatura. No obstante, la frecuencia de colisión entre las moléculas aumenta solo en un 0.2%. Para las reacciones del tipo:
A B
Pr oductos
……1)
Que es una reacción bimolecular, si la concentración de una de las sustancias reaccionantes se mantienen constantes se expresa por la ecuación:
v
dC A dt
k (C A ) n
………….2)
Done: k es la constante de velocidad específica, n es el orden de la reacción, C A es la concentración de la molécula A en mol por unidad de volumen y v es la velocidad de reacción a temperatura constante. Si se logarítmica la ecuación (2), se tiene:
log v
log k n log C A
………3) Esta ecuación es de orden lineal, en la que se puede evaluar tanto k como el orden n de la reacción, por un método grafico, dibujando log v vrs. log C , a temperatura constante.
Para nuestro estudio, se considera la siguiente reacción:
Na2 S 2 O3 H 2 SO4
Pr oductos
…….4)
Durante la reacción de descomposición de tío sulfato de sodio, el acido sulfúrico debe considerarse de una concentración constante. El control de la velocidad de descomposición del tío sulfato de sodio a temperatura constante se efectúa por un método calorímetro, es característico de la formación de un precipitado de color amarillo intenso, que se logra formar en un determinado tiempo por la presencia de azufre en exceso. Para la determinación de la energía de activación, el control de la velocidad de descomposición debe realizarse a distintas temperaturas.
Energía de acti vación. Las moléculas que reaccionan se llaman moléculas activadas, y una colisión que causa reacción se llama colisión de rica energía. La explicación del aumento de velocidad de reacción con la temperatura, consiste en que el aumento de temperaturas favorece considerablemente al aumento de la fracción de moléculas que poseen gran exceso de energía sobre el promedio, habiendo un número mayor de colisiones de moléculas que poseen la necesaria energía de activación para que se efectué la reacción. Los conceptos de estado activado y energía de activación se han introducido para explicar el pequeño número de colisiones fructíferas en las raciones químicas. La reacción únicamente tiene lugar cuando las moléculas reaccionantes poseen una cantidad adicional de energía, por encima de la que poseen el promedio de las moléculas activadas. Esta energía adicional se denomina energía de activación y cuando unas moléculas las poseen se dice que están en un estado activado. Cada reacción posee una energía de activación característica. Las reacciones con pequeñas energías de activación tienen lugar mas fácilmente que las reacciones con pequeñas energías de activación tienen lugar más fácilmente que las reacciones de energías de activación altas. En la figura 1 la energía de activación emitida por los productos es mayor que la energía de activación absorbida por los reaccionantes. La diferencia o efecto neto, es el calor de reacción a volumen constante.
Ecuación de Arrhenius.- fue el primero que señalo que la variación de las constantes de velocidad especifica de reacción con la temperatura es una función logarítmica y varia inversamente proporcional con la temperatura y se puede representar por una ecuación similar a la usada para las constantes de equilibrio el función de la temperatura, esto es:
d (ln k ) dT
E a 2
RT
Para calcular la energía de activación de una reacción basta entonces conocer su constante de velocidad a dos temperaturas. También puede calcularse gráficamente. La integración simple en la ecuación anterior, da como resultado:
ln k
E a
RT
2
Cte
Esto significa que la comparación grafica de ln k contra 17T en ºK dará una línea recta. fig. 2, cuya pendiente es: -Ea/R, por tanto la pendiente de la línea recta permite el cálculo de la energía de activación de la reacción, E a.
Fig. 1 reacciones exotérmicas
fig. 2
fig. 3 reacciones endotérmicas
Natu r aleza de los r eactantes
La naturaleza de los reactantes involucrados en una reacción determina el tipo de reacción que se efectúa. Las reacciones en las cuales se redistribuyen enlaces o se transfieren electrones pueden ser más lentas que las que no involucran estos cambios. Las reacciones iónicas se efectúan inmediatamente, esto se debe a las frecuentes colisiones entre iones con cargas opuestas. En una reacción iónica no hay transferencia de electrones. Las reacciones entre moléculas neutras pueden ser más lentas que las iónicas a causa de la transferencia electrónica y redistribución de enlaces. La mayor parte de las colisiones moleculares son elásticas, por lo tanto, las moléculas simplemente rebotan y se apartan sin cambios. Sin embargo, algunas colisiones tienen la suficiente energía para ocasionar cambios en las nubes electrónicas de las moléculas que chocan. Cuando ocurre el cambio, las moléculas que chocan pueden formar el complejo activado. La energía requerida para formar este se conoce como energía de activación. Si esta es pequeña pocas de las colisiones tienen la suficiente energía para formar el complejo activado. Por lo tanto, la reacción puede ser tan lenta que no es detectable. Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno pueden mantenerse durante años en el mismo recipiente sin reaccionar. Aunque hay colisiones entre las moléculas, no se alcanza la energía de activación. Sin embargo, si la mezcla se calienta a 800 °C, o se introduce una llama o una chispa en el recipiente, el hidrógeno y el oxígeno reaccionan violentamente. El calor, la llama o la chispa suministran la energía de activación.
5. DESARROLLO EXPERIMENTAL Y ESQUEMAS Reactivos y materi ales
Materiales
Reactivos
Termómetro
Agua destilada
Vasos de precipitación
Tiosulfato de sodio
6 Tubos de ensayo
Acido sulfúrico
Gradilla
(dil)
Cronometro Baño Maria Pipeta Pasos a segui r
1. Limpiar los tubos de ensayo con mucha paciencia de tal modo que no exista ninguna mancha en el interior de los mismos.
2. En un tubo de ensayo colocar una determinada cantidad de tío sulfato de sodio y acido sulfúrico 3.
concentrado, agitar y someter a calor para acelerar su reacción, este servirá como muestra para controlar las pruebas posteriores a diferentes temperaturas. en una gradilla colocar cinco tubos de ensayo, y agregar a cada tubo de ensayo tío sulfato de sodio en la siguientes cantidades, 6, 5, 4, 3, 2 [ml.] respectivamente y agregar agua destilada hasta que en cada tubo de ensayo existan 6 [ml] de disolución.
4. Agregar a los tubos de ensayo 6 [ml] de acido sulfúrico concentrado y someter a un baño Maria que se encuentre a 35 [ºC] controlar el tiempo en que la muestra se torna de color similar a la primera realizada, realizar este procedimiento con los demás tubos de ensayo realizando una tabla de tiempos utilizados.
5. Una vez terminado realizar esta prueba con los mismos procedimientos a las temperaturas de ambiente, 45, 65, para completar la tabla de datos iniciada anteriormente pero esta ves incluidas las temperaturas de trabajo. M ontaje del Experimento Antes de la reacción:
Después de la Reacción
6. DATOS Y RESULTADOS. Para la reacción: Na2 S 2 O3 H 2 SO4
S Pr oductos
Tabla de volúmenes de reactivos utilizados:
Nº de tubo de ensayo Volumen de [Na2S2O4] [ml] Utilizado Volumen de [H2O] [ml] adicionada Volumen de [H2SO4] [ml] Utilizado
Primero
Segundo
Tercero
Cuarto
Quinto
6
5
4
3
2
0
1
2
3
4
6
6
6
6
6
Tabla de tiempos a las diferentes temperaturas tomados
Temperaturas T1 T2 T3 T4 T5
17 [ºC] 45 [ºC] Tiempos en segundos 145,2 156 185,4 180 267,6 264 604,8 312,6 1095.6 376.8
65 [ºC] 36,47 44 62 75,45 259
El cual es aplacable a los otros y se tienen los siguientes resultados:
A 17ºC A 45ºC A 65ºC
Constante k 1.14 1.38 1.995 - 2
dC
Orden n 3 4 5
Para 17ºC se tiene la ecuación
v
Para 45ºC se tiene la ecuación
v
Para 65ºC se tiene la ecuación
v
La energía de activación es:
Ea 744.61 Jul
dt dC dt dC dt
12.72 * [C A ]3 15.4 * [C A ]4 22.32 * [C A ]
5
mol
7. OBSERVACIONES Y DIFICULTADES CONFRONTADAS. o
o
o
Durante el experimento se debe tener mucho cuidado con los materiales, estos deben estar bien limpios con el cuidado de manejar los tubos de ensayo ya que son muy frágiles. Debido a que el acido sulfúrico es muy peligroso no se debe pipetear con la boca sino se tiene experiencia se debe utilizar una pera. Y se debe estar muy atento al tomar las mediciones de los tiempos ya que estos datos nos sirven de muchos en el cálculo de datos.
8. CONCLUSIONES. Para la reacción:
Na2 S 2 O3 H 2 SO4 Pr oductos El cual es aplacable a los otros y se tienen los siguientes resultados:
A 17ºC A 45ºC A 65ºC Para 17ºC se tiene la ecuación
Constante k 1.14 1.38 1.995 - 2
v
dC dt
Orden n 3 4 5
12.72 * [C A ]
3
dC
Para 45ºC se tiene la ecuación
v
Para 65ºC se tiene la ecuación
v
La energía de activación es:
Ea 744.61 Jul
dt dC dt
15.4 * [C A ]
4
22.32 * [C A ]
5
mol
9. BIBLIOGRAFÍA
Ing. Mario Huanca Ibáñez”Guias de Practicas de Laboratorio de Fisicoquimica” Edit. FNI.Oruro-Bolivia-2000
Shoenmaker David P. Y Carl W. Garland “Experimentos de Fisicoquimica”
Edit.Uthea - Mexico
1968.
Gaston Pons Muzzo
Teoría del Ingeniero Mario Huanca I.
http://apuntes.rincondelvago.com/calculo-y-propagacion-de-errores.html
http://personales.ya.com/universal/TermoWeb/Termodinamica/PDFs/Capitulo3.pdf
http://www.fquim.unam.mx/sitio/uploads/pdfs/hoja7.pdf
http://es.wikipedia.org/wiki/Tetracloruro_de_carbono
“Fisicoquimica”
Edit Lima- Peru , Junio de 1968
10. APENDICE Para la reacción: Na2 S 2 O3 H 2 SO4
S Pr oductos
Tabla de volúmenes de reactivos utilizados:
Nº de tubo de ensayo
Primero
Segundo
Tercero
Cuarto
Quinto
6
5
4
3
2
0
1
2
3
4
6
6
6
6
6
Volumen de [Na2S2O4] [ml] Utilizado Volumen de [H2O] [ml] adicionada Volumen de [H2SO4] [ml] Utilizado
Tabla de tiempos a las diferentes temperaturas tomados Temperaturas T1 T2 T3 T4 T5 Par a T=17ºC
17 [ºC] 45 [ºC] Tiempos en segundos 145,2 156 185,4 180 267,6 264 604,8 312,6 1095.6 376.8
65 [ºC] 36,47 44 62 75,45 259
Primero procederemos a calcular la concentración molar de la solucion mediante la reacción:
Na2 S 2 O3 * 5 H 2 O Na2 S 2 O3 5 H 2 O m Na2 S 2O3 11.16 g m Na2 S 2O3
M
PM Na2 S 2O3 PM Na2 S 2O3 *5 H 2O
m
PM * V
*11.16 g 7.11 g
7.11 g g 158
0.18 M
* 0.25 L mol
Para calcular las concentraciones utilizaremos la siguiente expresión:
C Na2C 2O3
a ab
* 0.18 M
Reemplazando datos se tiene: C Na
C Na
C Na
2C 2 O3
2C 2 O3
2C 2 O3
C Na2C 2O3 C Na2C 2O3
6ml 6ml 0 5ml
* 0.18 M 0.18 M
5ml 1ml 4ml
* 0.18 M 0.15 M
* 0.18 M 0.12 M 4ml 2ml 3ml * 0.18 M 0.09 M 3ml 3ml 2ml * 0.18 M 0.06 M 2ml 4ml
Los datos a graficar son los siguientes:
g
Nº de Tubo
[Na2S2O3] Molar
Tiempo [seg]
1 2 3 4 5
0,18 0,15 0,12 0,09 0,06
145,2 185,4 267,6 604,8 1095.6
Procedemos a calcular la pendiente para C’ y C’’ mediante la relación:
tg
C C '
0.191 0.1
6.65 E 4 252.6 115.8 0.171 0.08 4.8 E 4 tg t t ' ' 336.8 147.4 n 6.65 E 4 K * [0.18] t t ' C C ' '
4.8 E 4 K * [0.189]
n
log 6.65 E 4 log[ K * (0.18) ] n
log 6.65 E 4 log K n log 0.18 log K log 6.65 E 4 n log 0.18............(1) log 4.8 E 4 log[ K * (0.18) ] n
log 4.8 E 4 log K n log 0.18 log K log 4.8 E 4 n log 0.18............(2)
log 6.65 E 4 nLog 0.18 log 4.8 E 4 nLog 0.189 n( Log 0.18 Log 0.189) log 6.65 E 4 log 4.8 E 4 n
log 6.65 E 4 log 4.8 E 4 Log 0.18 Log 0.189
n 2.8 3 log K log 6.65 E 4 3 * log 0.18 log K 0.058 K 1.14
v
d [ Na2 S 2 O3 ] dt
K * m * [ Na2 S 2 O3 ] 1.14 *11.16 * [ Na2 S 2 O3 ]
v 12.72 * [ Na2 S 2 O3 ]
3
Par a T=45ºC
Primero procederemos a calcular la concentración molar de la solución mediante la reacción:
Na2 S 2 O3 * 5 H 2 O Na2 S 2 O3 5 H 2 O m Na2 S 2O3 11.16 g Para calcular las concentraciones utilizaremos la siguiente expresión:
C Na2C 2O3 Las concentraciones son las mismas para las tres temperaturas. Entonces los datos a graficar son los siguientes:
Nº de Tubo
[Na2S2O3] Molar
Tiempo [seg]
1 2 3 4 5
0,18 0,15 0,12 0,09 0,06
156 180 264 312,6 376.8
a ab
* 0.18 M
Procedemos a calcular la pen diente para C’ y C’’ mediante la relación:
tg tg
C C ' ' t ' 't C C '
0.165 0.08 220.7 160.3 0.18 0.1
1.0 E 3
1.32 E 3 t 't 220.7 160.3 n 1.0 E 3 K * [0.18] 4.55 E 4 K * [0.19]
n
n log 1.0 E 3 log[ K * (0.18) ]
log 1.0 E 3 log K n log 0.18 log K log 1.0 E 3 n log 0.18............(1) log 1.32 E 3 log[ K * (0.19) ] n
log 1.32 E 3 log K n log 0.19
log K log 1.32 E 3 n log 0.19............(2)
log 1.0 E 3 nLog 0.18 log 1.32 E 3 nLog 0.19 n( Log 0.19 Log 0.18) log 1.0 E 3 log 1.32 E 3 n
log 1.0 E 3 log 1.32 E 3 Log 0.18 Log 0.19
n 3.68 4 log K log 1.0 E 3 4 * log 0.18 log K 0.021
K 1.38
v
d [ Na2 S 2 O3 ] dt
K * m * [ Na2 S 2 O3 ] 1.38 *11.16 * [ Na2 S 2 O3 ]
v 15.4 * [ Na2 S 2 O3 ]
Par a T=65ºC
Primero procederemos a calcular la concentración molar de la solucióng mediante la reacción:
Na2 S 2 O3 * 5 H 2 O Na2 S 2 O3 5 H 2 O m Na2 S 2O3 11.16 g Para calcular las concentraciones utilizaremos la siguiente expresión:
C Na2C 2O3
a ab
* 0.18 M
4
Las concentraciones son las mismas para las tres temperaturas. Entonces los datos a graficar son los siguientes:
Nº de Tubo
[Na2S2O3] Molar
Tiempo [seg]
1 2 3 4 5
0,18 0,15 0,12 0,09 0,06
36,47 44 62 75,45 259
Procedemos a calcular la pendiente para C’ y C’’ mediante la relación:
tg tg
C C ' ' t ' 't C C ' t 't
0.16 0.08 75 36.8 0.18 0.1
2.1 E 3
64.47 28.95
2.25 E 3
2.1 E 3 K * [0.18] n
2.25 E 3 K * [0.19] n n log 2.1 E 3 log[ K * (0.18) ]
log 2.1 E 3 log K n log 0.18 log K log 2.1 E 3 n log 0.18...........(1) log 2.25 E 3 log[ K * (0.19) ] n
log 2.25 E 3 log K n log 0.19
log K log 2.25 E 3 n log 0.19............(2)
log 2.1 E 3 nLog 0.18 log 2.25 E 3 nLog 0.18 n( Log 0.18 Log 0.19) log 2.1 E 3 log 2.25 E 3
n 3.88 4 log K log 2.1 E 3 4 * log 0.18 log K 0.3
K 1.995 2 v
d [ Na2 S 2 O3 ] dt
K * m * [ Na2 S 2 O3 ] 2 *11.16 * [ Na2 S 2 O3 ]
Entonces los datos a graficar son los siguientes:
v 22.32 * [ Na2 S 2 O3 ]
5
Nº
k
Ln k
T
1/T
1 2 3
1.14 1.38 2
0,131 1,322 0,693
290 318 338
0,000345 0,00314 0,00296
tg
ln k ln k '
1 / T '1 / T
0.5 0.2 0.0031 0.0008
130.43
1
tg 130.43 89.56
Ea R
Ea * R Ea 89.56º K * 8.314
Jul
744.61 Jul mol mol º K
ANEXOS
Muestra inicial utilizada como prueba para las demás
Soluciones diluidas de tío sulfato de sodio
Primera solución de tío sulfato descompuesta en 156 segundos a 45 [ºC]
