Estudio del efecto de la temperatura sobre la velocidad de... Indice Objetivos.....................................................Pág.3 Fundamentos teóricos.............................Pág.3

Estudio del efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción
Indice
• Objetivos.....................................................Pág.3
• Fundamentos teóricos.............................Pág.3
• Disoluciones..............................................Pág.5
• Procedimiento experimental..................Pág.6
• Serie 1
• Serie 2
• Tablas de datos
• Cuestiones y Cálculos..............................Pág.7
• Cuestiones 1, 2, 3, 4, 5 y 6.
• Conclusión..............................................Pág.12
• Bibliografía............................................Pág.13
OBJETIVOS:
1. Analizar el efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción calculando la energía de activación a
partir de medida de tiempos parciales de reacción.
2. Calcular el orden de reacción respecto del agua oxigenada en la reacción:
H2O2 + 2 HI I2 + 2 H2O
FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
La velocidad de una reacción aumenta con la temperatura mediante la siguiente relación empírica:
k = A e−Ea/RT (Ec.Cinética de Arrhenius).
Donde A es el factor de frecuencia, Ea la Energía de activación, k la constante de velocidad, T temperatura en
grados kelvin y R la constante de los gases ideales.
K T ; K' T '
Aplicando logaritmos a la ecuación anterior obtenemos la siguiente expresión:
Si disponemos de valores de k a dos temperaturas distintas T1 y T2 podemos calcular el cociente k1/k2 y por
tanto la energía de activación de la reacción, Ea:
Para calcular el cociente k/k' vamos a utilizar el concepto de tiempo parcial de reacción tð, que es el tiempo
necesario para consumir una determinada cantidad de reactivo.
Para una reacción de orden n:
Si La ecuación integrada es:
Si en dos experiencias (a T diferentes) partimos de las mismas concentraciones iniciales, el cociente de
1
tiempos parciales vendrá dado por la división de dos ecuaciones como la siguiente:
Así podemos calcular la Energía de Activación.
La reacción escogida es la oxidación del ácido yodhídrico por el agua oxigenada en medio ácido (sulfúrico):
H2O2 + 2 HI ! I2 + 2 H2O
Se produce en presencia de un exceso de Na2S2O3 que va reduciendo el I2 a medida que se va formando.
• constante a lo largo de la reacción.
La ley de velocidad se pude expresar como : siendo
Como tiempo de vida parcial, tomaremos el tiempo necesario para consumir una cantidad determinada de
tiosulfato (2 mL), añadida a la reacción: tiempo necesario para producir una misma cantidad de yodo o
consumir la misma cantidad de agua oxigenada.
Utilizamos almidón como indicador de la presencia de I2: se forma un complejo color azul.
Si añadimos (3mL) de Na2S2O3, el I2 pasa a I− (disolución incolora). Se volverá a colorear cuando se haya
consumido todo el tiosulfato añadido. (Anotamos t en que se vuelve a colorear).
En la práctica hacemos sucesivas aportaciones constantes (3mL) de tiosulfato y medimos el tiempo que tarda
en aparecer el color azul del I2 con el almidón: t parcial de reacción.
Adjuntamos diagrama de flujo resumen de la experiencia:
DISOLUCIONES:
• 250 mL de Na2S2O3.5 H2O 0.1 M. Peso molecular del tiosulfato: 248.19 g/mol
= 0.1* 0.25 = 0.025 mol
g de Na2S2O3.5 H2O
Guardar en frascos color topacio o al abrigo de la luz.
• 100 mL de H2O2 de 2 volúmenes
Volúmenes: litros de oxígeno medidos en condiciones normales, que es capaz de producir un litro de
disolución de agua oxigenada.
La estequiometría de esta reacción indica que para producir 22.4 litros de oxígeno, es necesario tener 2 moles
de agua oxigenada en un litro de disolución. Luego una disolución 2 M tiene una concentración en volúmenes
de 22.4 Vol. Y tendrá disueltos 68 g/L.
2V
ð ðððð g/mL
Mf 2 H2O2
2
Vf 2 mol/L 1 mol O2 L de O2
Mi 30% H2O2 100 g 30 g de H2O2 x = 333 g
Vi =1L
ð ðððð g/mL 1110 x
; ; de H2O2 30%
• 30 mL de H2SO4 (10 mL Ácido concentrado sobre 20 mL de agua en la probeta).
• 500 mL de KI del 0.1% en peso.(0.5 g en 500 mL de agua)
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
Se realizan 2 series, una a temperatura ambiente(20ºC) y otra a 8ºC. La presión ambiental es durante toda la
experiencia 757.5 mmHg.
Serie 1 : T = 8ºC = 281 K
• Se introduce en el baño termostatado:
_ aforado de 25 mL con agua oxigenada de 2 Vol.
_ probeta con 30 mL de la disolución de ác. Sulfúrico.
_ Erlenmeyer de 1000 mL con la dis. De KI y el imán agitador que ponemos en marcha y no paramos durante
toda la experiencia.
• Se espera unos 10 minutos hasta alcanzar el equilibrio térmico. Añadimos al erlenmyer H2SO4 y unas 4
gotas de almidón.
• Añadir al Erlenmeyer los 25 mL de la disolución de H2O2 y poner el cronómetro en marcha (no se para en
toda la experiencia). Aparece un color azul en la disolución.
H2O2 + (IK + H+ + Almidón) Comienza la reacción.
• Añadir enseguida 3 mL de la disolución de tiosulfato (desaparece el color azul, se consume el I2 formado)
Cuando el color azul aparece de nuevo se toma nota del tiempo t1 (sin parar el cronómetro) y se añaden
rápidamente 3 mL de tiosulfato (desaparece el color azul).
Se repite el proceso hasta completar 12 medidas de tiempos parciales.
Serie 2 : T = 20ºC = 293 K
El mismo procedimiento anterior en un baño a T = 20ºC. Se deben obtener 12 tiempos parciales que se
relacionen exactamente con lo 12 anteriores (mismos volúmenes de tiosulfato añadido)
TABLAS DE DATOS
TEMPERATURA = 8ºC = 281 K
TEMPERATURA = 20ºC = 293 K
t(min)
t'(min)
ðt (seg)
V(S2O32−) (mL)
ðt' (seg)
V'(S2O32−) (mL)
3
0
0:04:30
0:07:49
0:12:25
0:17:13
0:22:00
0:26:50
0:32:40
0:38:50
0:45:19
0:51:30
1:00:35
0
270
199
276
288
287
290
350
370
389
371
545
0
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
0
0:01:57
0:03:47
0:05:48
0:08:21
0:10:45
0:12:43
0:15:08
0:18:12
0:21:33
0:25:15
0:29:19
0:33:44
0
117
110
121
153
144
118
145
184
201
222
244
265
0
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
CUESTIONES Y CÁLCULOS:
T = 8 + 273 k
281
=
V(S2O32−)
(mL)
0
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
t(min)
t(seg)
ðt (s)
0
0:04:30
0:07:49
0:12:25
0:17:13
0:22:00
0:26:50
0:32:40
0:38:50
0:45:19
0:51:30
1:00:35
0
270
469
745
1033
1320
1610
1960
2330
2719
3090
3635
0
270
199
276
288
287
290
350
370
389
371
545
ðt medio
330,4545455
ðt' medio
168,6666667
T= 20 + 273 k
293
=
V'(S2O32−)
(mL)
0
3
3
3
3
3
3
3
t'(min)
t'(seg)
ðt' (s)
0
0:01:57
0:03:47
0:05:48
0:08:21
0:10:45
0:12:43
0:15:08
0
117
227
348
501
645
763
908
0
117
110
121
153
144
118
145
4
3
3
3
3
3
0:18:12
0:21:33
0:25:15
0:29:19
0:33:44
1092
1293
1515
1759
2024
ðt medio
ðt' medio
= kap
k'ap
184
201
222
244
265
1,95921667
ln (kap/k'ap) = (Ea/R)[1/T'−1/T]
Ea = [R*ln(kap/k'ap)] / [1/T'−1/T]
Ea =
38359,38652
Joules
I ) Calcular K1/K2 a partir de la media aritmética de los cocientes de los tiempos parciales
t1/t2 = K1/K2
0
2,307692308
1,809090909
2,280991736
1,882352941
1,993055556
2,457627119
2,413793103
2,010869565
1,935323383
1,671171171
2,233606557
t1/t2 = K1/K2
2,090506759
media
Ea =
42058,8544
Joules
II) Calcular Ea a partir del valor individual del cociente (K1/K2)i que se obtiene del cociente
de los tiempos parciales
t1/t2 = K1/K2
0
2,307692308
1,809090909
2,280991736
1,882352941
1,993055556
2,457627119
2,413793103
2,010869565
1,935323383
1,671171171
2,233606557
Ea
0
47696,39764
33812,44596
47032,62739
36076,67415
39336,08441
51286,72711
50260,25335
39843,61132
37659,53535
29289,48908
45835,28096
Ea (media) =
41648,1024
Joules
5
3) Calcular el orden de reacción respecto del agua oxigenada
Cálculo de x
T=281 k
V(S2O32−)añadido (mL)
Vtotal
t(seg)
[H2O2]
ln[H2O2]
1/[H2O2]
0
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,555
0,558
0,561
0,564
0,567
0,57
0,573
0,576
0,579
0,582
0,585
0,588
0
270
469
745
1033
1320
1610
1960
2330
2719
3090
3635
0,00804505
0,00773297
0,00769162
0,00765071
0,00761023
0,00757018
0,00753054
0,00749132
0,0074525
0,00741409
0,00737607
0,00733844
−4,8226989
−4,86226164
−4,86762358
−4,87295693
−4,87826198
−4,88353904
−4,88878839
−4,89401034
−4,89920515
−4,90437312
−4,90951452
−4,91462962
124,300112
129,316338
130,011587
130,706837
131,402086
132,097335
132,792584
133,487833
134,183082
134,878331
135,573581
136,26883
V(S2O32−)añadido (mL)
Vtotal
t'(seg)
[H2O2]
ln[H2O2]
1/[H2O2]
0
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,003
0,555
0,558
0,561
0,564
0,567
0,57
0,573
0,576
0,579
0,582
0,585
0,588
0,591
0
117
227
348
501
645
763
908
1092
1293
1515
1759
2024
0,00804505
0,00773297
0,00769162
0,00765071
0,00761023
0,00757018
0,00753054
0,00749132
0,0074525
0,00741409
0,00737607
0,00733844
0,00730118
−4,8226989
−4,86226164
−4,86762358
−4,87295693
−4,87826198
−4,88353904
−4,88878839
−4,89401034
−4,89920515
−4,90437312
−4,90951452
−4,91462962
−4,91971869
124,300112
129,316338
130,011587
130,706837
131,402086
132,097335
132,792584
133,487833
134,183082
134,878331
135,573581
136,26883
136,964079
T=293 k
Reacción de orden 1 Ver gráficas.
Gráficas
6
4) Comentar la gráfica obtenida al resolver la cuestión 3).
7
La gráfica que describe esta reacción es la segunda, la cual corresponde a una cinética de orden 1. ambas
gráficas presentan unas líneas de tendencia para cada serie muy parecidas (incluso con mayor r en la
cinética de orden 2). Esto se debe a que en la experiencia hemos cogido medidas en un incremento de tiempo
pequeño, cerca de t = 0. Ésto es equivalente a medir a grados de avance menor. Por ello las ecuaciones de
orden uno y orden dos se hacen prácticamente iguales. No obstante, podemos observar que en la gráfica de
orden 2 las series aparecen más curvadas que en la de orden 1. Por ello, nos decantamos por la gráfica
correspondiente a la cinética de orden 1 para describir esta reacción.
5) Demostrar la siguiente ecuación para una reacción de orden n.
como
6) Comparar el valor de (k1/k2) promedio obtenido a partir del cociente de tiempos parciales con el obtenido
en la cuestión número 2.
mediante cociente de tiempos parciales = 1.959
de la cuestión 2... = 2.0905
CONCLUSIÓN:
Con esta práctica, queríamos ver como variaba la velocidad de reacción con la temperatura, además de
calcular el orden de reacción. Este último, como hemos podido comprobar a partir de los resultados
experimentales, es igual a 1. Esto concuerda con el resultado teórico. El método utilizado no es del todo
idóneo ya que los resultados experimentales pueden ser confusos debido a su semejanza.
En cuanto a la discusión de los resultados obtenidos, podemos observar que ambos valores de la Ea son muy
parecidos, pese a que se aprecia una variación en la cifra debida al método empleado para obtener el resultado,
como es la realización del promedio de los cocientes de tiempos de vida parciales; o el cálculo de Ea a partir
del valor individual del cociente (K1/K2)i que se obtiene del cociente de los tiempos parciales.
Así pues deducimos que el valor obtenido como resultado final para nuestra experiencia es acertado o, al
menos, similar al teórico.
Bibliografía
• Físico Química. P.W. Atkins. Addison Wesley Iberoamericana. Wilmington, Delaware, 1986
• Cuaderno de laboratorio de fundamentos de química física. Por Rosa Valero Molina.
• http://www.google.es/
11
8