UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN SIMÓN FACULTAD DE CIENCIAS Y TECNOLOGÍA CARRERA INGENIERÍA QUÍMICA
ESTUDIO CINÉTICO DE LA INVERSION DE LA SACAROSA EN MEDIO ACIDO PREINFORME ESTUDIANTES: ADAUTO LUIZAGA FRANCISCO ANTONIO HERMOSA DAVILA YAMARA NOGALES VILLARROEL ALEJANDRA OROZCO MENESES DORIS PEDRAZAS VARGAS BRYAM RUDY DOCENTE: ING. LÓPEZ ARZE BERNARDO MATERIA: LABORATORIO DE REACTORES SEMESTRE I/2017
09/03/2017 CBBA-BOLIVIA
Introducción
Los compuestos orgánicos tales como la sacarosa, fructosa y glucosa son ópticamente activos debido a la asimetría de su estructura molecular. Esta característica confiere a la molécula la propiedad física de desviar el plano de un rayo de luz polarizada. El polarímetro es un instrumento mediante el que se puede determinar el valor de la desviación de la luz por la presencia de un estereoisómero óptimamente activo (enantiómero). La actividad óptica es una propiedad aditiva, por lo tanto, si en nuestra disolución tenemos tres sustancias ópticamente activas, en cada medida lo que obtendremos será la suma de las contribuciones de estas tres sustancias. Para hacer el estudio cinético de la inversión de la sacarosa provocamos la hidrólisis de la misma añadiendo un medio ácido. Seguimos el proceso de la reacción mediante polarimetría, ya que la sustancia de estudio presenta asimetría. De este modo podremos determinar la constante de velocidad, la energía de activación, el orden de reacción, y podrá proponerse un mecanismo de reacción. La aplicabilidad de este estudio reside en conocer el comportamiento de la sacarosa, así como su funcionalidad que dependiente de la estructura.
Objetivos Objetivo general • Determinar la cinética de reacción. Objetivos específicos Obtener el valor de la constante cinética. Determinar la energía de activación de la reacción. Hallar analíticamente los valores de α, β y ϒ, mediante método integral.
Fundamento teórico
Cinética Química
La cinética química es el campo de la química que se ocupa de la rapidez o velocidad de las reacciones, así como de los mecanismos de las mismas.
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 mecánica cuántica aplicada a la química (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.
Velocidad de Reacción.
Se entiende por velocidad de reacción la variación por unidad de tiempo de la concentración de un reactante o de un producto de la reacción. La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de las sustancias, de la temperatura, de la concentración de los reactivos, en algunos casos especiales también de la concentración de los productos y de la presencia de catalizadores; por lo tanto, al avanzar la reacción y modificarse la concentración de los productos y reactivos se espera que varíe la velocidad. La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y con ella la velocidad de la reacción. La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s es decir mol/(l•s). La ley de velocidad de reacción en general tiene la forma:
(1)
En la cual la constante " k" es la constante de velocidad de la reacción o velocidad específica.
Los exponentes " a" y " b" o
también
denotados como α y β de la
ecuación
(1)
son los órdenes de reacción
para cada una de las especies de las cuales depende la velocidad y deben ser determinados experimentalmente. La suma de " a + b " es el orden total de la reacción.
Factores que afecta la velocidad de reacción Temperatura Por norma general la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque así se incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía. El comportamiento de la constante de velocidad o coeficiente cinético frente a la temperatura puede ser descrito a través de la ecuación de Arrhenius, que detallaremos más adelante en el apartado destinado a describir la energía de activación. Para un buen número de reacciones químicas la velocidad se duplica aproximadamente cada diez grados centígrados. Estado físico de los reactivos Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su velocidad también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la velocidad también es mayor. Presencia de un catalizador Los catalizadores aumentan la rapidez de una reacción sin transformarla. La forma de acción de los mismos se basa en modificar el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con menor energía de activación. Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación). Los catalizadores también pueden retardar reacciones y no sólo acelerarlas. Concentración de los reactivos La mayoría de las reacciones son más rápidas cuanto más concentrados se encuentren los reactivos. A mayor concentración, mayor frecuencia de colisión.
Energía de Activación. En 1888, el químico sueco Svante Arrhenius sugirió que las moléculas deben poseer una cantidad mínima de energía para reaccionar. Esa energía proviene de la energía cinética de las moléculas que colisionan. La energía cinética sirve para originar las reacciones pero, si las moléculas se mueven muy lentamente, sólo rebotarán al chocar con otras moléculas y la reacción no sucederá. La constante de la velocidad de una reacción (k) depende también de la temperatura ya que la energía cinética depende de ella. La relación entre k y la temperatura está dada por la ecuación de Arrhenius:
ln k ln A
Ea RT (2)
Donde A es el factor de frecuencia.
Polarimetría La rotación óptica se define como la habilidad de una sustancia de doblar o reflectar un plano de luz polarizada. La magnitud y dirección de la rotación del plano de luz polarizada es una propiedad física específica de compuestos que tienen un centro asimétrico y puede ser usada para su caracterización. La medición de esta propiedad en un compuesto se llama polarimetría. Cuando el plano de luz polarizada pasa por un compuesto puro, el grado al que rota la luz polarizada es proporcional al número de moléculas asimétricas de este compuesto por el que pase. Por lo tanto, la rotación observada depende de la naturaleza del compuesto asimétrico, la concentración del compuesto en solución y la longitud del paso de luz por la solución. Además, varía también por la longitud de onda del plano de luz polarizada usado y de la temperatura.
Si una sustancia rota el plano de luz polarizada en sentido de las agujas del reloj se dice que es dextro-rotatoria (+). La sustancia que rota el plano de luz polarizada en sentido antihorario se dice que es levo-rotatoria (-). Cuando se controlan estas variables, se puede usar la siguiente fórmula:
[μ] D ,T=
[μ ]obs l∗c
donde [μ]obs es la rotación observada, c es la concentración en g/ml, y l es la longitud del paso de luz en decímetros. La cantidad [μ]D
T
se llama rotación específica a una
temperatura T cuando la línea D del espectro de sodio se usa como fuente de luz.
Lectura del ángulo de rotación por inversión de la sacarosa a partir del polarímetro. En el laboratorio se dispone de un polarímetro constituido por un prisma de Nicol, las mediciones en este equipo se basan en el ajuste de la semi-sombra que se observa en el ocular del equipo.
Cuando está presente una sustancia óptimamente activa, el ángulo de rotación generado se identifica al visualizar a través del lente dos regiones con una iluminación débil igual, figura (2b), en otras posiciones del analizador el campo visual está dividido nítidamente, en cuanto a la iluminación en dos regiones, o todo está bien iluminado.
Si la posición semi sombreada ha sido hallada correctamente entonces el mas mínimo giro del analizador hacia la derecha figura (2c) o hacia la izquierda figura (2a) altera la uniformidad de iluminación hasta poner en contraste agudo la iluminación de ambas mitades del campo visual. El polarímetro se calibra introduciendo agua al tubo del polarímetro, cuya posición debe de ser cero (0).
Desarrollo experimental Materiales e instrumentación Polarímetro 2 Tubos Polarimétricos HCl concentrado Agua destilada Sacarosa Vasos de precipitado Pipeta de 10 ml Pipeta de 5 ml Matraz erlenmeyer Matraz aforado Pera de hule Calibración del polarímetro:
Familiarícese con el uso del polarímetro (llenado y medición) empleando agua.
Antes de introducir el tubo al polarímetro séquelo perfectamente, verifique que no se presenten fugas y que no hallan burbujas.
Calibre el polarímetro con agua; gire el ángulo de polarización hasta que observe las dos zonas semi-sombreadas con igual intensidad.
Se llevara a cabo el estudio de la de la velocidad de reacción de la inversión de la sacarosa: H +¿ C H O ( glucosa )+C 6 H 12 O6 ( fructuosa ) → 6 12 6 C12 H 22 O11 (sacarosa)+ H 2 O¿ H +¿ C+ D → A +B ¿ A partir de las siguientes ecuaciones se realizara la determinación de la constante cinética de la reacción: γ H¿ r A= k =k 0∗e
(1)
dCA =−k C αA C Bβ C ¿ dt
−Ea RT
(2)
Constantes a determinar a. b. c. d. e.
α β γ Ea K0
Determinar (α) Para la esta determinación asumiremos los parámetros siguientes: i. ii. iii. iv. v.
T = 20 ºC CH = 2 N CH2O >> CA CA = 20% p/v CH2O = 80% p/v
γ H¿ k ' =k C Bβ C ¿
(3)
dCA =−k ' C αA dt
(4)
Para realizar la medición del cambio de la concentración respecto al tiempo utilizaremos un polarímetro debido a que la sacarosa, glucosa y fructuosa son compuestos ópticamente activos, por lo cual tenderemos que utilizar una ecuación que ponga la concentración en función del ángulo de rotación: θ=k θ∗l∗C
(5)*
*Utilizaremos θ para la nomenclatura del ángulo de rotación de manera que no confundamos α La constante de proporcionalidad kθ se denomina rotación específica y es característica de cada sustancia, kθ toma los valores de 0.665, 0.525 y -0.919 para la sacarosa, glucosa y fructosa, respectivamente, siendo positiva si desvía la luz polarizada hacia la derecha y negativa en caso contrario. Si existen varias especies activas, como es nuestro caso, el valor total de θ para la disolución será: θ=θ sacarosa +θ glucosa +θ fructuosa
(6)
Para un α=1, reemplazando y operando las ecuaciones (4), (5) y (6) se obtiene la siguiente ecuación: ln ( θt −θ ∞ )=ln ( θ 0−θ∞ )−k ' t
(7)
Siendo θ0, θ∞, θt el ángulo a t = 0, t = ∞ y al tiempo t transcurrido desde el inicio de la reacción. Seguidamente se procede a la construcción de una tabla de θ y t. Si la regresión lineal de los parámetros medidos θ y t no se ajustan a la ecuación (7) se deberá re calcular dicha ecuación para un α = 2 o α = 0. Hasta que los datos se ajusten a alguna de las ecuaciones para la determinación de k’. Preparar 25 ml de sacarosa al 20% en agua: o Pesar 5 gramos de sacarosa, en la balanza analítica. o En un vaso precipitado que contiene la sacarosa, verter 25 ml de agua.
Preparar 25 ml de ácido clorhídrico (cat.) 2 N: o Pipetear 4.2 ml de HCl (12 N). o Verter el HCl en un matraz aforado. o Enrasar con agua destilada, hasta el aforo. Preparar 25 ml de ácido clorhídrico (cat.) 4 N: o Pipetear 8.4 ml de HCl (12 N). o Verter el HCl en un matraz aforado. o Enrasar con agua destilada, hasta el aforo. Preparación de la mezcla reaccionante (HCl 2N): o Mezclar en un matraz erlenmeyer ambas soluciones Preparación de la mezcla reaccionante (HCl 4N): o La reacción de inversión se inicia mezclando las dos disoluciones, momento en el cual se conecta el cronómetro. A la mayor brevedad posible se realiza la primera medida en el polarímetro. o Se toman sucesivas medidas a intervalos de 4 a 10 min., de tal manera que se aprecien diferencias significativas entre dos medidas consecutivas, durante una hora aproximadamente. A medida que la reacción se va haciendo más lenta pueden efectuarse las observaciones con menor frecuencia. o El valor de α∞ se obtiene transcurrido un tiempo suficientemente grande (al día siguiente), hasta obtener un valor constante. Determinar (β)
Condición C S>>CH2O
Para la determinación de β se realizara el mismo procedimiento que se realizo para la determinación de α
(previa determinación de α) con la única diferencia que la
concentración de B (agua) se cambiara a 90% y 70% para hallar nuevas pseudo-constantes k’ y de esta forma verificar mediante la ecuación (8), la dependencia lineal de la concentración del agua. ln k ' =ln k C γH + β ln C B
Todo el experimento será a temperatura constante a 20ºC
Preparar 25 ml de sacarosa al 60% en agua o Pesar 15 gramos de sacarosa, en la balanza analítica. o En un vaso precipitado que contiene la sacarosa, verter 25 ml de agua.
Preparar 25 ml de ácido clorhídrico (cat.) 4N o Pipetear 8.4 ml de HCl (12 N). o Verter el HCl en un matraz aforado. o Enrasar con agua destilada, hasta el aforo.
Preparar 25 ml de NaOH 4N (esto para detener la reacción)
Añadir a la solución de sacarosa el ácido clorhídrico
Tomar alícuotas para la medición de la rotación especifica en el polarímetro y anotar en unas tablas de datos [α] vs. T
Determinar (γ)
Para la determinación de γ se realizara el mismo procedimiento que se realizo para la determinación de α
(previa determinación de α y β) con la única diferencia que la
concentración del catalizador se variara a 4 N y 6 N, para hallar nuevas pseudo-constantes k’ y de esta forma verificar mediante la ecuación (9), la dependencia lineal de la concentración del catalizador. ln k ' =ln k C βB + γ ln C H
Determinar energía de activación Ea y constante de velocidad de reacción ko Para la determinación de estos parámetros se deberá (previa determinación de α, β y γ) realizar el mismo procedimiento que se utilizo para la determinación de α, con la diferencia que en este caso se trabajara a 30 y 40 ºC, para hallar nuevas pseudo-constantes k’ y de esta forma hallar mediante las ecuaciónes (3) y (10) la Energía de activación y k0. Ea ∗1 R ln k =ln k 0 − T
(10)
Habiendo calcula las 5 constantes mencionadas, se procede al calculo de la k cinética de la reacción.
Todo el experimento será a temperatura distintas (10,20,30º C)
Preparar 25 ml de sacarosa al 20% en agua
Preparar 25 ml de ácido clorhídrico (cat.) 4N
Añadir a la solución de sacarosa el ácido clorhídrico
Tomar alícuotas para la medición de la rotación especifica en el polarímetro y anotar en unas tablas de datos [α] vs. T Tabla 1
Dato
Tiempo
Angulo de
Concentración
rotacion( [])
[Sacarosa]
1 2 3 …… …
Bibliografía
García Bello, Deborah; Estudio Cinético De La Inversión De La Sacarosa; Dpto. de Química física de la facultad de Química Universidad de A Coruña, 2007.
https://www5.uva.es/guia_docente/uploads/2011/472/45942/1/Documento8.pdf
http://industriales.utu.edu.uy/archivos/quimica/Bioquimica/Inversion%20de%20la %20sacarosa%20fundamento.pdf
