Informe 15 de Fisicoquímica

FACULTAD FACULTAD DE QUÍMICA QU ÍMICA,, INGENIERIA QUÍMICA E INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL

E.A.P QUÍMICA LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA A II PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 16

ESTUDIO DE LA #ELOCIDAD DE DESCOMPOSICI;N DESCOMPO SICI;N CA CAT TALÍTICA H O DEL Profesora: 2

2

Q!". #!$%or &ar$!a #'((e)as A("*o: A+a*%o A+ a*%o C,a*'- L's &s%ao /0///61 2orar'o: S3+a4os 5 a"  7 8" Fe$,a 4e 8r3$%'$a: 77  11  19 Fe$,a 4e e*%re)a: 7  11  19 C'4a4 U*'ers'%ar'a- 7 4e *o'e"+re 4e( 7/19

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 reacci ción ón por por las las vari variac acio ione ness de temperatura, presión y concentración. Por Por ser ser este este tema tema impo import rtan ante te,, en eta eta prác práctitica ca se plan plante tea a dete determ rmin inar ar la constante de velocidad, el orden y la energía de activación, para la reacción Para Para el desa desarr rrol ollo lo de la prác práctitica ca se colo colocó có en el tubo tubo 1m 1m de solu soluci ción ón catali!adora y se introdu"o en el termostato que a#n no está prendido, luego de que el tubo este este $ minutos en el termostato termostato se toma toma la temperatura temperatura que es igual a %1,$&' (se reali!a lo mismo para la )*++,$&'se agregó -,$ m de  %/% y se tapó0 se empe!ó a tomar medidas de volumen para cada intervalo de tiempo asta llegar a un tiempo infinito donde el volumen de / %(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. 2e efect#a esta diferencia para ambas temperaturas. 'on estos datos obtenidos se procede a graficar0 de la 3ráfica 4&1()*%1,$&' y 4&% ()*++,$&' se calcula la velocidad de reacción para 5 puntos, para esto se toma un punto y se tra!a la tangente a la curva, curva, la pendiente nos nos determina el valor de la 6elocidad a diferentes intervalos de tiempo. 7e la 3ráfica 4&+ y 4&5, nos indican que la reacción es de primer orden dado que la gráfica es una recta. Para la 3ráfica 4&$ y 4&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 son las siguientes; para %1,$&' es y para ++,$&' es.
Estudio de la velocidad de descomposición catalítica del 1 H 2 O2

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 reacciones0 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 peró=ido de idrógeno con el fin de determinar el grado de reacción es decir el n#mero de etapas por las que pasa transcurre para formar el o=ígeno molecular.


PRINCIPIOS TEÓRICOS Determinación de a e! de "e#cidad$ 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 > es supuestamente ? A * @ABa>Bb , ? A *dABCdt

Entonces su velocidad inicial (? A ,- está dada por los valores iniciales de las concentraciones AB - y >B- como ? A ,- * @ABao >Bbo )omando logaritmo; log ? A,- * logk D alogABo D blog>Bo

(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 >Bo  debe ser una línea recta con pendiente a. Fgualmente , el orden con respecto a > se puede determinar representando log ? A,o en función de log>Bo manteniendo AB o 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 acer, 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. Estudio de la velocidad de descomposición catalítica del 3 H 2 O2

Reacci#ne% de &rimer #rden a ley de velocidad de primer orden para la desaparición de un reactivo A es :dABCdt * k AB ..(% (Gn e"emplo de este tipo de proceso es el decaimiento radiactivo de un n#clido. Hsta ecuación diferencial se reordena a (1CABdAB * :k dt , que se puede integrar directamente .7ado que inicialmente ( a t* - la concentración de A es AB o y a un tiempo posterior t esABt , resulta que

a solución se puede e=presar de dos formas #tiles; lnABtCABo * :@t , ABt * ABoe:@t a #ltima de estas ecuaciones indica que en una reacción de primer orden la concentración de reactivo decrece e=ponencialmente con el tiempo, con una velocidad determinada por @. a primera solución indica que si se representa lnABtCABo en función de t , la reacción de primer orden dará una línea recta. 2i 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 I@.


DETALLES E'PERIMENTALES MATERIALES •

Equipo instalado tal como se muestra en la figura, pipetas de 1- y 1ml, vasos y bagueta.

REACTI(OS •

2olución de -,-$J de
PROCEDIMIENTO E'PERIMENTAL 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 se sin sacar del termostato el tubo se agregó -,$ml de  %/% 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 asta llegar a un tiempo infinito donde el volumen producido de / %(g no cambia, este es el volumen infinito. Este procedimiento se vuelve a repetir pero aora el termostato se conectó llevando la temperatura del agua a +5

℃

donde se introdu"o nuevamente por

unos $ minutos el reactor y luego se agregó el  %/% y se procedió de igual manera tomando los vol#menes a ciertos intervalos de tiempo seg#n se indica en las tablas de datos.

TA)ULACIÓN DE DATOS TA)LA N* +, c#ndici#ne% de a#rat#ri#


PRESIÓ N -mm./0

TEMPERATUR A -*C0

1 .R

L$8

%%

M5

TA)LA N* O2 re/i%trad#% "a#re% de + mL de a 6na de

2 (#3mene% de a di"er%#% tiem&# a a/re/ar catai4ad#r FeC5 Tem&erat6ra 27,8*C

Tiem&# -t0 -min0

(#6men de O 2 /enerad# -(0 -mL0

1 % + 5 $ 8 L N M 111 1% 1+ 15 1$ 18


TA)LA N* 5, (#3mene% de O2 re/i%trad#% a di"er%#% "a#re% de tiem&# a a/re/ar + mL de catai4ad#r FeC 5 a 6na Tem&erat6ra de 55,8*C

Tiem&# -t0 -min0

(#6men de O2 /enerad# -(0 -mL0

-,$ -,L$ 1,1,%$ 1,$ 1,L$ %,%,%$ %,$ %,L$ +,+,$ 5,5,$ $,8,L,N,M,1-,11,1%,-

1-,1$,%-,$ %5,%8,%L,%L,L %N,1 %N,$ %N,N %M,1 %M,$ %M,N +-,+-,5 +-,L +-,M +1,+1,+1,+1,+1,-

TA)LA N* 5 (#6men de O2 a tiem&#

T -*C0 %1,$ ++,$

V ∞

∞

-mL0

++,8 +5,$


TA)LA N* 7 &ara a Gr9:ica N* + ! N*8 -T;2+,8*C0

Tiem&# -t0 -min0 -,$ 1 1,$ % %,$ + +,$ 5 5,$ $ 8 L N M 11% 15 18 1N %%% %5 %8 %N ++% +5

-(<= (t0

L#/-(<= (t0

+-.8 %M %L.+ %$.8 %5.% %+ %1.M %-.N 1M.8 1N.8 18.L 1$.1 1+.L 1%.$ 11.$ 1-.8 M L.N L 8.1 $.8 $.% $ 5.M 5.L 5.$ 5.5

1.5N$L 1.58%5 1.5+8% 1.5-N% 1.+N+N 1.+81L 1.+5-5 1.+1N1 1.%M%+ 1.%8M$ 1.%%%L 1.1LM1.1+8L 1.-M8M 1.-8-L 1.-%$+ -.M$5% -.NM%1 -.N5$1 -.LN$+ -.L5N% -.L18-.8MM-.8M-% -.8L%1 -.8$+% -.85+$


TA)LA N* 8 &ara a Gr9:ica N* 2 ! N*> -T;55,8*C0 Tiem&# -t0 -min0

-(<= (t0

L#/-(<= (t0

-,$ -,L$ 1,1,%$ 1,$ 1,L$ %,%,%$ %,$ %,L$ +,+,$ 5,5,$ $,8,L,N,M,1-,11,1%,-

%5.$ 1M.$ 15 1-.$ N.$ L.$ 8.N 8.5 8 $.L $.5 $ 5.L 5.$ 5.1 +.N +.8 +.$ +.$ +.$ +.$ +.$

1.+NM 1.%M1.158 1.-%1 -.M%M -.NL$ -.N++ -.N-8 -.LLN -.L$8 -.L+% -.8MM -.8L% -.8$+ -.81+ -.$N-.$$8 -.$55 -.$55 -.$55 -.$55 -.$55

+$ C?LCULOS @ GR?FICOS a$ Gra:i6e - V = V 0 "% t, &ara cada tem&erat6ra$ ∞

t

T; 2+,8*C Estudio de la velocidad de descomposición catalítica del 9 H 2 O2

&r3<$a Nº1 =#>? #%@ s % 35 30 25 20

=#>? #%@ "L 15 10 5 0 0

5

10

15

20

25

30

35

40

%="'*@

T;55,8*C

&r3<$a Nº7 =#>? #%@ s % 30 25 20 (V∞- Vt) mL

=#>? #%@ "L 15 10 5 0 0

2

4

6

8

10

12

14

%="'*@

$ Gra:i6e e #/ de a "e#cidad de a reacción &ara di:erente% inter"a#% de tiem&# en :6nción de #/- V ∞ =

V t0,

! Bae e #rden

de a reacción$ T; 2+,8*C Estudio de la velocidad de descomposición catalítica del 10 H 2 O2

&r3<$a Nº (o)=#>? #%@ s (o) =#r*@ 0.6 0.5 0.4 log velocidad

0.3

(o) =#r*@

Linear (log velocidad)

0.2 0.1 0 0.40000 1.20000 -0.1 0.00000 0.80000 1.60000 -0.2

(o)=#>? #%@

T; 55,8*C

&r3<$a Nº9 (o) =#r*@ s (o)=#>? #%@ 1.5000 1.0000

(o) =#r*@

Linear ()

0.5000 0.0000 0.6000 -0.5000

0.8000

1.0000

1.2000

(o)=#>? #%@

2e tomaron 5 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, !a 6e a% /r9:ica% %#n recta%$ c$ Gra:i6e e #/ - V ∞ = V 0 ó +- V ∞ = V 0 "% t, de ac6erd# a #rden t

t

#tenid# en 0 ! Bae a% c#n%tante% de "e#cidad de reacción$ Estudio de la velocidad de descomposición catalítica del 11 H 2 O2

Para #rden N* +, tenem#% a% %i/6iente% /r9:ica%

T;2+,8*C 25,2;2H7,

&r3<$o Nº  (o)=#>? #%@ s % 1.6000 1.4000 (!) " - 0.03! # 1.4 1.2000 1.0000

log(V∞- Vt) Linear (log(V∞- Vt))

0.8000

(o)=#>? #%@

0.6000 0.4000 0.2000 0.0000 0 5 10 15 20 25 30 35 40

%="'*@

pendiente

=

K 2,303 −

−

2

−

k 1 6,126 × 1 0 mi n =

1

−

0,0266 min

=−

1


T;55,8*C25$2;5>,

&r3<$o Nº6 (o)=#>? #%@ s %

log(V∞- Vt) Linear (log(V∞- Vt) )

(o)=#>? #%@ (!) " - 0.06! # 1.03

0

0.9

1.8

2.7

3.6

4.5

% ="'*@

pendiente

=

k 2,303 −

1

−

1

−

k 2 1,2782 ×1 0 mi n =

1

−

0,0555 mi n

=−

d$ Cac6e a ener/Ja de acti"ación de a reacción$ Ea

a energía de activación ( log

( ) k 2 k 1

Ea =log

Ea =log

=

Ea

[

]

T 2 T 1 −

2,303 R T 2 × T 1

() ( k 2 k 1

2,303 R ×

1

−

1,2782 × 10

−

6,126 × 1 0

[

2

 se obtiene de la siguiente ecuación;

T 2 ×T 1 T 2−T 1 mi n

−

mi n

1

−

1

)

]

2,303 ×

8,314 J molK

×

306,7 K × 294,7 K 306,7 K 294,7 K −


Ea 46, =

066 kJ mol

2$ TA)LA DE RESULTADOS TA)LA N*> &ara #% 7 &6nt#% tan/ente% a a c6r"a a di:erente% tem&erat6ra% T;2+,8*C -(<= (t0 %$.8 1N.8 1$.% 11.5

(RKn +.1%.+1.$1 -.N-

#/-(<= (t0 1.5-N% 1.%8M$ 1.1N1N 1.-$8M

#/ (RKn -.5M15 -.+81L -.1LM:-.-M8M

T;55,8*C -(<= (t0 1-.8 L.$ 8.5 $

(RKn 1% +.% 1.$8 -.L$

#/-(<= (t0 1.-%$+ -.NL$1 -.N-8% -.8MM-

#/ (RKn 1.-LM% -.$-$1 -.1M+1 :-.1%5M

TA)LA N*  c#n%tante% de "e#cidad a di:erente% tem&erat6ra%

T*

 -min=+0

%M5,L

,>+2>

+-8,L

,+22

TA)LA N*  ener/Ja de acti"ación -Ea0

Ea -m#0 58,-88 Estudio de la velocidad de descomposición catalítica del 14 H 2 O2

5$ CONCLUSIONES

•

El desprendimiento de / % con la ayuda de un catali!ador se lleva a cabo de manera más rápida y eficiente, siendo un factor importante la temperatura, ya que a mayor temperatura e=iste una mayor velocidad de reacción de catálisis por tanto una disminución lineal de pendiente negativa de la O (cte. de velocidad.

•

a función general de un catali!ador consiste simplemente en suministrar un mecanismo adicional por medio del cual los reactivos puedan transformarse en productos. Este mecanismo alterno tiene una energía de activación menor que la energía de activación del mecanismo en ausencia de un catali!ador, de manera que la reacción catali!ada es más rápida.

•

El catali!ador tiene que acelerar la reacción inversa tanto como la directa de modo que la constante de equilibrio no se vea afectada, ya que la posición del equilibrio químico es independiente del mecanismo.

•

El catali!ador no inicia una reacción, sino que solo acelera una transformación

que

se

produce

por

si

misma

en

forma

e=traordinariamente lenta.

•

El catali!ador provoca una disminución de la energía de activación, aumentando la velocidad de reacción.


7$ RECOMENDACIONES •

2e recomienda mantener constante la temperatura, para obtener una curva que contenga al mayor n#mero de puntos y de esta manera allar la

velocidad de la reacción, el orden y

la constante de

velocidad.

•

Evitar fuga de o=ígeno, 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.


8$ )I)LIOGRAFÍA Mar#n ! Pr6tt#n 
Atin% P$N$ 

>$ ANE'O >$+$

CUESTIONARIO

+ EK&i6e e :enómen# de cat9i%i%$ , ', 7, los productos que se obtienen de la transformación química de A. 2i la reacción, en condiciones normales, produce >, ello significa que la velocidad de la reacción A ::T > prevalece sobre la velocidad de las otras dos posibles reacciones. Al introducir un catali!ador puede modificarse la velocidad de las reacciones de modo tal que la velocidad de reacción más elevada sea la de la reacción A ::T '0 en consecuencia, nuestro sistema, que conducía invariablemente a > en ausencia del catali!ador, conduce aora a '. /tro catali!ador puede favorecer la velocidad de formación de 7, y así sucesivamente. Estudio de la velocidad de descomposición catalítica del 18 H 2 O2

2 Di:erencie a cat9i%i% B#m#/nea de a Beter#/nea$ En la catálisis omogénea se limita a los sistemas gaseosos o líquidos, y el proceso en dicos sistemas se logra en la mayor parte de los casos, por formación de compuestos intermediarios. 'onsiste en la formación de un nuevo compuesto, con menor consumo de energía de activación0 también se dice que la catarsis omogénea es donde el catali!ador está en la misma fase que las sustancias reaccionantes. En la catálisis eterogénea, que es cuando el catali!ador esta en un estado físico diferente del estado de los materiales reaccionantes, la efectividad para mucos catali!adores eterogéneos es proporcional a su superficie e=puesto y no al peso del catali!ador0 también se dice que la catálisis eterogénea es en la cual el catali!ador está en fase distinta que las sustancias reaccionantes.

5 Inda/ar %#re #% mecani%m#% de reacción en a cat9i%i% de ?cid#= )a%e. 'omo la catálisis ácida depende de la tendencia del ácido a ceder un protón, y la catálisis básica de la tendencia de la base a ganar un protón, parece que la adición y eliminación de protones deberá ser parte esencial del mecanismo de las reacciones catali!adas que consideramos. a mutarrotación de la glucosa implica probablemente la adición de un protón a la molécula de α:glucosa en un punto, seguida, o acompaSada por su eliminación en otro punto0 así si 3 representa la α: glucosa y 3 es la β:glucosa isomera, el cambio catali!ado vendrá representado por; D D 3

3D

3 D D

2iendo suministrado el primer protón por un ácido, mientras que el descartado es eliminado por la base. 2eg#n esta idea, el proceso de la mutarrotación requiere la presencia de un ácido y una base, en armonía con las observaciones de que, en ausencia de agua, la base piridina es un mal catali!ador. El otro cambio isomérico catali!ado por ácido:base es la enoli!ación de la acetona de una manera similar. En una reacción similar, tal como es la descomposición de la nitramida, que es catali!ada casi e=clusivamente por bases, el mecanismo deberá Estudio de la velocidad de descomposición catalítica del 19 H 2 O2

ser algo diferente0 lo mismo se aplica a la idrólisis de acetales, donde solo los ácidos son catalíticamente activos. Es probable que la adición y eliminación de un protón tenga lugar en dos etapas, pero que solo una de ellas sea la que determine la velocidad, transcurriendo la otra muy rápidamente en comparación. ay mucas reacciones químicas que son catali!adas por ácidos ó bases o por ambos, el catali!ador ácido más com#n en solución acuosa es el ion idronio y el básico más com#n es el ion idro=ilo, no obstante, ciertas reacciones son catali!adas por cualquier ácido o base, si cualquier ácido catali!a la reacción, se dice esta es ob"eto de una catálisis ácido general.


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