DESCOMPOSICIÓN DEL PERÓXIDO DE HIDRÓGENO EN MEDIO ÁCIDO Mileidy palomino García 1049025791 Adriana carrillo peñaranda; 1004903344 Andrea luna Peñaloza 1094273752 Yenny Andrea Garay 95072919336 RESUMEN Para la realización de este laboratorio se necesitará descomponer el peróxido de hidrógeno cuando este de adiciona a otro reactivo en este caso caso el yoduro de potasio potasio en un medio acido. Lo importante es determinar el tiempo en el que reacciona cada experimento es decir cuando este cambia de color a (color azul) se debe anotar el tiempo transcurrido y así se podrá determinar la cinética de reacción de cada una de ellas. Para anotar cada uno de los resultados se deben tener en cuenta factores como la temperatura, la adicción de un catalizador, y la concentración de cada una de las soluciones preparadas (KL, HNO3 y buffer a un pH 4,2). Se determinó la velocidad de reacción de cada uno de los ensayos y compararon los ensayos 1 al 5 con el ensayo 6 que contenía un catalizador y lo que hacia este era aumentar la velocidad de reacción de las sustancias.
PALABRAS CLAVE Catalizador, Cinética, Descomposición, Energía de activación, Reacciones.
INTRODUCCION La Cinética es la parte de la Mecánica
fundamentales de la Dinámica: masa, longitud y tiempo.
encargada de definir y calcular los
atributos cinéticos de un sistema material arbitrario X en un movimiento dado. Recalcar el hecho de que no existe ninguna restricción sobre el tipo de movimiento, y eso incluye al referente del mismo, hasta el punto de que será habitual usar un movimiento genérico que satisfágalas ligaduras geométricas. El movimiento real que tenga el sistema vendrá determinado a posterior por las ecuaciones generales de la Dinámica. Con el movimiento, además de las magnitudes de la geometría de masas, hacemos intervenir el tiempo, por lo que ya tenemos las tres magnitudes
Los atributos cinéticos de interés van a ser: Cantidad de movimiento Momento cinético Energía cinética
Pasemos
a
definirlos
y
a
calcularlos. La energía de activación en activación en química química es la energía la energía que necesita un sistema para iniciar un determinado proceso. La energía de activación suele utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca una reacción una reacción química dada. Para que ocurra una
reacción entre dos moléculas, éstas deben colisionar en la orientación correcta y poseer una cantidad de energía mínima. A medida que las moléculas se aproximan, sus nubes de electrones se repelen. Esto requiere energía (energía de activación) y proviene del calor del sistema, es decir de la energía traslacional, vibracional, etcétera de cada molécula. Si la energía es suficiente, se vence la repulsión y las moléculas se aproximan lo suficiente para que se produzca una reordenación de los enlaces de las moléculas. La ecuación de Arrhenius proporciona la base cuantitativa de la relación entre la energía de activación y la velocidad a la que se produce la reacción. El estudio de las velocidades de reacción se denomina cinética química. Cantidad mínima de energía (calor, radiación electromagnética o energía eléctrica) requerida para activar átomos o moléculas a una condición en la cual es igualmente probable que experimenten una reacción o transporte químico como lo es el que vuelvan a su estado original. Los químicos postulan un estado de transición entre las condiciones iniciales y las condiciones del producto y teorizan que la energía de activación es la cantidad de energía requerida para estimular los materiales iniciales a "ascender al estado de transición; la reacción entonces procede "en caída para formar los materiales del producto. Los catalizadores (como las enzimas) disminuyen la energía de activación mediante la alteración del estado de transición. Las energías de activación son determinadas por experimentos que las miden como la constante de
proporcionalidad en la ecuación propuesta por Svante Arrhenius, que describe la dependencia de la velocidad de reacción respecto de la temperatura. VELOCIDADES DE ESTEQUIOMETRÍA
REACCIÓN
Y
Para reacciones estequiométricas simples, tales como A B, se puede expresar la velocidad en términos del cambio en la concentración del reactivo o del producto: velocidad
O
A t
velocidad
B t
la velocidad de formación del producto no requiere el signo negativo porque es una cantidad positiva. Para:
2A
velocidad
B
1 A 2
O velocidad
t
B t
En general, para la reacción: aA + bB
cC + dD
La velocidad está dada: velocidad
1 A
a
t
LEYES DE LA VELOCIDAD
1 B
b
t
C
1
c
t
1 D
d
t
Para muchas reacciones es posible expresar la velocidad de una reacción mediante una ecuación matemática conocida como la ley de la velocidad o Ecuación de la velocidad.
particular y que significativamente depende de la temperatura. Ejemplo:
aA +bB + …. -------- gG + hH +…. Donde a, b,…. Son los coeficientes en la
Para la reacción: F 2 (g) + 2ClO2 (g) 2FClO2 (g) La ley de la velocidad es:
ecuación balanceada.
velocidad k F 2 ClO2
La velocidad de la reacción puede ser expreseada así: Velocidad = K [A]m [B]n……
El
En esta expresión los símbolos: [A], [B],…..representan
las
concentración
molar. Los
exponentes
m,n,….
Son
generalmente numeros enteros y en algunos casos pueden ser números fraccionarios o negativos. Es bueno informar que no hay ninguna relación entre los exponentes m,n,…. Y los coeficientes correspondientes a, b,…. en
la ecuación balanceada. Los exponentes en la ecuación de rapidez se llaman orden de reacción Ej. Si m = 1 se dice que la reacción es de primer orden en A. Si n = 2 la reacción es de segundo orden en B. El total de los exponentes m + n +…. Es el
orden total de la reacción u orden global. K es la constante de rapidez. Y es una constante de proporcionalidad que es característica de una reacción en
orden
de
reacción
es:
velocidad k F 2 ClO2 x
y
La suma de los exponentes a los que se elevan todas las concentraciones de reactivos que aparecen en la ley de velocidad es lo que se llama orden de reacción. X = 1 y Y = 1 el orden global es 1 + 1 = 2 El orden de reacción siempre se define en términos de concentraciones de reactivos (no de productos). La velocidad de una reacción es usualmente expresada en la unidades de mol es por litros por unidad de tiempo. Ej: Mol L-1 s-1 Mol L-1 min-1 La unidad de K depende del orden de la reacción.
MATERIALES Y MÉTODOS
Se prepararon las siguientes soluciones 1. Yoduro de potasio (KI) 0,06 M; 250ml * * =2,5 g de KI 2. Trifosfato de sodio (Na2S2O3) 5H2O 0,01 M 250 ml * * =0,062 g de (Na2S2O3) 5H2O
En todos los ensayos se adicionó 1 mL de almidón y 10 mL de tiosulfato. Los ensayos 1 al 5 se realizaron a temperatura ambiente (19.5 oC), y el ensayo 6 se realizó a 40°C.
3. Almidón 0,2 % P/V 50 ml * = 0,1g
Ensayo KI H2O2 HNO3 H2O Buffer 0,06M 0,04M 0,2M (mL) pH (mL) (mL) (mL) 4,2 (mL) 1 12,5 10,0 --16,5 5,0
4. Solución buffer (
100ml*
*
)
= 1,36 g
100ml*
*
= 0,6 g
5. Ácido nítrico (H2No3) 0,2 M 65% p/p 250 ml * * * = 1,36 g
6. Peróxido (H2O2) 0,04 M; 30% p/p, ρ=1,11 g/ml 250ml* * * * = 1,02 ml H2O2 Cada solución previamente preparada con agua destilada se instaló en pipetas graduadas de 10 ml y luego se mezclaron los reactivos separándolos en dos erlenmeyer a y b como lo indiaca en la tabla 1 y luego estos dos ensayos se combinaron, con ayuda de un agitador magnético se espera un tiempo determinado (segundos) hasta q ocurra la reacción (color azul) determinada para cada ensayo.
2
12,5
15,0
---
11,5 5,0
3 12,5 25,0 --1,5 5,0 4 7,5 25,0 --6,5 5,0 5 5,0 25,0 ---9,0 5,0 6 12,5 10,0 15,0 6,5 --Tabla 2. Tiempo de reacción en cada uno de los ensayos. ensayo 1 2 3 4 5 6
temperatura °C 19.5 19,5 19,5 19,5 19,5 19,5
tiempo segundos 143 91 60 89 126 45
Tabla 1. Volumen de cada reactivo utilizado en los diferentes ensayos.
Ensayo
KI
H2O2
Tiempo
V rx (M/s)
Resultados y discusión
Con los datos dados en la tabla 1 se determina la concentración de [Ki] y [H2O2] para todos los ensayos realizados. Ensayo
[KI]
[H 2O2]
1
0,0136
0,0073
2
0,0136
0,0109
3
0,0136
0,0181
4
0,0082
0,0181
5
0,0054
0,0181
6
0,0136
0,0073
Tabla 3. Concentración de los reactivos yoduro de potasio y peróxido de hidrogeno. FACTOR DE DILUCIÓN DEL TIOSULFATO C 1V 1 C 2
V 2
55,0mL
1,82 x10
4
M
Con el factor de dilución del tiosulfato se determina la velocidad de reacción de cada uno de los ensayos ensay o 1
[KI] 0,0136
0,0073 0,0109 0,0181 0,0181 0,0181 0,0073
143 91 60 89 126 45
6,36E-07 1,00E-06 1,52E-06 1,02E-06 7,22E-07 2,02E-06
Tabla 5: Velocidad De Reacción Para Cada Uno De Los Ensayos El ensayo número 1 es igual al ensayo numero 6 pero a diferencia de este el ensayo numero 6 tiene un catalizador que va aumentando la velocidad de reacción como se puede ver en la tabla 5 que muestra la velocidad de reacción de cada ensayo realizado; pero también el aumento de temperatura influye en la velocidad de reacción porque esta va ir aumentando la velocidad de reacción a medida que se aumenta la concentración de H2O2. ORDENES DE REACCIÓN DE ENSAYOS DE 1 AL 5 x
(10,0mL)(0,001 M )
0,0136 0,0136 0,0136 0,0082 0,0054 0,0136
V k H 2 O2 I }
C 2V 2 C 1V 1
1 2 3 4 5 6
[H2O2 ] 0,0073
temperatur a 40 °C
velocida d de rx 2,36E-09
Apartar de esta ecuación se hallaron los órdenes de reacción para los ensayos 1al 5 con sus respectivas graficas determinado que la pendiente era el orden de reacción para el peróxido o para el ion yoduro ensayo 1
Tabla 4. velocidad de reacción del ensayo 1 a 40 °C
y
2 3 4 5
ln(KI)
LN(H2O2)
LN(velocidad)
4,29768549 4,29768549 4,29768549 4,80362112 5,22135633
4,91988093 4,51899249 4,01184334 4,01184334 4,01184334
-14,26749568 -13,81551056 -13,39899561 -13,79328742 -14,14093296
Tabla 6. Logaritmo natural de la velocidad y de la concentración de los reactivos para los ensayos 1 al 5
La constante de velocidad se calcula con la ecuación anterior teniendo en cuanta los órdenes de reacción y las concentraciones de cada uno de los ensayos del 1 al 5 y se calcula un promedio de 0,006717224 M* .
k (M* )
Ensayo
Figura 1: Orden de reacción de la concentración del
1 2 3 4 5
0,006406124 0,006745818 0,006174846 0,006872389 0,007386945
Conclusiones De lo anterior se puede concluir que un catalizador aumenta la velocidad de reacción y que los datos comparándolos con los de la literatura defirieron esto se pudo dar l momento de preparar cada una de las soluciones, de las purezas de cada una de estas.
Figura 2: Orden de reacción de la concentración del H2O2
El aumento de la temperatura influye en la velocidad de reacción para iguales concentraciones. Bibliografía:
CONSTANTE DE VELOCIDAD OBSERVADA PARA CADA ENSAYO V k H 2 O2 I 1
1
1. Chang; Raymond, Química, Sexta edición, Mc-Graw-Hill, 1999. 2. Rusell; J. B., Larena; A., Química, 1988.
