UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN SIMÓN FACULTAD DE CIENCIAS Y TECNOLOGÍA LABORATORIO DE REACTORES
DETERMINACIÓN DE LA CINÉTICA DE REACCIÓN DE LA OXIDACIÓN DE − CON PERÓXIDO DE HIDRÓGENO EN MEDIO ÁCIDO PRE-INFORME Nº 3
Docente:
Lic. López Arze Javier Bernardo
Estudiantes: Carrera:
Lic. en Ingeniería Química
Grupo:
5
Dia:
Martes
Fecha de entrega: 28 de Abril de 2017
SEMESTRE I/2017 OXIDACIÓN DEL YODURO CON PERÓXIDO DE HIDRÓGENO EN MEDIO ÁCIDO 1. RESUMEN Para poder conocer la cinética de reacción de la oxidación del yoduro en presencia del peróxido de hidrogeno se llevara a cabo la siguiente reacción:
2 + → Donde la ecuación de velocidad de reacción estaría dado por:
[ ] [ ] [] [+ ]
El estudio de esta reacción se lleva a cabo en medio acido por lo que se puede considerar constante la concentración de + porque la cantidad que desaparece es considerada despreciable, mientras que la concentración de − tratara de mantenerse constante con un volumen pequeño de una mezcla reaccionante de tiosulfato sódico y la reacción obtenida seria la siguiente:
2 = → = 2− Esta reacción es rápida e irreversible por lo que nos permite considerar constante la concentración de − mientras exista tiosulfato presente en la disolución. El método que emplearemos para poder determinar la velocidad de reacción será la espectrofotometría en la cual trabajaremos con un exceso de uno de los reactivos para de esta manera poder hallar la absorbancia del reactivo limitante y con los datos obtenidos hallar el exponente al que esta elevado la concentración de dicho reactivo, en este caso nos basaremos en el método integral para poder hacer algunas suposiciones para emplear un cálculo más sencillo, una vez cumplidas las suposiciones ya descritas en los antecedentes podremos hallar las demás variables que se encuentren en nuestra velocidad de reacción. 2. INTRODUCCIÓN La velocidad de reacción con la que se produce una reacción química es uno de los aspectos más importantes para conocer un determinado proceso en la industria para luego poder modificar los factores que influyen en esta o poder conocer de esta manera los factores que influyen. La cinética química abarca los siguientes aspectos: predecir la velocidad que tendrá una reacción en unas condiciones determinadas de presión, temperatura, concentración, catalizador, y determinar y comprender el mecanismo por el que tiene lugar una reacción. Los enfoques de la cinética química son: primeramente, los cambios cuantitativos que ocurren durante la reacción al alcanzar el estado final sin importar si la reacción ocurre lenta o rápidamente y el segundo enfoque se interesa por la rapidez con la que los reactivos son transformados en productos, teniendo en cuenta el tiempo como variable independiente. Las reacciones del yodo son de importancia ambiental en la evaluación de las consecuencias de un accidente en un reactor nuclear, así como también en la química marina. El yodo también desempeña un rol muy importante en los organismos vivientes. El peróxido de hidrogeno o agua oxigenada, es un potente agente oxidante relativamente estable que al calentarlo o por exposición prolongada a luz se descompone con facilidad en oxígeno y agua, (razón por la cual se conserva en envases opacos. A temperatura ambiente, la reacción anterior es lenta pero existe una gran variedad de catalizadores que aumentan su velocidad. Debido a la facilidad de descomposición del peróxido de hidrogeno por la gran gama de catalizadores que favorecen esta reacción, las disoluciones comerciales contienen estabilizantes cuya misión es ralentizar la reacción. Es importante pues en primer lugar conocer las cinéticas de descomposición de este producto químico para evitar reacciones. Siendo una bastante común con iones yoduro.
Lo que se pretende en este trabajo es determinar relaciones y conclusiones sencillas pero valiosas sobre la cinética de esta reacción. 3. JUSTIFICACIÓN Las reacciones del yodo son de importancia ambiental en la evaluación de las consecuencias de un accidente en un reactor nuclear, así como también en la química marina. El yodo también desempeña un rol muy importante en los organismos vivientes. El peróxido de hidrogeno o agua oxigenada, es un potente agente oxidante relativamente estable que al calentarlo o por exposición prolongada a luz se descompone con facilidad en oxígeno y agua. A temperatura ambiente, la reacción es lenta pero existe una gran variedad de catalizadores que aumentan su velocidad. Los iones yoduro y dicromato son un ejemplo de catalizadores homogéneos. Debido a la facilidad de descomposición del peróxido de hidrogeno por la gran gama de catalizadores que favorecen esta reacción, las disoluciones comerciales contienen estabilizantes cuya misión es ralentizar la reacción. Es importante pues en primer lugar conocer las cinéticas de descomposición de este producto químico para evitar reacciones. Siendo una bastante común con iones yoduro. Este trabajo pretende determinar relaciones y conclusiones sencillas pero valiosas sobre la cinética de esta reacción. 4. ANTECEDENTES El peróxido de hidrógeno es un poderoso agente oxidante que posee un elevado potencial estándar positivo:
2H+ 2e− ↔ 2H O También actúa como agente reductor frente a sustancias de poder oxidante superior mediante la ecuación
↔ 2H+ O 2e− En esta práctica investigaremos la cinética de la reacción de oxidación del ion yoduro por el peróxido de hidrógeno:
2I− H+ → I 2H O La velocidad de una reacción es función de la concentración de los reactivos, la temp eratura y la presencia de un catalizador.
[ ] [−] [+ ]
Como se muestra en la expresión la velocidad de reacción se expresa como velocidad de cambio de concentración de los reactivos. En nuestro caso, la velocidad de reacción puede expresarse en función del cambio de concentración de peróxido de hidrógeno:
( )
[ ] [ ] [− ]
Dónde:
K = constante de velocidad, (la unidad es M/s)
α= orden de reacción con respecto a la concentración de peróxido de hidrógeno
β = orden de reacción con respecto a la concentración del ión yoduro
El orden global de reacción, n, es la suma de los órdenes parciales:
Mientras que la constante de velocidad, generalmente, depende de la temperatura de rea cción y cumple la expresión de la ley de Arrhenius:
− En la expresión anterior, A es el factor preexponencial, Ea es la energía de activación de l a reacción, R es la constante universal de los gases y T es la temperatura. La energía de activación se puede definir como la mínima energía cinética que debe en tener las moléculas de los reactivos para que comience la reacción. Una característica que se debe mantener constante en todas las reacciones iónicas para que sean reproducibles es la fuerza iónica. La fuerza iónica es una función de las concentraciones de todos los iones presentes en una disolución. Para mantener constante esta propiedad se puede añadir una sal inerte que no participe en la reacción. Todas las reacciones que se realicen deberán hacerse con la misma fuerza iónica para mantener los coeficientes de actividad de los reactivos constantes y así conseguir que no varíe la velocidad de reacción de un ensayo a otro. Propiedades del Yodo A temperatura ambiente el iodo es un sólido de color casi negro y sus cristales en forma de láminas rómbicas tienen brillo metálico. Se ha determinado, por difracción de rayos X, que
el sólido está constituido por moléculas diatómicas discretas I2 que se mantienen unidas por fuerzas de London (dipolo instantáneo-dipolo inducido). Si el sólido se calienta en un recipiente abierto a la atmósfera el iodo sublima sin fundir, lo que permite separarlo fácilmente de otras sustancias no volátiles. La presión de vapor del sólido es elevada aún a temperatura ambiente (3 mmHg a 55°C) y por esta razón el iodo se volatiliza lentamente si se deja expuesto al aire, observándose vapores de color violeta y un olor característico. La solubilidad del iodo en agua pura es muy baja (0,33 g/l a 25°C). En cambio es mucho más soluble en presencia de ioduros, debido a la formación del anión trioduro, dando soluciones de color marrón intenso: − → −
Influencia de la fuerza iónica sobre la velocidad de reacciones iónicas. Las reacciones que se llevan a cabo en la práctica son las siguientes:
→ 2 → 2 5. OBJETIVO GENERAL
Determinar la ley de velocidad o cinética química de reacción de la oxidación del yoduro con peróxido de hidrógeno en medio ácido.
6. OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Determinar el valor de la constante cinética a diferentes temperaturas.
Hallar el orden de reacción α y β experimentalmente.
Hallar la energía de activación (Ea) de la reacción. Establecer una relación cinética para describir la velocidad de reacción para cualquier concentración de reactivo experimentalmente.
7. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS UTILIZADOS
7.1.
Materiales y Equipos
Matraz Aforado de 25 ml.
Matraz aforado de 25 ml.
Vaso precipitado de 250 ml.
Matraz Erlenmeyer de 100 ml.
Pipeta volumétrica de 1 ml
Pipeta volumétrica de 10 ml
Balde
Vidrio de reloj.
Bureta de 25 ml.
Vaso precipitado de 100 ml.
Balanza analítica.
Espectrofotómetro UV-Visible.
Espátula
Pizeta
Termómetro
7.2.
Reactivos
Yoduro de potasio 0.2 M.
Solución de peróxido de hidrogeno
Solución de Ácido clorhídrico
Agua destilada.
Hielo
8. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
− + → CASO 1: en exceso ? ℃ Reactivo Volumen[] Concentración[] Moles∗ − 10 0.02 0.2 25 0.4 10 15 2 30 Volumen Total
50
CASO 2: en exceso ? Reactivo
℃ Volumen[] Concentración[] Moles∗ − 25
0.2
5
10
0.04
0.4
15
2
30
Volumen Total
50
CASO 3: ℃ Volumen[]
Reactivo
Volumen Total
Concentración[] Moles∗ −
25
0.2
5
10
0.04
0.4
15
3
45
50
CASO 4: Energía de Activación ? ℃ Volumen[]
Reactivo
Volumen Total
Concentración[] Moles∗ −
10
0.02
0.2
25
0.4
10
15
2
30
50
Preparar las siguientes soluciones:
10 ml de yoduro de potasio 0.02M
25 ml de peróxido de hidrogeno 0.4 M
25 ml de yoduro de potasio 0.2M
10 ml de peróxido de hidrogeno 0.04 M
Ácido clorhídrico 2 M y 3 M
A. Disolución de Yoduro de Potasio (KI) 0.02 molar Para preparar 25 ml de yoduro de potasio 0.02 molar: o
Pesar 0.0332 g de yoduro de potasio y disolver en un vaso de 100 ml con una pequeña cantidad de agua destilada, pasar a un matraz aforado de 25 ml y posteriormente enrasando con agua destilada.
B. Disolución de Peróxido de hidrógeno o
Preparar 25 ml de solución 0.4 M
C. Disolución de Ácido Clorhídrico. (HCl) 2 M Para preparar 15 mililitros de ácido clorhídrico 2 Molar: o
Con una pipeta preparamos 15 ml de solución 2 M
o
Mezclar en un matraz Erlenmeyer 10 ml de la disolución de KI con 15 ml de ácido clorhídrico 2 M.
Posteriormente mezclar los 25 ml de peróxido de hidrogeno y una vez comenzada la reacción cronometrar el tiempo.
Sacar alícuotas de 0.1 ml en un matraz aforado de 25 ml y aforar con agua destilada, en intervalos de tiempo determinados del reactor.
Llevar la muestra a leer la absorbancia en el espectrofotómetro hasta que sea constante el valor de absorbancia. D. Yoduro de Potasio (KI) 0.2 Molar
Para preparar 25 ml de yoduro de potasio 0.2 molar, se debe repetir el mismo procedimiento del punto anterior, la única diferencia es en la cantidad de yoduro de potasio que se pesara, que son 0.83 gramos.
E. Disolución de Peróxido de hidrógeno
Preparar 10 ml de solución 0.04 M
F. Disolución de Ácido Clorhídrico. (HCl) 3 M Para preparar mililitros de ácido clorhídrico 3 Molar
Con una pipeta preparamos 15 ml de solución 3 M
Mezclar en un matraz Erlenmeyer 25 ml de la disolución de KI con 15 ml de ácido clorhídrico 3 M.
Posteriormente mezclar los 10 ml de peróxido de hidrogeno y una vez comenzada la reacción cronometrar el tiempo.
Sacar alícuotas de 0.1 ml en un matraz aforado de 25 ml y aforar con agua destilada, en intervalos de tiempo determinados del reactor.
Llevar la muestra a leer la absorbancia en el espectrofotómetro hasta que sea constante el valor de absorbancia.
Energía de Activación Para hallar la energía de activación, se realizan los anteriores pasos, cambiando la temperatura a 10℃. 9.10.11. DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS Para β: Exceso de Yoduro
=21°C
KI:
165.94 ∗ ∗ 25 3 1.659 1 1.659 0.4
1.6571 0.4 10 : ∗ ∗ 1.956M* 0.04 ∗ 25
0.51 0.04 25 HCl:
1 15 A continuación se mostrara el tiempo vs la absorbancia, tabla 1. Tiempo (min)
Tiempo(s)
Absorbancia
1.5
65
0.0024965
6.1
361
0.008519
8.1
481
0.0099443
9.43
583
0.024233
11.58
718
0.029093
Tabla 1.
Curva de absorbancia vs tiempo 0.035 0.03
y = 0.002e0.0039x R² = 0.9649
0.025
a i c n 0.02 a b r o 0.015 s b A
0.01
0.005 0 0
100
200
300
400
500
600
Tiempo(s)
Para encontrar la Ca, utilizamos la ley de Lambert y beer A=εbC Donde εb es 5220 L*−; despejando se tiene:
Tiempo(s)
Absorbancia
Ca
∗ 25 5220
ln Ca
65
0.0024965
1.19564E-05
-11.3342424
361
0.008519
4.07998E-05
-10.1068332
481
0.0099443
4.7626E-05
-9.95213261
583
0.024233
0.000116058
-9.06141679
718
0.029093
0.000139334
-8.87863454
700
800
ln Ca vs tiempo 0 0
100
200
300
400
500
600
-2
-4 a C n l
y = 0.0039x - 11.58 R² = 0.9649
-6
-8
-10
-12
Tiempo(s)
y = 0.0039x - 11.58 β = 0.9649 =1
k=0.0039 −
Para β
=10°C KI:
0.4 15 : 0.04 15 HCl:
1 5
700
800
Tiempo (min) 1.04
Tiempo(s)
Absorbancia
60
0.21285
2.2
122
0.31434
3.59
239
0.31661
9.21
561
0.36988
11.5
665
0.36203
20.36
1236
0.47505
21.22
1282
0.41304
25.3
1503
0.38181
33.17
1997
0.40222
38.22
2302
0.50563
40.02
2400
0.5731
47.47
2867
0.62404
51.51
3111
0.57012
55.27
3327
0.58465
59.23
3563
0.61876
1'02.29
3749
0.6006
1'06.06
3960
0.58879
1'10.50
4250
0.65712
1'13.30
4410
0.66969
1'15.00
4500
0.57172
1'16.28
4588
0.58175
1'18.91
4771
0.60749
1'21.42
4902
0.73799
1'23.24
5004
0.69805
1'25.22
5122
0.8266
CURVA DE ABSORBANCIA vs TIEMPO 0.9 0.8 0.7 0.6 0.5 0.4 0.3 y = 0.3136e0.0002x R² = 0.8332
0.2 0.1 0 0
1000
2000
3000
4000
5000
6000
Tiempo(s)
Absorbancia
Ca
lnCa
60
0.21285
0.001019397
122
0.31434
239
0.31661
6.88854444 0.00150546 6.49865693 0.001516331 -6.4914614
561
0.36988
0.001771456
665
0.36203
0.00173386
1236
0.47505
0.002275144
1282
0.41304
0.001978161
1503
0.38181
0.001828592
1997
0.40222
0.001926341
2302
0.50563
0.0024216
2400
0.5731
0.002744732
2867
0.62404
0.002988697
3111
0.57012
0.00273046
3327
0.58465
0.002800048
3563
0.61876
0.00296341
3749
0.6006
0.002876437
3960
0.58879
0.002819875
4250
0.65712
0.003147126
4410
0.66969
0.003207328
4500
0.57172
0.002738123
4588
0.58175
0.002786159
4771
0.60749
0.002909435
6.33595351 6.35740505 6.08571207 6.22558769 6.30420903 6.25213293 6.02332696 5.89807191 5.81291767 5.90328527 5.87811876 5.82141466 5.85120298 5.87106255 5.76126548 5.74231722 5.90048277 5.88309133 5.83979642
4902
0.73799
5004
0.69805
5122
0.8266
0.003534435
5.64520186 0.003343151 -5.7008414 0.003958812
5.53181123
ln Ca vs tiempo 0 0
1000
2000
3000
4000
5000
6000
-1 -2 -3
y = 0.0002x - 6.501 R² = 0.8332
-4 -5 -6 -7 -8
y=0.0002x-6.501 β=0.8332=1
k=0.0002 −
Para Ea:
Ea 1 1 k k ∗ exp ∗ R 303 283 Ea 1 1 0.0039 0.0002 ∗ exp ∗ 8.314 303 283 Ea=-105.883 ⁄ 9. BIBLIOGRAFÍA Atkins P. N., Fisicoquímica, 3ª ed., AddisonWesley Iberoamericana, Wilmington, 199 1. Gormley P, Determination of a rate law, Science Teachers' Resource Center http://chem.lapeer.org/Chem2Docs/Rate.Eq.html.
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