INFORME Nº10: CINÉTICA DE LA REDUCCIÓN DEL IÓN MnO4-
ALEJANDRA MIRANDA PARRA MARIA ANGELICA COGOLLO YULENIS ORTEGA ARGUMEDO WENDY VARGAS RODRÍGUEZ
Presentado a: DAIRO PÉREZ SOTELO. ING.QUÍMICO
UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS QUÍMICA MONTERÍA 2013
CINÉTICA DE LA REDUCCIÓN DEL IÓN MnO4-
RESUMEN En la práctica anterior se estudió, de forma cualitativa, la influencia de la temperatura, las concentraciones de los reactivos y la presencia de un catalizador sobre la velocidad de una reacción redox, en este caso se utilizó el ion permanganato como objeto de estudio. OBJETIVOS General: Estudiar los efectos causados al aumentar o disminuir la velocidad de una reacción, teniendo en cuenta la cinética de reducción del ion MnO 4- . Específicos:
Determinar el efecto catalítico del ión MnO 4- . Graficar In(MnO4- ) vs tiempo. Hallar la constante de velocidad de reacción.
TEORÍA RELACIONADA La Cinética Química estudia dos aspectos de una reacción química: la velocidad de la reacción que mide la variación de la concentración de reactivos y productos con el tiempo, y el mecanismo de la reacción para pasar de reactivos a productos. En esta práctica vamos a tratar el primer aspecto referido a la velocidad. La velocidad de una reacción se expresa en términos de la concentración de uno de los reactivos o productos que intervienen en la reacción. La velocidad se define como la disminución de la concentración de un reactivo con el tiempo o el aumento de la concentración de un producto con el tiempo y siempre se define como una magnitud positiva y con unidades de concentración dividido por tiempo (M s-1). Las reacciones químicas pueden tener lugar de forma más o menos rápida, es decir, la variación del número de moles de sustancias reaccionantes que se transforman por unidad de tiempo puede ser mayor o menor. La velocidad de reacción de una reacción química depende, principalmente, de: - La naturaleza de las sustancias que reaccionan - La concentración de dichas sustancias - La temperatura
- La acción de catalizadores En general puede decirse que la velocidad de una reacción aumenta al elevar la temperatura (como valor medio podemos decir que un aumento de 10ºC en la temperatura duplica la velocidad de la reacción), debido a que un aumento de temperatura incrementa la energía media y la velocidad de las moléculas reaccionantes, aumentando el número de choques entre ellas y el número de moléculas que alcanza o supera la energía de activación, necesario para que el choque entre ellas sea eficaz. Análogamente un aumento en la concentración de las especies reaccionantes aumentará el número de choques entre ellas por unidad de tiempo y, por tanto, aumentará la velocidad de la reacción. Los catalizadores, al disminuir la energía de activación, hacen que un mayor número de moléculas sean capaces de superar dicha energía y, por tanto, reaccionar. La ley de velocidad de la reacción de define como la expresión de la velocidad de reacción en función de la concentración de cada una de las sustancias que influyen en ella (reactivos y productos). Esta ley se debe determinar experimentalmente y no tiene por qué coincidir con la relación de la ecuación estequiométrica de la reacción. Esta ley se expresa habitualmente por medio de una ecuación en la que aparece una constante, denominada constante de velocidad (k), multiplicada por la concentración de algunas especies elevadas a un exponente, llamado orden. La constante de velocidad depende de la temperatura, de la presión y de la naturaleza de los reactivos y productos.
EQUIPO
HIPÓTESIS La naturaleza de los reactantes y la temperatura pueden influir en la cinética de una reacción cuando se utiliza un catalizador? Cómo y por qué?.
MODELO MATEMATICO Para la reacción: aA + bB → productos, la velocidad media de la reacción directa puede darse como v = -∆[A]/a∆t ó v = -∆[B]/b∆t y la velocidad instantánea será: v = - d[A]/adt = –d[B]/bdt = k [A] m[B]n Para calcular la K usando la ecuación de velocidad integrada de primer orden. El valor de k deberá informarse como el valor promedio de los k calculados: ln [ A ]= ln [ A ]o –kt Reordenando se tiene que: ln [ A ]o - ln [ A ]= kt
DISEÑO DE PRÁCTICA
VARIABLES Y PARÁMETROS Se trabajó con una solución inicial de 0,010M a partir de esa se llegó a 0.004M, 0.006M y 0.008M de KMnO 4. También se hizo uso de la temperatura, realizando el experimento a 20°C, 27°C y 35°C.
ELECCIÓN DEL SISTEMA El efecto de agentes reductores sobre el ión MnO-4 en solución acuosa es llevarlo hasta ión Mn2+. Se sabe que este último acelera la reacción, es decir actúa como catalizador en la reducción del MnO-4. Por esta razón se le da a esta reacción el calificativo de autocatalizada. La naturaleza de los reactivos, en este caso del agente reductor, es uno de los factores que influyen en la velocidad de la reacción.
TABLA DE DATOS TIEMPO EN APARECER EL COLOR (EN mL) ENSAYO
t1
t2
t3
t4
t5
t6
t7
t8
1
15 25
45
60
90
110
140
160
180
2
25 37
49
65
85
100
130
150
190
3
38 45
59
78
90
125
145
185
210
4
45 61
79
94
127
159
196
226
255
5
67 90
149
185
235
290
345
390
455
v6
v7
ENSAYO
v1
v2
v3
v4
v5
v8
v9
1
22
10
4
1
0,9 0,7 0,5 0,4 0,4
2
25
12
5
2
1,9 1,5 1,2 1
3
27
15
7
3
2
4
29
16
8
4
2,7 1,8 1,5 1,1 0.6
5
30
17
9
5
3,6 1,9 1,6 1,2 0,8
0,5
1,6 1,3 0,9 0,4
VOLUMEN DE TIOSULFATO AGREGADO (EN ml)
t9
MATERIALES Y REACTIVOS
6-Tubos de ensayo 6-Pipeta 10 mL 1-Agitador de vidrio 1-Espátula metálica 1-Vidrio de reloj 1-Balanza analítica 7-Matraz aforado 250 mL 1-Termostato 1-Termómetro 1-Cronómetro 1-Pipeta 5 mL KMnO4 H2SO4 Ácido oxálico MnCl2
REACTIVOS KMnO4 Estado físico: Solido Color: Violeta oscuro. Olor: Inodoro. Punto de ebullición: 135,1 ºC Solubilidad: Agua, acetona y metanol. Temperatura de descomposición: 240 ºC. Pictogramas: O O Comburente XXn Nocivo N N: Nocivo para el medio ambiente Frases R: R8: Peligro de fuego en contacto con materias combustibles. R22: Manténgase fuera del alcance de los niños. R50/53: Tóxico para los organismos acuáticos, puede provocar a largo plazo efectos negativos en el medio ambiente acuático. Frases S: S 2: Manténgase fuera del alcance de los niños. S 60: Elimínense el producto y su recipiente como residuos peligrosos. S61: Evítese su liberación al medio ambiente. Recábense instrucciones específicas de la ficha de datos de seguridad.
H2SO4 Punto de ebullición (se descompone): 340°C Punto de fusión: 10°C Densidad relativa (agua = 1): 1.8 Solubilidad en agua: miscible Presión de vapor, kPa a 146°C: 0.13 Densidad relativa de vapor (aire = 1): 3.4 Ácido oxálico Apariencia: Cristales incoloros transparentes, higroscópicos. Gravedad Específica (Agua=1): 1.5 / 20°C (hidratado) Punto de Ebullición (ºC): 149-160 descompone Densidad Relativa del Vapor (Aire=1): 4.30 Punto de Fusión (ºC): 101 Viscosidad (cp): N.R. pH: 1.3 (Solución acuosa 0.1 M) Presión de Vapor (mm Hg): Menor que 0.001 / 20°C PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS Solubilidad: Soluble en agua.
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA Preparar soluciones de:H2O2 a 0.6% en peso, H2SO4 diluido, solución estándar de Na2S2O3 0.5 M y solución fresca de almidón (0.2%).
mezclar en un erlenmeyer de 500 mL, 250 mL de H2O, 1g de KI, 15 mL de ácido sulfúrico diluido y 10 mL de solución de almidón.
Con una pipeta tomar una alícuota de 10 mi de solución de peroxido y transferirla al erlenmeyer que contiene la mezcla.
Poner en marcha un cronometro tomando como tiempo cero el momento en que se ha desocupado la mitad de la pipeta.
Agitar de manera continua y agregar de inmediato mediante una bureta 0.5 mL de solución de tiosulfato, de modo que desaparezca el color azul que aparece inicialmente indicando la formación de yodo.
Sin parar el cronometro anotar el tiempo cuando reaparece el color azul y rápidamente agregar 0.5 mL (VT ) de tiosulfato para convertir en yoduro el yodo producido
Para determinar el orden de la reacción con respecto al HI repetir la práctica a la misma temperatura con las siguientes mezclas manteniendo constante el volumen total
Determinar nuevamente el tiempo requerido para la reaparición del color y continuar adicionando alícuotas de 0.5 mL de tiosulfato, agitando y determinando tiempos según el procedimiento señalado hasta que el tiempo requerido para la reaparición del color sea aproximadamente seis veces mayor que el inicial.
VALORES DE LAS CONCENTRACIONES DE H2O2 OBTENIDOS (EN M (mol/L)): ENSAY [H2O2 O ]1
EN LOS TIEMPOS
[H2O2 [H2O2 ]2 ]3
[H2O2 ]4
[H2O2 ]5
[H2O2 ]6
[H2O2 ]7
[H2O2 ]8
[H2O2 ]9
1
1,1
0,5
0,2
0,05
0,045
0,035
0,025
0,02
0,02
2
1,25
0,6
0,25
0,1
0,095
0,075
0,06
0,05
0,025
3
1,35
0,75
0,35
0,15
0,1
0,08
0,065
0,045
0,02
4
1,45
0,8
0,4
0,2
0,135
0,09
0,075
0,055
0,03
5
1,5
0,85
0,45
0,25
0,18
0,095
0,08
0,06
0,04
CALCULOS H2O2 + 2HI
I2 + 2H2O
2Na2SO3 + I2 [Na2S2O3] = 0,5M
Na2S4O6 + 2NaI Por estequiometria
[I2] = 0,5M Mol I2 = 0,5M * 25 x 10 -3 = 0,0125mol Mol I2 = Mol H2O2 [H2O2] =
Para t1:
[H2O2] = = 1,25M Para t2:
[I 2] = 0,5M
[H2O2] =
= 0,6M
Para t3: [H2O2] =
= 0,25M
Para t4: [H2O2] =
= 0,1M
Para t5: [H2O2] =
= 0,095M
Para t6: [H2O2] =
= 0,075M
Para t7:
[H2O2] =
= 0,06M
Para t8:
[H2O2] =
= 0,05M
Para t9:
[H2O2] =
= 0,025M
CONCLUSION De la práctica anterior podemos concluir que a medida que disminuye la concentración del soluto en la mezcla mayor será el tiempo de desaparición del color y así será mayor la cantidad de tiosulfato que se debe agregar , al realizar los cálculos arrojaron las concentraciones del peróxido de hidrógeno remanente en la mezcla, es decir que no había reaccionado aun con el paso del tiempo, se observó que van disminuyendo al paso del tiempo, como es de suponerse al saber que se descompone poco a poco en la medida que pasa el tiempo.
BIBLIOGRAFIA 1. CASTELLAN Gilbert. Fisicoquímica. Segunda Edición. Editorial Longman. México, 1998.
Addison
3.MARON & PRUTTON. Fundamentos De Fisicoquímica. Vigésima séptima reimpresión. México, 2001 3. ATKINS P. W. Fisicoquímica. Tercera edición. Editorial Addison –Wesley Iberoamericana. México, 1991
