Universidad Nacional Autónoma de México

Facultad de Química

 Curso:Laboratorio de Equilibrio y cinética

Informe de práctica DESCOMPOSICION CATALITICA DEL

PEROXIDO DE HIDROGENO

Semestre: 2016-1

Equipo 4

Alumnos:

Maldonado Cabrera Luis Alberto Gómez Romero Jorge

Soria Cruz Karla Mitzy

Objetivos

Objetivos particulares

Resultados experimentales.

NOTA: Los tiempos no llevan en algunos casos coherencia, porque en ellos no se registró cambio de volumen alguno, por lo que fueron eliminados para evitar problemas en sus correspondientes gráficos, así como para evitar inconsistencias matemáticas como el ln 0 o bien la división entre 0.

Tabla 1. Volúmenes de O2 registrados a diversos valores de tiempo al agregar 0.5 mL de catalizador K2Cr2O7.

Tiempo (t) (min)

Volumen de O2 generado (V) (mL)

1 0.21.5 0.32 0.42.5 0.73 0.93.5 14 1.24.5 1.35 1.5

Tabla 2. Volúmenes de O2 registrados a diversos valores de tiempo al agregar 0.7 mL de catalizador K2Cr2O7.

Tiempo (t) (min)

Volumen de O2 generado (V) (mL)

2.5 0.43 0.83.5 1.74 2.64.5 3.35 3.75.5 46 4.56.5 4.9

Tabla 3. Volúmenes de O2 registrados a diversos valores de tiempo al agregar 1.0 mL de catalizador K2Cr2O7.

Tiempo (t) (min)

Volumen de O2 generado (V) (mL)

1 0.21.5 0.42 0.82.5 1.33 1.83.5 2.24 2.84.5 3.25 3.7

Tabla 4. Volúmenes de O2 registrados a diversos valores de tiempo al agregar 1.2 mL de catalizador K2Cr2O7.

Tiempo (t) (min)

Volumen de O2 generado (V) (mL)

1.5 0.32 0.62.5 13 1.33.5 1.84 2.34.5 2.85 3.35.5 3.8

La constante de rapidez de una reacción, ya definida como la constante de proporcionalidad entre la rapidez de reacción y el cambio de la concentración de los reactivos o las especies presentes, de acuerdo a la expresión:

r=k [A i ]n…(1)

Donde r es la rapidez de reacción, k la constante de rapidez, A la concentración de los reactivos i presentes y n el orden de reacción.

No precisó mantenerse tan constante como se creía, ya que se postularon algunos factores que influían en el valor de la misma, como por ejemplo la temperatura, tal y como lo propuso Arrhenius con su expresión:

lnk=ln k 0−EaRT… (2)

Donde k es la constante de rapidez, k0 es el factor de frecuencia, Ea es la energía de activación del sistema, R constante de los gases ideales y T la temperatura del sistema.

La cual de manera general, indica que si la temperatura del sistema en análisis aumenta, también el valor de nuestra constante lo hará y viceversa, de manera que con tales características, se pensó en la influencia de otras variables en dicha constante, por lo que recordando la expresión:

dξdt

=V f (T ,P ,Ci ,C x )…(3)

Que proponía una relación proporcional entre el cambio de la concentración de los reactivos en función del tiempo para su transformación en productos, y el volumen de aparición de los últimos mencionados, se extrajeron algunas otras propiedades que podían modificar nuestra constante, como era el caso, de la presión, la concentración de los reactivos, y por ultimo lo catalizadores. De manera que con esto se puso un especial énfasis en el estudio de los últimos, teniendo así, que definidos como aquellas sustancias químicas que tienden a acelerar una reacción química, se platean como un punto de análisis importante para observar su influencia en la velocidad de reacción, y sobre todo en el valor de la constante ya mencionada.

Por lo que pasando al plano experimental, y siguiendo el método gráfico ya conocido para la determinación de las constantes de rapidez y orden de reacción, esto es trazando los gráficos:

Para orden 0; A vs t Para orden 1; ln A vs t Para orden 2; 1/A vs t

Donde A es la concentración y t el tiempo transcurrido.

Procederemos directamente a ver la afección que tendría añadir un catalizador sobre nuestra constante y sobre el orden de reacción.

Por lo que solo basta añadir, que dado ahora no se utiliza el espectrofotómetro como herramienta para la construcción de la curva patrón y obtener las concentraciones A requeridas para el trazo de los gráficos, dado conocemos la relación directa entre la concentración molar A y el volumen V por la expresión:

A= nV…(4)

Donde A es la concentración molar definida como el número de moles (n) contenidos en 1 litro de disolución (V).

Procederemos a trazar volúmenes de producto generado, que en este caso será graficar los diferentes volúmenes de O2 generado en ves de la concentración molar del mismo, suponiendo la reacción:

2H 2O2 K2Cr2O7→

2H 2O+O2

A diferentes tiempos, lo que nos permitirá obtener los valores ya mencionados, prosiguiendo así con los siguientes cálculos.

I) Algoritmo de cálculo.

Se procederá a trazar una serie de gráficos V (volumen) vs t, por lo que con esto, podremos determinar la constante de rapidez y el orden de reacción, para diversos volúmenes agregados de catalizador, el cual para este caso será de K2Cr2O7 sobre la reacción de descomposición del peróxido de hidrogeno en agua y oxigeno:

2H 2O2 K2Cr2O7→

2H 2O+O2

De manera que para ver tal relación, haremos uso una vez más de los gráficos A vs t, lnA vs t, y 1/A vs t, para asignar el orden de reacción, y planteando el mismo, sobre el gráfico más parecido a un recta, y de cuya ecuación (ecuación de la recta), determinaremos la constante de rapidez, a partir de la pendiente m, la cual tomará un valor de k, indicando únicamente que los gráficos serán ahora: V vs t, lnV vs t y 1/V vs t para los ordenes 0, 1 y 2 correspondientemente.

a) Gráficos para 0.5 mL de K2Cr2O7.

Tabla 6. Tabulación para las gráficas V vs t.; ln V vs t., y 1/ V vs t. para la determinación del orden de reacción.

Tiempo (t) (min)

Volumen de O2 mL (V) Ln V

1/V (1/mL)

1 0.2-1.60943791 5

1.5 0.3 -1.20397283.33333333

2 0.4-0.91629073 2.5

2.5 0.7-0.35667494

1.42857143

3 0.9-0.10536052

1.11111111

3.5 1 0 1

4 1.2 0.182321560.83333333

4.5 1.3 0.262364260.76923077

5 1.5 0.405465110.66666667

i) Figura 1.Gráfico V vs t suponiendo orden 0.

ii) Figura 2.Gráfico ln V vs t suponiendo 1er orden.

iii) Figura 3.Gráfico 1/V vs t suponiendo 2° orden.

De manera que de acuerdo con los gráficos mostrados, podemos determinar que la figura más parecida a la recta buscada la posee la Figura 1, con ecuación:

y=0.3367 x−0.1767

Por lo que a partir de esta ecuación, y recordando que m=k, tenemos que k adquiere el valor de 0.3367 mL/min, destacando además que la reacción, se infiere como de orden 0.

b) Gráficos para 0.7 mL de K2Cr2O7.

Tabla 7. Tabulación para las gráficas V vs t.; ln V vs t., y 1/ V vs t. para la determinación del orden de reacción.

Tiempo (t) (min)

Volumen de O2 mL (V) Ln V 1/V (1/mL)

2.5 0.4 -0.91629073 2.53 0.8 -0.22314355 1.25

3.5 1.7 0.530628250.58823529

4 2.6 0.955511450.38461538

4.5 3.3 1.19392247 0.3030303

5 3.7 1.308332820.27027027

5.5 4 1.38629436 0.25

6 4.5 1.50407740.22222222

6.5 4.9 1.589235210.20408163

i) Figura 4.Gráfico V vs t suponiendo orden 0.

ii) Figura 5.Gráfico ln V vs t suponiendo 1er orden.

iii) Figura 6.Gráfico 1/V vs t suponiendo 2° orden.

De igual manera, en este caso, la figura más afín a la recta deseada corresponde a la Figura 4, de manera que a partir de su ecuación:

y=1.16 x−2.3422

Podemos establecer que si k=m, k adquiere el valor de 1.16 mL/min.

Por el tipo de gráfico la reacción se establece como de orden 0.

c) Gráficos para 1.0 mL de K2Cr2O7.

Tabla 8. Tabulación para las gráficas V vs t.; ln V vs t., y 1/ V vs t. para la determinación del orden de reacción.

Tiempo (t) (min)

Volumen de O2 mL (V) Ln V 1/V (1/mL)

1 0.2-1.60943791 5

1.5 0.4-0.91629073 2.5

2 0.8-0.22314355 1.25

2.5 1.3 0.262364260.76923077

3 1.8 0.587786660.55555556

3.5 2.2 0.788457360.45454545

4 2.8 1.029619420.35714286

4.5 3.2 1.16315081 0.31255 3.7 1.30833282 0.2702702

7

i) Figura 7.Gráfico V vs t suponiendo orden 0.

ii) Figura 8.Gráfico ln V vs t suponiendo 1er orden.

iii) Figura 9.Gráfico 1/V vs t suponiendo 2° orden.

La Figura 7 posee la recta mejor formada, por lo que partiendo de su ecuación:

y=0.91x−0.9078

Y sabiendo que m=k, tenemos que k vale 0.91 mL/min, y el orden de la reacción es de orden 0.

d) Gráficos para 1.2 mL de K2Cr2O7.

Tabla 9. Tabulación para las gráficas V vs t.; ln V vs t., y 1/ V vs t. para la determinación del orden de reacción.

Tiempo (t) (min)

Volumen de O2 mL (V) Ln V 1/V (1/mL)

1.5 0.3 -1.20397283.33333333

2 0.6-0.51082562

1.66666667

2.5 1 0 1

3 1.3 0.262364260.76923077

3.5 1.8 0.587786660.55555556

4 2.3 0.83290912 0.4347826

1

4.5 2.8 1.029619420.35714286

5 3.3 1.19392247 0.3030303

5.5 3.8 1.335001070.26315789

i) Figura 10.Gráfico V vs t suponiendo orden 0.

ii) Figura 11.Gráfico ln V vs t suponiendo 1er orden.

iii) Figura 12.Gráfico 1/V vs t suponiendo 2° orden.

Claramente podemos apreciar que la Figura 10, posee la forma mas afín a la recta indicada, por lo que si su ecuación es:

y=0.89x−1.2039

K adquiere el valor de 0.89 mL/min y la reacción es un reacción de orden 0.

Tabla 11. Resultados obtenidos; Constantes obtenidas a diversos volúmenes de catalizador añadidos.

Número de experimento

Volúmenes de catalizador añadido (V de K2Cr2O7) (mL)

Constante de rapidez k(mL/min)

Orden de reacción (n)

Ordenada al origen.

1 0.5 0.3367 0 0.17672 0.7 1.16 0 2.34223 1.0 0.91 0 0.90784 1.2 0.89 0 1.2039

.Conclusiones

Se pudo observar el comportamiento de la velocidad de la reacción química con distintas concentraciones de catalizador, encontrando que lo único que varia es la constante de rapidez de la reacción, y no el orden de la reacción, ya que para los 5 experimentos, con distintas concentraciones de catalizador, el orden de la reacción fue cero, ajustándose a la gráfica [A] vs. t. Los valores de las constantes fueron también muy similares, puesto que no mostraron variaciones grandes, sin embargo, experimentalmente se observó que la mayor concentración de catalizador, favorecía el mayor volumen de oxígeno en menor tiempo.

Podemos decir que nuestros resultados son buenos, aunque existen errores como los posibles errores de paralelaje al medir los volúmenes de producto o las posibles fugas de productos por el deterioro del equipo.

Bibliografía:

Chang, Raymond. Fisicoquímica para las ciencias químicas y biológicas. 3° ed. México. McGraw-Hill Interamericana.

Castellan,Gilbert. Fisicoquímica. 3°ed. México. Addison-Wesley Iberoamericana.