UNIVERSIDAD AUTÓNOMA METROPOLITANA AZCAPOTZALCO LABORATORIO CINÉTICA Y CATÁLISIS PRÁCTICA 4 OBTENCIÓN DE LOS PARÁMETROS TERMODINÁMICOS DEL ESTADO DE TRANSICIÓN DE LA REACCIÓN DEL YODURO I – CON EL PERSULFATO S2O82 – DETERMINACIÓN DE HUMEDAD Y CENIZAS
PROFESOR: JORGE FLORES AYUDANTE: Penélope Gisel Olvera Otal
INTEGRANTES: MORENO DURÁN WALDO GREGORIO DELGADILLO HERNÁNDEZ LUIS ANGEL HERNÁNDEZ GRAJEDA MARÍA TERESA MEDINA DÍAZ JOSÉ CRHISTIAN
EQUIPO #4
OBTENCIÓN DE LOS PARÁMETROS TERMODINÁMICOS DEL ESTADO DE TRANSICIÓN DE LA REACCIÓN DEL YODURO I – CON EL PERSULFATO S2O82– Introducción La Cinética Química estudia la velocidad de las reacciones químicas. Ésta depende de diferentes factores entre los cuales se encuentra la temperatura (T). Muy frecuentemente, la velocidad de las reacciones químicas se puede expresar a través de una ecuación cinética similar a: v = k [A]n Ecuación 1. Ecuación cinética Donde k es la constante c inética, A es el reac tivo y n es el orde n de reacc ión. Ni
la conce ntración de re activo ni e l orde n de re acc ión dependen de la conc luimos que si la ve locidad de re acc ión te mpe ratura, por lo tanto e e depende de la t mp ratura e s porque la constante ciné tica k depende de la te mpe ratura. Para muc has re acc ione s, e sta de pe nde nc ia de k re spe c to de la te mpe ratura se puede e xpre sar se gún una e c uac ión e mpí ric a, la ec ua c ión de Arrhe nius.
E cuación 2. E cuación de Arr henius
Se gún e sta e cuac ión, k aume nta de modo expone nc ial cuando la te mpe ratura. En e lla apare c e n dos paráme tros:
aume nta
La e ne rgí a de activación (Ea) e stá re lacionada con la barre ra de e ne rgí a que deben supe rar los re ac tivos para transf ormarse en productos, por lo que un valor e le vado de la misma provoc a un valor re duc ido de k y por lo tanto de v. Sus dimensiones son de energí a por cada mol. pree xpone nc ial unidade s que k . El
f ac tor
o
f ac tor
de
f re c ue nc ia
(A)
tie ne
las
mismas
El modo más cómodo de traba jar con la e c uac ión de Arrhe nius e s transf ormarla e n su f orma line alizada. Si se aplic an logaritmos ne pe rianos a ambos lados de la igualdad, se obtie ne :
a E cuación 3. E cuación de Arr henius lineali zad
Ésta e s la e cuación de una lí ne a re c ta, donde Y e s ln k, X e s 1 / T, la orde nada en e l orige n e s ln A y la pe ndie nte e s – Ea / R. En la f igura 1 se mue stra una -0.05
re pre se ntac ión de dic ha lí ne a re cta.
Por lo tanto, a partir de una tabla de valores de k f re nte a T se rá se nc illo obte ne r e l valor de Ea. Simple me nte habrá que añadir dos columnas a la tabla de lnk y 1 / T,
Objetivo general Obtener los parámetros termodinámicos de activación del estado de transición de la reacción de la práctica número 2
Objetivos específicos
Describir la Ecuación de Arrhenius, que relaciona la dependencia de la constante de velocidad con la temperatura Definir el factor de frecuencia de colisiones de Arrhenius Describir la Ecuación de Eyring, como una alternativa de la ecuación de Arrhenius Definir el estado de Transición Obtener: a. de la ecuación de Arrhenius, la energía de activación Ea y el factor de frecuencia A de la reacción entre el yoduro y el persulfato (práctica número 2) b. la entalpía de activación H ‡ a partir de la energía de activación c. la Energía de Gibbs de activación G ‡ de la ecuación de Eyring d. la constante de equilibrio de activación K ‡ de la relación entre ésta y la energía de Gibbs e. la entropía de activación S ‡ de la relación G ‡ = H ‡ – T S ‡
Desarrollo experimental
Realizar nuevamente la práctica No. 2, a temperaturas diferentes de las que ya se hayan realizado.
Registrar en la siguiente Tabla 4.1 los datos de la reacción entre el yoduro y el persulfato a temperatura ambiente, a temperatura de un baño de hielo - agua y alguna otra temperatura, de la cinética de la práctica número 2
Cálculos a) Obtener la Energía de Activación Ea, de la ecuación de Arrhenius por cualquiera de los siguientes métodos: a.2) a varias temperaturas, a partir de la pendiente de la regresión lineal ln k contra 1/ T
Con los valores obtenidos de tiempo y temperatura determinamos lo siguiente: T(°C) 9 14 19 24 29 34 39
T (K) 282.15 287.15 292.15 297.15 302.15 307.15 312.15
t(min) 04:34 02:49 02:04 01:19 00:50 00:35 00:28
t(seg) 274 169 124 79 50 35 28
1/T 0.003544214 0.0034825 0.003422899 0.003365304 0.003309614 0.003255738 0.003203588
ln t (negativo) -5.613128106 -5.129898715 -4.820281566 -4.369447852 -3.912023005 -3.555348061 -3.33220451
Graficamos 1/T vs ln t ln 0 0.0031
0.0032
= ln
[2 3 ] 1
0 2 8 0
0.0033
1
0.0034
0.0035
0.0036
-1 -2 t n l -
y = -6866.2x + 18.743 R² = 0.9954
-3 -4 -5 1/T
-6
Despejamos la energía de activación () ()
b) Calcular el Factor de Frecuencia A de la ecuación de Arrhenius por cualquiera de los siguientes métodos b.2) a varias temperaturas, a partir de la ordenada en el origen de la regresión lineal ln k contra 1/ T
c) Calcular la Energía de Gibbs de Activación G ‡, por cualquiera de los siguientes métodos a partir de la ecuación de Eyring c.3) a varias temperaturas a partir de la pendiente de la regresión lineal ln (k / T ) contra 1/ T Determinamos por medio de la ecuación de Arrhenius el valor de k, en cada temperatura
k 0.000207028 0.000316269 0.000476195 0.000707184 0.001036561 0.001500553 0.002146648
Después realizamos k/T, para después aplicar ln (k/T) y obtener la recta T (K)2 282.15 287.15 292.15 297.15 302.15 307.15 312.15
k 0.000207028 0.000316269 0.000476195 0.000707184 0.001036561 0.001500553 0.002146648
k/T 7.33753E-07 1.10141E-06 1.62997E-06 2.37989E-06 3.43062E-06 4.88541E-06 6.87698E-06
ln k/T -11.2347215 -10.8285492 -10.4365778 -10.0580855 -9.69239818 -9.33888612 -8.99695989
Graficamos 1/T vs ln (k/T)
1/T vs ln k/T 0 0.0031 -2
0.0032
0.0033
0.0034
0.0035
-4 T / k
-6
n l
-8
y = -6569.6x + 12.05 R² = 1
-10 -12
Tenemos que
1/T
0.0036
y=b+mx
De la grafica 1/T vs lnk/T tenemos que Y=-6569.6x + 12.05 Así que
Despejamos ()()
Determinamos la Energía libre de Gibbs, para comprobar que es la misma en todas las temperaturas
T (K)
Energía libre de Gibbs
282,15 287,15 292,15 297,15 302,15 307,15 312,15
-54619,6544 -54619,6544 -54619,6544 -54619,6544 -54619,6544 -54619,6544 -54619,6544
Finalmente de se obtienen todas las K’s de equilibrio:
d) Calcular la Entalpía
H
‡
, Entropía
S
‡
y Constante de Equilibrio
K
‡
a partir de
las Ecuaciones 4.10, 4.12 y 4.14
4.10 4.12
ΔH
ΔS
54739.7917 54698.2217 54656.6517 54615.0817 54573.5117 54531.9417 54490.3717
387.593288 380.699551 374.04178 367.608064 361.387278 355.369025 349.543572
K equilibrio 7.72427E-11 1.1586E-10 1.7139E-10 2.50215E-10 3.60747E-10 5.13949E-10 7.23955E-10
Cuestionario 1. ¿Es la reacción entre el yoduro y el persulfato más rápida a mayor temperatura? Justificar la respuesta a través de la comparación de las constantes de velocidad a diferentes temperaturas. Si, a mayor temperatura, va aumentando, de tal forma que la reacción es cada vez más veloz y por ende, el cambio es más rápido.
2. ¿El valor de G ‡ es variable con la temperatura? Justificar la respuesta. No, porque G no depende de la temperatura, al ser un parámetro termodinámico, que sólo indica si la reacción es posible o imposible sin tomar en cuenta tiempo ni temperatura.
Conclusiones Medina Díaz José Crhistian En esta práctica se obtuvieron buenos resultados a la hora de la elaboración de cada reacción ya que esto está reflejado en nuestros resultados y cálculos ya que al calcular nuestra , esta se acerco al valor que el profesor nos dio para checar si estamos bien en nuestros resultados así como nuestra experimentación el valor que el profesor nos dijo que teníamos que aproximarnos fue de ≈54kJ/mol y el que nosotros obtuvimos fue de 57.08 KJ/mol ya que de esta se obtuvo la entalpia, también al hacer nuestra grafica k/T vs 1/T (por medio de la ecuación de Eyring y aplicándole logaritmos) está también se aproximo a una línea recta ya que de esta se obtuvo el valor de ∆G para poder obtener la entropía.
Luis Ángel Delgadillo Hernández A partir de la ecuación de Arrhenius, la cual relaciona la constante de velocidad con la temperatura se logró obtener la energía de activación de la reacción que yoduro y persulafto, la cual es muy parecida al valor que se debía de obtener, a partir de este dato se obtuvo el factor de frecuencia de colisiones de Arrhenius, conociendo estos valores se calculo la constante de velocidad, la cual como se muestra en los resultados depende de la temperatura, igualmente la entalpia de activación. Mediante la ecuación de Eyring se obtuvo la energía libre de Gibbs con un número negativo el cual demuestra que la reacción si se puede llevar a cabo, por ultimo también se obtuvieron a partir de la energía libre de Gibbs la entropía y la constante de equilibrio. Moreno Duran Waldo Gregorio Cumplimos los objetivos que la práctica nos marcó, ya que se pueden constatar en los cálculos que realizamos en la misma. El profesor nos dió un valor experimental de 54 KJ/mol para la práctica, para lo cual, nosotros obtuvimos un valor de 57.08 KJ/mol, lo que indica que nuestra experimentación fue correcta. A lo siguiente, las demás tablas muestran que el procedimiento seguido fue el correcto, y los resultados lo constatan. Las gráficas mostradas hacen alusión al buen trabajo experimental. Grajeda Hernández María Teresa Se cumplió con el objetivo de esta práctica que fue obtener los parámetros termodinámicos de activación del estado de transición de la reacción, en este caso inicialmente con valores de temperatura y tiempo formamos una grafica (1/T vs. Ln t), que nos permitió linealizar y así obtener la Energía libre de Gibbs (valor de la pendiente de la recta) y de la misma forma obtener el valor de la constante de Arrhenius (ordenada de la recta), para posteriormente obtener la constante de velocidad “k” . Esta práctica se obtuvo un error un bajo, siendo de 5.8%, con respecto al valor de la Energía de activación teórica que debíamos obtener (54KJ/mol) y la nuestra fue muy cercana (57.08KJ/mol). Bibliografía
“Cinética Química: ley de Arrhenius” (en línea)
http://riunet.upv.es/bitstream/handle/10251/6753/Articulo%20docente%20Problema%20C Q%20Arrhenius.pdf
