• Author / Uploaded
• Nicoell Jimenez

Citation preview

¨

-

Tovar Mayta, Shirley Jimenez Huamani, Nicoell

Ing. Ipanaque Maza ;Calixto

Bellavista – Callao, 9 de Noviembre del 2017

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II

CONTENIDO

I. INTRODUCCIÓN ........................................................................................... 2 II. OBJETIVOS .................................................................................................. 3 III. FUNDAMENTOS TEORICOS ...................................................................... 7 IV. METODOLOGIA ........................................................................................... 8 V. REQUERIMIENTOS .................................................................................... 9 VI. CÁLCULOS............................................................................................... 10 VI. RECOLECCION DE DATOS ..................................................................... 18 VII.CONCLUSIONES………………………………………………………………..20 VIII. REFERENCIA BIBLIOGRAFICA ............................................................. 20

CINÉTICA QUÍMICA

1

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II I.

INTRODUCCIÓN

Se buscará hallar la velocidad de reacción del peróxido de hidrogeno y posteriormente plasmar su comportamiento respecto al tiempo en una gráfica. Para ello utilizaremos un promotor y un catalizador que en nuestros casos serán FeCl3 y la solución FeCl3(0.2m)

con CuCl2(0.2M). Haremos 3

experiencias un con agua, otra con un catalizador y la

última con

catalizador y promotor. En todas las experiencias nuestro titulante será el KMnO4 . Finalmente con los volúmenes gastados en cada

punto respectivo,

hallaremos la molaridad y pasaremos a graficar.

CINÉTICA QUÍMICA

2

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II II.

OBJETIVOS  Determinar el orden de la reacción química del H2O2 a una temperatura y presión.  Determinar la ecuación de la velocidad de la reacción química del H2O2  Graficar la velocidad de reacción del H2O2 en función al promotor y catalizador.

III.

FUNDAMENTOS TEORICOS

La cinética química es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cuando cambia la rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué en eventos moleculares se efectúan mediante la reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). La cinética química es un estudio puramente empírico y experimental; el área química que permite indagar en las mecánicas de reacción se conoce como dinámica química.

El objetivo de la cinética química es medir la rapidez de las reacciones químicas y encontrar ecuaciones que relacionen la rapidez de una reacción con variables experimentales. Experimentalmente la velocidad de una reacción puede ser descrita a partir de la(s) [concentración(es) de las especies involucradas en la reacción y una constante k, sin embargo esta puede depender de numerosos factores (el solvente utilizado, el uso de catalizadores, fenómenos de transporte, material del reactor, etc...), haciendo muy complejo el proceso de determinación de velocidades de reacción.

CINÉTICA QUÍMICA

3

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II Se puede clasificar a las reacciones en simples o complejas dependiendo del número de pasos o de estados de transición que deben producirse para describir la reacción Química, si solo un paso es necesario (un estado de transición) se dice que la velocidad de reacción es simple y el orden de la reacción corresponde a la suma de coeficientes estequiometricos de la ecuación, si no es así se debe proponer una serie de pasos (cada uno con un estado de transición) denominado mecanismo de la reacción que corresponda a la velocidad de reacción encontrada.

La rapidez de reacción está conformada por la rapidez de formación y la rapidez de descomposición. Esta rapidez no es constante y depende de varios factores, como la concentración de los reactivos, la presencia de un catalizador, la temperatura de reacción y el estado físico de los reactivos. Uno de los factores más importantes es la concentración de los reactivos. Cuanto más partículas existan en un volumen, más colisiones hay entre las partículas por unidad de tiempo. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre las moléculas, y la rapidez es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de colisión y con ella la rapidez de la reacción. La medida de la rapidez de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la rapidez de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La rapidez de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s, es decir, moles/(l·s).

CINÉTICA QUÍMICA

4

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II Para una reacción de la forma:

la ley de la rapidez de formación es la siguiente:

es la rapidez de la reacción, del reactivo A en un tiempo

la disminución de la concentración

. Esta rapidez es la rapidez media de la

reacción, pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos para reaccionar. La rapidez de aparición del producto es igual a la rapidez de desaparición del reactivo. De este modo, la ley de la rapidez se puede escribir de la siguiente forma:

Este modelo necesita otras simplificaciones con respecto a: 

La actividad química, es decir, la "concentración efectiva"



La cantidad de los reactivos en proporción a la cantidad de los productos y del disolvente



La temperatura



La energía de colisión



Presencia de catalizadores



La presión parcial de gases

Existen varios factores que afectan la rapidez de una reacción química: la concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la superficie de contactos tanto de los reactivos como del catalizador. Los catalizadores pueden aumentar o disminuir la rapidez de reacción.

CINÉTICA QUÍMICA

5

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II . Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al

aumentarla

incrementa

la energía

cinética de

las moléculas.

Con

mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía.

Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su rapidez también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor. Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir, hay que estudiar la rapidez de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la rapidez intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso.

Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación.

La mayoría de las reacciones son más rápidas en presencia de un catalizador y cuanto más concentrados se encuentren los reactivos, mayor frecuencia de colisión. Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.

CINÉTICA QUÍMICA

6

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II

En una reacción química, si existe una mayor presión en el sistema, ésta va a variar la energía cinética de las moléculas. Entonces, si existe una mayor presión, la energía cinética de las partículas va a aumentar y la reacción se va a volver más rápida; al igual que en los gases, que al aumentar su presión aumenta también el movimiento de sus partículas y, por tanto, la rapidez de reacción es mayor.

CINÉTICA QUÍMICA

7

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento 1 ¨Sin Catalizador¨ En un matraz de agrega 15ml de agua y 75ml de peróxido de hidrogeno al 2%. Cada 20 min. Tomaremos 5ml de muestra y titularemos con solución de KMnO4( 0.05M) Se realizara el procedimiento hasta tener por lo menos 6 puntos.

Experimento 2 ¨Con Catalizador FeCl3¨ En un matraz se agrega 15 ml de FeCl3 y 75ml de peróxido de hidrogeno al 2%. Cada 30 min. Tomaremos 5ml de muestra y titularemos con solución de KMnO4( 0.05M) Se realizara el procedimiento hasta tener por lo menos 5 puntos.

Experimento 3 ¨Con Catalizador y Promotor soluc. De FeCl3 y CuCl2¨ En un matraz se agrega 15 ml de soluc. (FeCl3 + Cucl2) y 75ml de peróxido de hidrogeno al 2%. Cada 30 min. Tomaremos 4ml de muestra y titularemos con solución de KMnO4( 0.05M) Se realizara el procedimiento hasta tener por lo menos 4 puntos.

CINÉTICA QUÍMICA

8

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II V.

REQUERIMIENTOS PICETA

BURETA

PROBETA

Ac. SULFURICO

PIPETA

VASO PRECIPITADO

CINÉTICA QUÍMICA

9

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II VI.

CALCULOS

REPORTE I: Experimento Nº 1:

¨Sin catalizador¨

NKMnO4 =0.05N 𝑁𝑎 𝑥𝑉𝑎 = 𝑵𝑏 𝑥𝑉𝑏 Debido a la reacción: 5H2O2 +2KMnO4 + 3H2SO4

8H2O +5O2 + 1K2SO4 + 2MnSO4

Ajustando las semireacciones: Semirxn de oxidación: H2O2

O2 + 2H+ + 2e- …….. 𝜃 = 2

Semirxn. Red.: MnO4- + 8H+ + 5e-

Mn+2 + 4H2O……… 𝜃 = 5

(VKMnO4).(MKMnO4).(5) = (Vmuestra).(Mmuestra). (2) Tiempo(min)

Vol. Gastado KMnO4(ml)

0

14.5

20

13.8

40

14

60

14.1

80

14.4

. Reemplazando para t = 0 min, el vol. gastado de KMnO4 = 14.5ml (14.5ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.3625M . Reemplazando para t =20 min, el vol.gastado de KMnO4 = 13.8ml (13.8ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.345M

CINÉTICA QUÍMICA

10

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II

. Reemplazando para t = 40 min, el vol.gastado de KMnO4 = 14ml (14ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.35M . Reemplazando para t = 60 min, el vol.gastado de KMnO4 = 14.1ml (14.1ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.3525M Reemplazando para t = 80 min, el vol.gastado de KMnO4 = 39.1ml (14.4ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.36M

Grafico:

Ln [H2O2] vs Tiempo 0 0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

-0.5

Ln [H2O2]

y = 0.0047x - 1.4169 -1 -1.5 -2 -2.5

Tiempo (min)

Ecuación de la recta: Y= -0.0047x – 1.4169 K= 0.0047mol.L-1.min-1

CINÉTICA QUÍMICA

11

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II REPORTE II: Experimento Nº 2: ¨Con Catalizador FeCl3¨ a) . NKMnO4 =0.05N 𝑁𝑎 𝑥𝑉𝑎 = 𝑵𝑏 𝑥𝑉𝑏 Debido a la reacción: 5H2O2 +2KMnO4 + 3H2SO4

8H2O +5O2 + 1K2SO4 + 2MnSO4

Ajustando las semireacciones: Semirxn de oxidación: H2O2

O2 + 2H+ + 2e- …….. 𝜃 = 2 Mn+2 + 4H2O……… 𝜃 = 5

Semirxn. Red.: MnO4- + 8H+ + 5e-

(VKMnO4).(MKMnO4).(5) = (Vmuestra).(Mmuestra). (2)

Tiempo(min)

Vol. Gastado KMnO4(ml)

0

5.5

30

5.2

60

5

90

4.8

120

4.5

. Reemplazando para t = 0 min, el vol.gastado de KMnO4 = 5.5ml (5.5ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.1375M . Reemplazando para t =30 min, el vol.gastado de KMnO4 = 5.2ml (5.2ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.13M

CINÉTICA QUÍMICA

12

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II . Reemplazando para t = 60 min, el vol.gastado de KMnO4 = 5ml (5ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.125M . Reemplazando para t = 90 min, el vol.gastado de KMnO4 = 4.8ml (4.8ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.12M . Reemplazando para t = 120 min, el vol.gastado de KMnO4 = 4.5ml (4.5ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.1125M Grafico:

Ln[H2O2] vs Tiempo -1.95 0

20

40

60

80

100

120

140

-2

y = -0.0016x - 1.9854 R² = 0.9921

Ln [H2O2]

-2.05 -2.1

-2.15 -2.2

Tiempo (min) Ecuación de la recta: Y= -0.0016x – 1.9854 K= 0.0016mol.L-1.min-1

CINÉTICA QUÍMICA

13

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II REPORTE III Experimento Nº 3:

¨Con catalizador y promotor¨

NKMnO4 =0.05M .

Tenemos solución de FeCl3 + CuCl2

𝑁𝑎 𝑥𝑉𝑎 = 𝑵𝑏 𝑥𝑉𝑏 Debido a la reacción: 5H2O2 +2KMnO4 + 3H2SO4

8H2O +5O2 + 1K2SO4 + 2MnSO4

Ajustando las semireacciones: Semirxn de oxidación: H2O2 Semirxn. Red.: MnO4- + 8H+ + 5e-

O2 + 2H+ + 2e-…….. 𝜃 = 2 Mn+2 + 4H2O……… 𝜃 = 5

(VKMnO4).(MKMnO4).(5) = (Vmuestra).(Mmuestra). (2)

Tiempo(min)

Vol. Gastado KMnO4(ml)

0

9.9

30

4.8

60

4.3

90

3.5

. Reemplazando para t = 0 min, el vol.gastado de KMnO4 = 9.9ml (9.9 ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.2475M . Reemplazando para t =30 min, el vol.gastado de KMnO4 = 4.8ml (4.8ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.12M

CINÉTICA QUÍMICA

14

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II . Reemplazando para t = 60 min, el vol.gastado de KMnO4 = 4.3ml (4.3ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.1075M Reemplazando para t = 90 min, el vol.gastado de KMnO4 = 3.5ml (3.5ml).(0.05).(5) = (5ml).(Mmuestra). (2) Mmuestra = 0.0875M Gráfico:

Ln [H2O2] vs Tiempo 0 0

20

40

60

80

100

-0.5

Ln [H2O2]

-1

y = -0.0108x - 1.5613

-1.5 -2 -2.5 -3

Tiempo (min)

Ecuación de la recta: Y= -0.0108x – 1.5613 K= 0.0108mol.L-1.min-1

CINÉTICA QUÍMICA

15

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II VII. CALCULOS RECOLECCION DE DATOS

Vol. Gastado

Molaridad de la

KMnO4(ml)

muestra (M)

0

14.5

0.3625

-1.0147

20

13.8

0.1345

-2.0062

40

14

0.350

-1.0498

60

14.1

0.3525

-1.0427

80

14.4

0.360

-1.0216

Vol. Gastado

Molaridad de la

Ln[H2O2]

KMnO4(ml)

muestra (M)

0

5.5

0.1375

-1.9841

30

5.2

0.13

-2.0402

60

5

0.125

-2.0794

90

4.8

0.12

-2.1203

120

4.5

0.1125

-2.1848

Tiempo(min)

Tiempo(min)

CINÉTICA QUÍMICA

Ln[H2O2]

16

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II

Tiempo(min)

Vol. Gastado

Molaridad de la muestra

KMnO4(ml)

Ln[H2O2]

(M)

0

9.9

0.2475

-1.3963

30

4.8

0.12

-2.1203

60

4.3

0.1075

-2.2303

90

3.5

0.0875

-2.4361

VII. CONCLUSIONES  Se determinó que el orden de la reacción es de primer orden.  Las constantes halladas para cada tipo de reacción fueron: Para la reacción sin catalizador K= 0.0047mol.L-1.min-1, reacción con catalizador K= 0.0016mol.L-1.min-1 y reacción con catalizador + promotor K= 0.0108mol.L-1.min-1.  Confirmamos experimental la dependencia de la concentración con el tiempo y el efecto de los catalizadores y los promotores para favorecer la reacción.

VIII. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICA . http://materias.fi.uba.ar/6730/Tomo1Unidad4.pdf . http://www.uv.es/~baeza/cqtema3.html)

CINÉTICA QUÍMICA

17