Informe 15 de Fisicoquímica

8/18/2019 Informe 15 de Fisicoquímica

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FACULTAD DE QUÍMICA, INGENIERIA QUÍMICA E INGENIERÍA

AGROINDUSTRIAL

E.A.P QUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICAA II

PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 16

Profesora:Q!". #!$%or &ar$!a #'((e)as

A("*o:

A+a*%o C,a*'- L's &s%ao/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

ESTUDIO DE LA #ELOCIDAD DEDESCOMPOSICI;N CATALÍTICADEL H 2O2


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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 son afectadas las velocidades de reacción por las variaciones detemperatura, presión y concentración.

Por ser este tema importante, en eta práctica se plantea determinar laconstante de velocidad, el orden y la energía de activación, para la reacción

Para el desarrollo de la práctica se colocó en el tubo 1m de solucióncatali!adora y se introdu"o en el termostato que a#n no está prendido, luego deque el tubo este $ minutos en el termostato se toma la 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 detiempo asta llegar a un tiempo infinito donde el volumen de /%(g no cambia.

Puesto que el eudiómetro está invertido, los vol#menes reales obtenidos seránla diferencia entre la medida total del eudiómetro y la medida tomada. 2eefect#a esta diferencia para ambas temperaturas.

'on estos datos obtenidos se procede a graficar0 de la 3ráfica 4&1()*%1,$&' y4&% ()*++,$&' se calcula la velocidad de reacción para 5 puntos, para esto setoma un punto y se tra!a la tangente a la curva, la pendiente nos determina elvalor de la 6elocidad a diferentes intervalos de tiempo.

7e la 3ráfica 4&+ y 4&5, nos indican que la reacción es de primer orden dadoque la gráfica es una recta.

Para la 3ráfica 4&$ y 4&8, como sabemos que la reacción es de primer ordengraficamos 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.


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INTRODUCCIÓN

Al estudiar la velocidad de las reacciones químicas se llega a comprender como es que los reactantes a una determinada concentración se consumen enun tiempo dado, estos datos permiten formular ecuaciones con los cuales sepueden concluir las etapas por las cuales pasan las reacciones0 es decir, seelimina las etapas rápidas donde se forman los productos intermedios. Paraello es necesario controlar la temperatura así como la presión a la que sereali!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 deetapas por las que pasa transcurre para formar el o=ígeno molecular.

Estudio de la velocidad de descomposición catalítica del H 2O2


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PRINCIPIOS TEÓRICOS

Determinación de a e! de "e#cidad$

os datos cinéticos primarios son las concentraciones de las sustancias adistintos tiempos. ay diversos modos de obtener la ley de velocidad a partir deestos datos.

En el método de velocidades iniciales, la velocidad se mide al comien!o de lareacción para varias concentraciones iniciales de reactivos diferentes. 7espuésel método considera que la ley de velocidad para una reacción entre A y > essupuestamente

? A * @ABa

>Bb

, ? A *dABCdt

Entonces su velocidad inicial (? A ,- está dada por los valores iniciales de lasconcentraciones AB- y >B- como

? A ,- * @ABao >Bbo

)omando logaritmo;

log ? A,- * logk

Da

logABo Db

log>Bo (1

Por tanto, una presentación del logaritmo de la velocidad inicial del cambio dela 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 ABo constante.

El método de las pendientes iniciales podría no poner de manifiesto la ley develocidad completa, pues en una reacción comple"a los propios productospueden afectar a la velocidad. Para evitar esta dificultad, la ley de velocidad sedebe a"ustar a los datos obtenidos en el transcurso de la reacción. Esto sepuede acer, al menos en los casos sencillos, utili!ando una ley de velocidadpropuesta para predecir la concentración de cualquier componente en cualquier instante y comparándola con los datos. 7ado que las leyes de velocidad sonecuaciones diferenciales, se deben resolver(es decir, integrarlas para lasconcentraciones como funciones del tiempo.



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Reacci#ne% de &rimer #rden

a ley de velocidad de primer orden para la desaparición de un reactivo A es

:dABCdt * k AB ..(%

(Gn e"emplo de este tipo de proceso es el decaimiento radiactivo de unn#clido. Hsta ecuación diferencial se reordena a

(1CABdAB * :k dt ,

que se puede integrar directamente .7ado que inicialmente ( a t* - laconcentración de A es ABo y a un tiempo posterior t esABt , resulta que

a solución se puede e=presar de dos formas #tiles;

lnABtCABo * :@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 unavelocidad determinada por @. a primera solución indica que si se representalnABtCABo en función de t , la reacción de primer orden dará una línea recta. 2ila 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@.



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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


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6

PRESIÓN

-mm./0

TEMPERATURA

-*C0

1 .R

L$8 %% M5

TA)LA N* 2 (#3mene% deO2 re/i%trad#% a di"er%#%

"a#re% de tiem a a/re/ar + mL de catai4ad#r FeC5a 6na Tem&erat6rade 27,8*C


Tiem -t0 -min0 (#6men de O2/enerad# -(0 -mL0

-1%+5$8LNM1-111%1+151$18


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7

TA)LA N* 5, (#3mene% de O2 re/i%trad#% a di"er%#% "a#re% de tiem aa/re/ar + mL de catai4ad#r FeC5 a 6na Tem&erat6ra de 55,8*C

TA)LA N* 5 (#6men de O2 a tiem ∞

T -*C0 V ∞ -mL0

%1,$ ++,8++,$ +5,$


Tiem -t0 -min0 (#6men de O2/enerad# -(0 -mL0

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

%,$ %N,$%,L$ %N,N+,- %M,1+,$ %M,$5,- %M,N5,$ +-,-$,- +-,58,- +-,LL,- +-,MN,- +1,-M,- +1,-1-,- +1,-11,- +1,-1%,- +1,-


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8

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


Tiem -t0 -min0-(


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9

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

+$ C?LCULOS @ GR?FICOS

a$ Gra:i6e - V ∞ = V t 0 "% t, &ara cada tem&erat6ra$

T; 2+,8*C


Tiem -t0

-min0 -(


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10

0 5 10 15 20 25 30 35 40

0

5

10

15

20

25

30

35

&r3? #%@ s %

%="'*@

=#>? #%@ "L

T;55,8*C

0 2 4 6 8 10 12 140

5

10

15

20

25

30

&r3? #%@ s %

(V∞- Vt) mL

%="'*@

=#>? #%@ "L

$ Gra:i6e e #/ de a "e#cidad de a reacción &ara di:erente%

inter"a#% de tiem en :6nción de #/- V ∞ = V t 0, ! Bae e #rden

de a reacción$

T; 2+,8*CEstudio de la velocidad de descomposición catalítica del H 2O2


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11

0.00000

0.40000

0.80000

1.20000

1.60000-0.2

-0.1

0

0.1

0.2

0.3

0.4

0.50.6

&r3? #%@ s (o) =#r*@

log velocidad

Linear (log velocidad)

(o)=#>? #%@

(o) =#r*@

T; 55,8*C

0.6000 0.8000 1.0000 1.2000

-0.5000

0.0000

0.5000

1.0000

1.5000

&r3? #%@

Linear ()

(o)=#>? #%@

(o) =#r*@

2e tomaron 5 puntos tangentes a la curvas de los gráficos anteriores con el ob"etivo decalcular la pendiente que nos dará el valor de la velocidad de reacción. os puntosobtenidos se detallan en la tabla de resultados.

Reacción de &rimer #rden, !a 6e a% /r9:ica% %#n recta%$

c$ Gra:i6e e #/ - V ∞ = V t 0 ó +- V ∞ = V t 0 "% t, de ac6erd# a #rden

#tenid# en 0 ! Bae a% c#n%tante% de "e#cidad de reacción$



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12

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

T;2+,8*C 25,2;2H7,

0 5 10 15 20 25 30 35 40

0.0000

0.2000

0.4000

0.6000

0.8000

1.0000

1.2000

1.4000

1.6000

(!) " - 0.03! # 1.4

&r3? #%@ s %

log(V∞- Vt)

Linear (log(V∞- Vt))

%="'*@

(o)=#>? #%@

pendiente=− K

2,303=−0,0266min

−1

k 1=6,126×10−2min

−1



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13

T;55,8*C25$2;5>,

0 0.9 1.8 2.7 3.6 4.5

(!) " - 0.06! # 1.03

&r3? #%@ s %

log(V∞- Vt)

Linear (log(V∞- Vt) )

% ="'*@

(o)=#>? #%@

pendiente=−k

2,303=−

0,0555min−1

k 2=1,2782×10−1min

−1

d$ Cac6e a ener/Ja de acti"ación de a reacción$

a energía de activación ( Ea se obtiene de la siguiente ecuación;

log(k 2

k 1 )= Ea

2,303 R [ T 2−T 1

T 2×T 1 ]

Ea=log ( k 2k 1 )2,303 R×[

T 2×T 1

T 2−T 1 ]

Ea=log (1,2782×10

−1min

−1

6,126×10−2min

−1 )2,303× 8,314J molK × 306,7 K ×294,7 K 306,7 K −294,7 K



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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

-(+-8,L ,+22

Ea -m#0

58,-88


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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.



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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.



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8$ )I)LIOGRAFÍA

Mar#n ! Pr6tt#n


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>$ ANE'O

>$+$ CUESTIONARIO

+ EK&i6e e :enómen# de cat9i%i%$


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2 Di:erencie a cat9i%i% B#m#/nea de a Beter#/nea$

En la catálisis omogénea se limita a los sistemas gaseosos o líquidos, yel proceso en dicos sistemas se logra en la mayor parte de los casos,por formación de compuestos intermediarios. 'onsiste en la formaciónde un nuevo compuesto, con menor consumo de energía de activación0también se dice que la catarsis omogénea es donde el catali!ador estáen la misma fase que las sustancias reaccionantes.

En la catálisis eterogénea, que es cuando el catali!ador esta en unestado físico diferente del estado de los materiales reaccionantes, laefectividad para mucos catali!adores eterogéneos es proporcional a

su superficie e=puesto y no al peso del catali!ador0 también se dice quela catálisis eterogénea es en la cual el catali!ador está en fase distintaque las sustancias reaccionantes.

5 Inda/ar %#re #% mecani%m#% de reacción en a cat9i%i% de ?cid#=)a%e.

'omo la catálisis ácida depende de la tendencia del ácido a ceder unprotón, y la catálisis básica de la tendencia de la base a ganar un protón,parece que la adición y eliminación de protones deberá ser parteesencial del mecanismo de las reacciones catali!adas queconsideramos. 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 eldescartado es eliminado por la base. 2eg#n esta idea, el proceso de lamutarrotación requiere la presencia de un ácido y una base, en armoníacon las observaciones de que, en ausencia de agua, la base piridina esun mal catali!ador. El otro cambio isomérico catali!ado por ácido:basees 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



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ser algo diferente0 lo mismo se aplica a la idrólisis de acetales, dondesolo los ácidos son catalíticamente activos. Es probable que la adición yeliminación de un protón tenga lugar en dos etapas, pero que solo unade ellas sea la que determine la velocidad, transcurriendo la otra muyrápidamente en comparación.

ay mucas reacciones químicas que son catali!adas por ácidos óbases o por ambos, el catali!ador ácido más com#n en solución acuosaes 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, sicualquier ácido catali!a la reacción, se dice esta es ob"eto de unacatálisis ácido general.

Estudio de la velocidad de descomposición catalítica del H O

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