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8/15/2019 Info 15 Imcompleto

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ÍNDICE

Introducción .2

Resumen .3 Principios Teóricos .4

Detalles Experimentales .10

Tablas de Datos y Resultados .12

Ejemplo de Cálculos .

Análisis y Discusión de Resultados .

Conclusiones y Recomendaciones .

Bibliografía .

Apéndice .

• Cuestionario .

•Gráficas .

• Hoja de Datos .

INTRODUCCIÓN

Catálisis es una alteración de la velocidad de una reacción química, producida por la

presencia de una sustancia adicional, llamada catalizador, que no resulta químicamente

alterada en el transcurso de la reacción.

La utilización de convertidores catalíticos para el control de emisión de contaminantes en

los escapes de los automóviles es una de las más nuevas aplicaciones de los catalizadores.


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Laboratorio de Fisicoquímica IIUNMSM

En la actualidad, en los Estados Unidos de Norteamérica, la mayoría de los autos vienen

equipados con un dispositivo catalítico que ha permitido disminuir a niveles bastantes

bajos la concentración de los contaminantes más usuales producidos durante la

combustión de la gasolina.

La cinética química tiene un amplio rango de aplicación tanto a nivel industrial como

farmacológico. En las industrias de alimentos se estudia el tiempo de vida de los

enlatados y los posibles efectos que conllevan el cambio de catalizadores para evitar su

descomposición, en la farmacología se estudia el tiempo de vida de una medicina o

también cuánto demora un fármaco en hacer efecto en el organismo.

El peróxido de hidrógeno (H2O2) es conocido por ser un poderoso oxidante. Lasaplicaciones de los peróxidos son muy versátiles. Pasan de la peluquería donde se

emplean en tintes para aclarar el pelo hasta en combustibles de cohetes. En la industria

química se utilizan en la obtención de los epóxidos, en diversas reacciones de oxidación.

RESUMEN

El objetivo de esta práctica es determinar la constante de la velocidad de reacción a

diferentes temperaturas; así como la energía de activación y el orden de la reacción.

Las condiciones de laboratorio a la cual se desarrolló esta experiencia fueron a 756

mmHg, a una temperatura de 22°C, y a una humedad relativa de 98 %.

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Basándose en la Ley de acción de Masas, la cual se expresa que: “La velocidad de unareacción química es proporcional a las concentraciones de las sustancias reaccionantes”,

y con la ecuación de Arrhenius se halló la Energía de Activación ( E

a ) de la reacción.

Para ello se usó el método gasométrico para obtener valores que representados engráficas se halla el orden y la constante de velocidad de reacción a dos diferentestemperaturas (25° y 30° C). Y con estos nuevos valores se construye una nueva gráfica

para la obtención de la Constante de Activación E

a ).

Trabajamos con un equipo llamado termostato. Primero trabajamos a 25ºC, donde la

primera medición de volumen fue 2.5 ml., seguimos tomando mediciones con intervalos

de 60s hasta volumen infinito de 32 ml. Lo mismo realizamos para una temperatura de

trabajo ahora de 30ºC y la primera medición fue 7.5 ml logrando un volumen infinito de

33.7 ml.

Los resultados de la experiencia a 25ºC la reacción fue de primer orden, la constante de

velocidad de reacción −−−−−−¿ para 30ºC la reacción fue también de primer orden,

la constante de la velocidad de reacción −−−−−¿ la energía de actividad de la reacción

es de −−−−−ca l /mol , utilizando la fórmula de Arrhenius: lnk 2

k 1

=

Ea

R (T

2−T

1

T 2T

1) ,

dando una valor negativo de la energía de activación esto debido a que se preparó una

nueva solución de FeCl3 alterando la velocidad de rxn. En conclusión el orden de la

reacción es independiente de la temperatura y que el uso de un catalizador acelera la

velocidad de reacción.

Se recomienda agregar rápidamente el peróxido al reactor ya que la descomposición es

instantánea, mantener menos de 1 minuto abierta la llave de la bureta para permitir

escapar al aire y cerrarla bien así evitaremos la fuga del oxígeno proveniente de la

descomposición del peróxido

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PRINCIPIOS TEÓRICOS

Cinética de las Reacciones Químicas:

1. Ley de la Acción de Masa.

En la ley de acción de masa se asume que la velocidad de una reacción es proporcional alproducto de la concentración de cada sustancia participante en la reacción, elevada en lapotencia de su coeficiente estequiométrico.

Para la reacción química general: aA+bB↔cC +dD … (1)

Se puede escribir de la siguiente expresión de velocidad de reacción:

• Velocidad de la reacción de producción = k f [ A ]a [ B ]b… (2 )

• Velocidad de la reacción reversa = k r [ C ]c [ D ]d … (3 )

• Velocidad global de la reacción = k f [ A ]a [B ]b−k r [C ]

c [ D ]d … (4 )

Cuando la reacción alcanza un equilibrio químico entonces la velocidad de las dosreacciones se hace igual:

k f [ A ]a [B ]b=k r [C ]

c [ D ]d … (5 )

La constante de equilibrio está definida como la reacción de la constante de velocidad deproducción entre la constante de velocidad reversa:

k eq=k f

k r=

[ A ]a [ B ]b

[C ]c [ D ]

d… (6 )

Las reacciones se pueden dar en un solo paso (reacciones elementales):

Ejemplo: A → B

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Velocidad de Rxn=d [ A ]

dt =−k [ A ] … (7 )

2 A→B ó A+B→C

d [ A ]dt

=−k [ A ]2 d [ A ]dt

=−k [ A ] [ B ] …(8 )

2. Efecto de la Temperatura.

La constante de la velocidad de reacción, k, es:

• Directamente proporcional a la velocidad de la reacción.

• Directamente proporcional a la expresión de ley de masa le la concentración delreactante.

La velocidad de la reacción incrementa la temperatura. La relación entre la constantede la velocidad y la T° está dada por la ecuación de Arrhenius:

k = A e Ea / RT … (9 )

ln k

A =

− Ea RT

… (10 )

Dónde:

• A = Constante característico de la reacción.

• E

a = Energía de activación requerida para que se lleve a cabo al reacción

(J/mol, Cal/mol)

• T = Temperatura absoluta en Kelvin.

• R = Constante universal de los gases (8.3114 J /mol.K )

• Para obtener E

a se gráfica en k ! 1/T

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3. Orden de la reacción.

a) Reacciones de orden cero.

Ej: Degradación irreversible de un reactante en aguas naturales. La degradación nodepende de la concentración del reactante en la solución:

d [ A ]dt =−k

0… (11)

Dónde:

k = Constante de velocidad de la reacción de orden 0.

La aplicación del modelo a un sistema batch con la expresión de orden cero:

dC

dt =" k → C =C

0"k t … (12 )

Debe dar como resultado una línea recta con k en la pendiente:

La constante determina experimentalmente bajo condiciones similares a la del modelo.

Si se asume una reacción cuyo comportamiento es de orden cero y se llevan a cabocondiciones de concentración contra el tiempo en un sistema batch, el modelo con lasuposición es aceptable si se tiene en cuenta los siguientes factores:

• La expresión de velocidad es correcta si la línea es recta (las mediciones caen dentro deuna línea recta, con limite estadístico aceptable)

• La constante de velocidad puede ser obtenida a partir de la pendiente de la línea.

b) 1er orden

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c) 2do Orden.

Existen diferentes tipos de reacciones de segundo orden:

Comunes a la química acuática:

1. Reacciones con una reactante A k

2

→

B

2. Reacciones con dos reactantes A+B→ D

3. Reacciones auto catalíticas A+ R→2 R

1. (Segundo orden, un reactante).

La expresión de la velocidad de la reacción está dada por:

d [ A ]dt =−k

2 [ A ]2 … (17 )

Ecuación diferencial ordinaria no lineal debida a

la dependencia de la concentración de A

La ecuación linealizada obtenida después de la integración:

1

A−

1

A0

=k 2

t … (18 )

Si la reacción es de segundo orden entonces la gráfica de 1/A contra el tiempoproporcionará una línea recta con pendiente k2.

2. (Segundo orden, dos reactantes).

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La expresión de la velocidad de reacción está representada por una ecuación y dosincógnitas:

d [ A ]dt

=−k 2 [ A ] [ B ] … (19)

La estequiometria del balance de masa implica que:

B=B0−B

rxn=B

0−( A0− A )… (20)

La solución a la ecuación (21) es entonces:

C 0= A

0+ R

0 # A+ R=C

0… (21 )

La grafica de ln( A /B) contra el tiempo debe dar una línea recta con pendiente

$ k 2(B0− A0).

3. Auto catalítico de segundo orden.

Estequiometria de la reacción:

C 0= A0+ R0 # A+ R=C 0 … (21 )

Obtención de línea recta al graficar ln( A0 R / A R0) Vs Tiempo.

A0= Concentración inicial del reactante

R0= Concentración inicial del auto catalizador (bromaso microbial)

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Las reacciones autos catalíticos se observan en modelaje ambiental cuando se requierecierta cantidad del producto para acelerar la velocidad de la reacción.

Otros órdenes de reacción (orden general de reacción).

Cuando no se conoce el orden (pero no son reacciones de cero, primero ni de segundoorden) de la reacción entonces se grafica el cambio de velocidad de la reacción contra la

concentración para lograr una estimación del orden.dC

dt =−k C n… (22 )

ln(−dC dt )=n lnC +ln k … (23 )

En general se obtienen fracciones de orden (0


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k =1

t ln

V '

V '−V t … (25 )

Dónde:V '=ol(mendel &2al tiem)o '

V t =ol(mendel &2 altiem)o t

A

0=Conct . inicial∝V '

A t =Conct . altiem)o t ∝V '−V t

Además, según Arrhenius:d ln k

dT =

Ea

RT … (26 )

Integrando se tiene:

lnk 2

k 1

= E a

R (T

2−T

1

T 2

T 1)… (27 )

Dónde:k 2 # k

1: con!tante!de elocidad ala! tem)erat(ra! ab!ol(ta! T

1 # T

2

R :con!tante (nier!al de lo! *a!e!

Ea :ener*+ade actiación

DETALLES EXPERIMENTALES

MATERIALES Y REACTIVOS:

Materiales:

• Equipo instalado

• Pipetas de 10 y 1ml

• Vasos

• Bagueta

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Reactivos:

Solución 0.05M de FeCl3

H2O2 al 1% en volumen

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

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Después de 10

minutos de estar en

el termostato, vierta

2.5ml de H2O2.Luego iguale las

presiones nivelando

con el recipiente

indicador y mida el

volumen final.

Regrese el reactor al

termostato,

manténgalo hasta que

el nivel de agua nocambie.

Se completa así la

descomposición del

H2O2, observando que e

nivel en la bureta no

cambia.

Sumerja el reactor

sin destapar en un

baño de agua a

ebullición.

Tome mediciones

hasta que la

diferencia entre

cada medición sea

mínima.

Realice mediciones

cada 1 minuto,

agitando cada 30seg

antes de la medición.

Después de

transcurrido el

tiempo nivele el

agua de la bureta.

Realice la primera

medición de

volumen en la

bureta.

Cierre la llave

superior luego de

un 1 min.

comunicando el

reactor con la bureta de gases.

Agite la solución

vigorosamente y

cierre el reactor con

un tapón.

Coloque en el tubo

(reactor) 3.5ml de H2O

y 4ml de FeCl3 e

introdúzcalo en el

termostato.


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TABLAS DE DATOS Y RESULTADOS

Tabla N°1: Condiciones de laboratorio

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P(mmHg) T(°C) H.R. (%)

756 22 98

ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

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• En el cálculo de la constante de velocidad para la descomposición del peróxido de

hidrógeno se desarrolló en forma satisfactoria, para ambos casos, obteniéndose los

siguientes resultados:k 1 (T = 25° C) = 2.89 x 10-3 y k 2 (T = 30° C) toma el

valor de 2.31x 10-3, y como se aprecia los valores que se obtienen de las constantes

para ambos casos es positivo.

• En vista de que la velocidad de reacción disminuye con el transcurso del tiempo se

deduce quek 2 es mayor que :

k 1 lo cual es lógico ya que a mayor temperatura

mayor es la velocidad de descomposición del peróxido y por lo tanto mayor será el

valor de la constante de dicha velocidad de dicha reacción, pero en nuestro caso se

obtiene lo contrario debido a que para la temperatura de 30°C se trabajó con otra

solución de FeCl3la cual fue preparada nuevamente afectando la velocidad de

reacción.

• Se obtuvo que el orden de la reacción es de primer orden, este orden

indica el mecanismo de la reacción lenta, quiere decir que la suma de los

exponentes de las concentraciones es 1.

• El oxígeno que se desprende del peróxido es apreciable por el empuje que este ejerce

en la bureta de gas, haciendo variar el volumen de agua en diferentes tiempos.

• Se obtiene una energía de activación de -8038.08 cal/mol dando un valor negativo

alejado del valor teórico este error pudo ser causado porque la nueva solución de

tricloruro de hierro preparado tuvo otra concentración distinta a la que había en el

frasco alterando la velocidad de reacción.

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CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

CONCLUSIONES:

• El catalizador es una sustancia química que afecta la velocidad de la reacción

aumentándola o disminuyéndola, sin reaccionar por lo tanto al agregar el FeCl3

(catalizador) no reacciona con el peróxido, solo acelera el proceso.

• La cantidad de&

2 que se está formando por descomposición del peróxido es igual

al volumen de %

2& que se desplaza en la bureta.

• El volumenV

' es equivalente a la concentración inicial del %

2&

2 que queda

conforme transcurre en el tiempo.

• La velocidad de descomposición depende de la naturaleza de las sustancias debido a

que la energía varía de una a otra.

• Toda reacción química requiere para que se inicie que los cuerpos posean un nivel

mínimo de energía de activación. La presencia de los catalizadores hace que este

nivel mínimo se alcance antes.

• La energía de activación siempre debe ser positiva, lo cual quiere decir que se debe

suministrar energía para producir moléculas activadas, aunque en nuestro caso

sale negativa debido a la solución que la nueva solución FeCl3 tenía otra

concentración la cual alteró la velocidad de reacción.

• Hemos trabajado con una catálisis homogénea, ya que el catalizador y el reactante

estaban en la misma fase (liquido-liquido).

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RECOMENDACIONES:

Es importante que el vaso nivelador no se aleje demasiado del nivel de agua de la

bureta; para que el gas pueda avanzar sin tener como resistencia la presión. El

vaso debe estar por encima del nivel de agua de la bureta.

Agregar rápidamente el % 2&2 al reactor ya que la descomposición es

instantánea.

Leer con mucha precisión los volúmenes desplazados por el oxígeno, ya que estos

datos son los más importantes para nuestros cálculos y un error en ellos nos dará

error en el momento de hacer nuestros cálculos.

A medida que el oxígeno va desplazándose por la bureta debemos agitar el reactor.

Cuando el nivel del agua comienza a descender debemos esperar que este baje

primero, y luego nivelarlo con el vaso nivelador (no bajar el vaso al mismo tiempo

que el agua.

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BIBLIOGRAFÍA

LIBROS:

HOUGEN, WATSON, RAGATZ; TERMODINÁMICA II; EDITORIAL REVERTÉ;

ESPAÑA, 1964

PÁG. 373 - 380.

GASTÓN PONS MUSSO; FISICOQUÍMICA; EDITORIAL UNIVERSO; SEXTA

EDICIÓN; PERÚ; 1985. PÁG. 501 – 527.

SAMUEL H. MARON, JEROME B. LANDO; FISICOQUÍMICA FUNDAMENTAL;

EDITORIAL LIMUSA; PRIMERA EDICIÓN; MÉXICO; 1978. PÁG. 290 – 303

PÁGINAS WEB:

• http://www.monografias.com• http://www.ucm.es/info/Geofis/practicas/prac22.pdf

• http://www.profcupido.hpg.ig.com.br.htm• http://www.ugr.es/~museojtg/marco_izquierda.htm

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APÉNDICE

CUESTIONARIO

1.- ¿Cuándo se dice que las moléculas se encuentran en estado activado? ¿Cómo

influye la temperatura?

Un aumento de temperatura produce casi un irremediablemente un aumentosignificativo en la velocidad de una reacción química, las moléculas reaccionantes nosolamente deben colisionar entre sí sino que también deben ser correctamente orientadas

y chocar con suficiente energía, ósea estar activadas. El número de colisiones que sonefectivos es mucho más pequeño y debe ser claramente diferenciado de las colisionestotales.

Las moléculas que reaccionan están en un estado excepcional, uno de alta energíacomparada con el promedio molecular, las colisiones que causan reacciones entre dos omás moléculas, son pocas y solamente pueden ocurrir por colisiones de moléculas de altaenergía, las moléculas que reaccionan se llaman moléculas activadas, y una colisión quecausa reacción se llama “Colisión de rica energía”. La explicación del aumento de la

velocidad de reacción de moléculas que poseen gran exceso de energía sobre el promedio,habiendo así un número mayor de colisiones de moléculas que poseen la necesariaenergía de activación para que se efectuara la reacción.

Los conceptos de estado activado y energía de activación se han introducido paraexplicar el pequeño número de colisiones fructíferas en las reacciones químicas. Sureacción únicamente tiene lugar cuando las moléculas reaccionantes poseen una cantidadadicional de energía, por encima de la que poseen el promedio de las moléculas. Estaenergía adicional se denomina energía de activación, y cuando unas moléculas la poseen,se dice que están en estado activado.

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Cuanto mayor es la energía de activación para una reacción, menor será el númerode moléculas que lo poseen y más lenta será la reacción a una temperatura determinada,de otro lado, cuanto mayor es la temperatura, mayor será el número de moléculas en elestado activado.

2. - ¿Cuál es la función de un catalizador en una reacción?

Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de la reacción química

sin consumirse, el catalizador puede reaccionar para formar un intermediario, pero se

regenera en peso subsecuente de la reacción.

La función de un catalizador es la de efectuar la reacción deseada con una menor

energía de activación, lo que produce una ración más rápida, porque más moléculas

alcanzan a poseer la cantidad de energía de activación necesaria para reaccionar.

3.- Explique el proceso de una autocatálisis.

Cuando en un proceso se produce una sustancia capaz de actuar como catalizador

sobre la reacción, se dice que esta es un auto catalítico. Así ocurre en el desdoblamiento

del acetato de etilo en etanol y ácido acético, que empieza por ser muy lenta, pero cuando

se ha formado algo de ácido acético la rapidez aumenta, porque este ácido influye sobre la

saponificación, por los iones hidronio que se forma con el solvente agua.

Otro ejemplo es la coloración del ácido oxálico con permanganato, cuando se agrega

la primera porción del permanganato sobre la solución caliente de ácido oxálico,

transcurre un tiempo antes que se decolore, sin embargo la segunda porción se decolora

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rápidamente, debido a las sales manganosas que se han formado al consumirse la

primera porción del permanganato, catalizan la reacción.

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