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Laboratorio Fisicoquímica II, Facultad de Ciencias, Sede Bogotá

DESCOMPOSICIÓN DEL CRISTAL VIOLETA. Lina Marcela Cano Suarez Jhon Sebastian Murillo Rueda

Resumen: Durante esta práctica se realizó la determinación de la cinética de descomposición del Cristal Violeta. Para ello se preparó una solución de Cristal Violeta al 4,902 x10-4 M, junto con dos soluciones de hidróxido de Sodio de concentraciones 0,02 M y 0,05 M. Todas las soluciones se termostatarón a 35,0°C durante 30 minutos aproximadamente. Se preparo una solución con 9,00 mL de Cristal Violeta y 1,00 mL de NaOH e inmediatamente se coloco en un espectrofotometro a 590 nm tomando lecturas de las absorbancias cada 0,5 minutos durante 30 minutos. Se utilizo el método integral para la linealización de los datos y de esta forma a través del coeficiente de correlación determinar el orden de la reacción. Obteniendo un orden de 1 para el cristal violeta. Por su parte para el Hidróxido de Sodio se observo los cambios de la concentración junto con el cambio de la constante y se determino un orden de reacción de 1. Para la energía de activación, se utilizaron los datos reportados por el resto de los grupos a diferentes temperaturas. Se utilizo el gráfico de Arrhenius obteniendo una energía de activación de 20,80 kJ/mol. 1. Análisis de Datos: Para el presente laboratorio se preparó una solución de Cristal Violeta al 4,902 x10-4 M, junto con una solución de Hidróxido de Sodio al 0,050M. Luego de ello se procedió a termostatar las soluciones en un baño termostatado a 35ºC durante aproximadamente 30 minutos. Al mismo tiempo se calibro el espectrofotometro a 590 nm con una solución de agua destilada. Ya con el espectrofotometro calibrado y las soluciones termostatadas se procedió a añadir en un Erlenmeyer 9,00 mL de la solución de Cristal Violeta 4,902 x10-4 M y luego 1 mL de NaOH 0,050M, y muy rápidamente se coloca en la celda e inicia la lectura en el espectrofotometro cada 0,5 min durante 30 minutos. Para la cinética de la reacción partimos de la siguiente forma: 𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 = 𝑘 [𝑂𝐻 − ]𝑥 [𝐶𝑉]𝑦 En este experimento, la [OH-] inicial se hace mucho mayor que la [CV] inicial. Por lo tanto, el cambio [OH-], durante el tiempo que el CV se consume, es insignificante. Por esta razón, [OH-] puede ser tratada como una constante y la ecuación 1 puede escribirse de la siguiente manera: 𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 = 𝑘′ [𝐶𝑉] 𝑦 𝑘 ′ = 𝑘 [𝑂𝐻 − ]𝑥 dónde k’ que se denomina una pseudo constante. La forma integrada de la ley de pseudo-tasa (2) depende del orden de reacción con respecto a CV. Las leyes de tasas integradas para y = 1 (primer orden) y 2 (segundo orden) se dan en las ecuaciones 3 y 4. Compare cada una con la forma general de una ecuación lineal, y = mx + b. 𝐿𝑛 [𝐶𝑉]𝑡 = −𝑘 ′ + 𝐿𝑛 [𝐶𝑉]𝑜 1 1 = 𝑘 ′𝑡 + [𝐶𝑉]𝑡 [𝐶𝑉]0 En las ecuaciones 3 y 4, [CV] es la concentración de cristal violeta en la mezcla de reacción en el tiempo cero (la concentración inicial t), antes de que ocurra cualquier reacción y [CV] es la concentración en cualquier momento t durante el transcurso de t la reacción. Si una gráfica de ln [CV] versus tiempo es lineal, y = 1 y la reacción es de primer orden en CV. De manera similar, una gráfica lineal de 1 / [CV] versus tiempo indica una reacción de segundo orden en CV. Solo una de estas parcelas será lineal. Para el que es lineal, la pendiente de línea recta resultante (o su valor absoluto) es igual a la pseudoconstante, k '. 1

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Antes de continuar es importante resaltar, que el experimento no se hizo solamente a la concentración de 0,050 M de NaOH, sino que también se uso una concentración de 0,02 M preparada con anterioridad, por lo que se observan las siguientes 4 gráficas para la determinación de la cinética del Cristal Violeta, las dos primeras a una concentración del 0,050 M y las otras dos al 0,02 M. -11.50 0.00

5.00

10.00

15.00

20.00

25.00

30.00

-12.00

Ln [CV]

-12.50 -13.00 -13.50 y = -0.0719x - 11.77 R² = 0.9967

-14.00 -14.50

Tiempo (min)

Gráfica 1 – Linealización de primer orden con NaOH al 0,050 M 1200000 1000000

y = 30026x + 8567.4 R² = 0.9434

1/[CV]

800000 600000 400000 200000 0 0.00

5.00

10.00

15.00

20.00

25.00

30.00

35.00

Tiempo (min)

Gráfica 2 - Linealización de segundo orden con NaOH al 0,050 M

2

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-11.4 0.00

5.00

10.00

15.00

20.00

25.00

30.00

-11.6

Ln [CV]

-11.8 -12 -12.2 -12.4

y = -0.0301x - 11.667 R² = 0.9953

-12.6

Tiempo (min)

Gráfica 3 – Linealización de primer orden con NaOH al 0,020 M 300000 y = 5545.2x + 106339 R² = 0.9951

1/[CV]

250000 200000 150000 100000 50000 0.00

5.00

10.00

15.00

20.00

25.00

30.00

Tiempo (min)

Gráfica 4 - Linealización de segundo orden con NaOH al 0,02 M Para la determinación de la constante de pseudorden se utilizó el valor de la pendiente, para los dos casos se tomo el orden de la reacción como uno. A continuación, se expondrá una tabla en donde se agrupan los valores de las constantes de pseudorden a diferentes temperaturas y a diferentes concentraciones, según lo reportado por los diferentes grupos en el laboratorio. Temperatura K 293,15 298,15 303,15 308,15

[ ] NaOH

R2

Orden de Reacción

Constante de Pseuorden [min -1]

0,05 0,02 0,05 0,10 0,05 0,10 0,05 0,02

0,9994 0,9991 0,9993 0,9998 0,9990 0,9960 0,9967 0,9953

1 1 1 1 1 1 1 1

0,0396 0,0210 0,0004 0,0007 0,0380 0,0891 0,0719 0,0301 3

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Tabla 1 – Datos a diferentes temperaturas de las constantes de pseuorden y sus respectivos ordenes de reacción. Ahora bien, con los datos de las temperaturas y las constantes de pseudorden se procede a realizar un gráfico tipo Arrhenius graficando el logaritmo de la constante contra el inverso de la temperatura. Esto con el fin de determinar la energía de activación y compararla con la reportada en la literatura. Para este caso se utilizó únicamente los valores obtenidos con la concentración de 0,050 M de NaOH, que fue la concentración que todos los grupos usaron. -2 0.0032

0.00325

0.0033

0.00335

0.0034

0.00345

Ln (k')

-2.5

-3

-3.5

-4

y = -2982.2x + 6.8521 R² = 0.5016

1/T

Gráfica 5 – Determinación de la Energía de Activación. Para la determinación de la energía de activación se usa la pendiente de la gráfica y se multiplica por la constante de los gases. Para este caso se obtuvo una energía de activación de 24,80 kJ/mol. 2. Discusión de Resultados: Para la determinación de la cinética de la reacción del cristal violeta, se comparó el coeficiente de correlación determinado en las gráficas anteriores, por lo que tenemos que para la concentración de Hidróxido de Sodio al 0,050 M se encontró un valor de 0,9967 para una cinética de primer orden y uno de 0,9434 para una cinética de segundo orden. Para conocer el orden del cristal violeta se utiliza el valor del coeficiente más cercano a 1, no obstante, para esta concentración de Hidróxido de Sodio el orden de la reacción es de 1. Por su parte para la concentración de Hidróxido de Sodio al 0,02 M se evidencia un coeficiente de correlación muy cercano a 1 en ambos casos, ya que para la cinética de primer orden fue de 0,9953 y para la cinética de segundo orden fue de 0,9951. Si bien son valores bastante cercanos uno al otro, en la literatura no se encuentra reportado ningún experimento a esta concentración cuyo orden de reacción sea de dos, por lo que para el presente trabajo se toma una cinética de orden uno. Ahora bien, es importante la determinación de la cinética de reacción del hidróxido de Sodio para ello es importante ver como cambian las constantes con el cambio de la concentración de hidróxido de sodio. Si bien no se puede ver suma precisión podemos tener una idea del cambio de las constantes con el cambio de la concentración, para una concentración de 0,050M se obtuvo una constante de 0,0719 y para una concentración de 0,02 M se obtuvo una constante de 0,0301. Con esto en mente se evidencia que al duplicar la concentración de NaOH la constante también lo hace, lo que índica que la cinética de reacción para el Hidróxido de Sodio es de 1. Una cinética de orden 1, implica que la cinética de la reacción depende solo de la concentración de las especies dentro de ella, y que es independiente del solvente. Tal y como se evidencia en el presente experimento, al incremento de la concentración del Hidróxido de Sodio se ve un cambio en el valor de la constante dependiendo del incremento de la concentración del reactivo, si este se duplica el valor de la constante también lo hará.

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La energía de activación para este experimento fue de 24,80 kJ/mol, al realizar la comparación con la literatura nos encontramos con un valor de 77,44 kJ/mol. Con esto obtenemos un error relativo del 67,98%. Este porcentaje de error se le puede atribuir a varias cosas. Entre ellas es la no calibración optima del equipo, puesto a que varios grupos reportaron absorbancias superiores al 1, lo que influye en el aumento del error, ya que según la ley de Lambert Beer, recomienda tomar lecturas en el intervalo de 0,2 a 0,9 de absorbancia, que es donde el error es menor. En segunda instancia es la calidad de la celda, ya que para este experimento se presentaba rayada y esto interfiere con la lectura de la absorbancia, contribuyendo al desarrollo del error. 3. Conclusiones:  La cinética de la reacción es la siguiente: 𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 = 𝑘 [𝑂𝐻 − ]1 [𝐶𝑉]1  A partir de la práctica se obtuvo una energía de activación fue de 24,80 ± 0,9 kJ, con un error relativo del 67,98%, para la descomposición del cristal violeta.  Se evidencia una tendencia que se repite para todas las temperaturas y es que al aumentar el valor de la concentración de NaOH, la constante lo hace de la misma forma, lo que indica que la reacción es de primer orden y que depende de la concentración de los reactivos, siendo independiente de los solventes en los que se encuentre. 4. Bibliografía:



Brito, M. F. (2017). DETERMINAÇÃO DA LEI DE VELOCIDADE DA REAÇÃO DO CRISTAL-VIOLETA COM O HIDRÓXIDO DE SÓDIO. Pernambuco: Universidade Federal Rural de Pernambuco.



Erich Potrich¹, L. S. (2017). DETERMINATION OF KINETIC PARAMETERS OF THE CRYSTAL VIOLET REACTION WITH SODIUM HYDROXIDE APPLYING ABSORBANCE TECHNIQUE AND THE LAWS OF LAMBEERT-BEER AND ARRHENIUS. Centro Cientifico Conhecer, 1-5.



Felix*, L. D. (2018). Kinetic Study of the Discoloration of Crystal Violet Dye in Sodium Hydroxide Medium. J Chem Appl Chem Eng Vol: 2 Issue: 1, 1-4.



Griend*, N. K. (2015). Improving Student Results in the Crystal Violet Chemical Kinetics. © American Chemical Society and Division of Chemical Education, Inc., 1-4.



López, M. Á. (2005). MANUAL DE PRÁCTICAS DECINÉTICA Y CATÁLISIS. .: UNIVERSIDAD AUTÓNOMA METROPOLITANA.



Ramirez, L. (2019). CINÉTICA CRISTAL VIOLETA. Bogotá: Universidad Catolica de Colombia . Obtenido de Universidad Carlos III de Madrid.

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