Química General II Facultad de Ingeniería

TP Nº4 UNMdP

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TRABAJO PRÁCTICO Nº 4

CINÉTICA QUÍMICA

OBJETIVOS: Observar el efecto de la temperatura y la concentración de reactivo en la velocidad de las

reacciones químicas. Interpretar estos cambios a partir de la teoría de las colisiones y de la teoría del estado de transición.

Utilizar el método integral para obtener parámetros cinéticos de la reacción de descomposición del NaClO, usando Co2O3 como catalizador.

Parte A: Efecto de la temperatura y la concentración inicial de reactivo en la velocidad de las reacciones químicas

FUNDAMENTO TEÓRICO:

La cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas y los mecanismos por los cuales se producen. Se han encontrado cuatro factores que afectan las velocidades de reacción: 1) la naturaleza de los reactivos, 2) la concentración de los reactivos, 3) la temperatura y 4) los catalizadores.

La teoría de colisiones y la teoría del estado de transición, de acuerdo con evidencia experimental, proporcionan descripciones generales de la forma en que se efectúan las reacciones.

Según la teoría de las colisiones de las velocidades de reacción para que una reacción pueda producirse entre átomos, iones o moléculas, es preciso que éstos experimenten colisiones. Cuando hay mayor concentración de las especies reaccionantes se produce mayor número de colisiones por unidad de tiempo; sin embargo, no todos los choques dan por resultado una reacción, es decir, no todas son efectivas. Para que la colisión sea eficaz, es necesario que las especies reaccionantes tengan una energía mínima necesaria para el reordenamiento de los electrones exteriores que ocurre al romperse enlaces y formarse otros, además de la orientación adecuada cuando se efectúa la colisión.

En las reacciones químicas se rompen y se forman enlaces químicos, la energía asociada con los mismos es de tipo potencial. Para que una reacción se produzca es necesario que las partículas choquen con suficiente energía cinética para vencer la estabilización energética potencial de los enlaces. Según la teoría del estado de transición los reactivos atraviesan por un estado intermedio de alta energía de corta duración llamado, estado de transición antes de formar los productos.

A + B—B → A --- B --- B → A—B + B reactivos estado de transición productos A + B2 AB2 AB + B

La energía de activación Ea es la energía adicional que los reactivos deben absorber en sus estados

basales para poder alcanzar el estado de transición. Al elevarse la temperatura aumenta la fracción de

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partículas que puede superar esta barrera de energía y al introducir un catalizador la misma desciende, ambos efectos modifican la velocidad de reacción.

MATERIAL:

Material de vidrio y accesorios Reactivos

Vaso de precipitado

Cristalizador

Hielo

Trípode

Tela de amianto

Mechero

Tubos de ensayo

KI (s)

MnO2 (s)

H2SO4 6 mol/L

Agua destilada

Zn en granallas

HCl 0,5 y 5 mol/L

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

1) En un vaso de precipitado de 50 mL colocar 1 g de KI y 0,5 g de MnO2. Agregar lentamente 2 mL

de H2SO4 3 equiv/L. Tapar rápidamente el vaso con un cristalizador con H2O y hielo. Observar y

registrar los cambios. Luego calentar el vaso suavemente y observar las diferencias.

2) Colocar 1 g de granallas de Zn en dos tubos de ensayo. A uno agregarle 3 mL de HCl 0,5 equiv/L

y al otro 3 mL de HCl 5 equiv/L. Observar y registrar los resultados.

Parte B: Estudio de la cinética de descomposición del NaClO, usando Co2O3 como catalizador

FUNDAMENTO TEÓRICO:

La reacción de interés sucede según la siguiente ecuación:

Co2O3

ClO-(ac) ½ O2(g) + Cl-(ac)

La ecuación de velocidad verifica la expresión:

n]-k.[ClOdt

])-([ClO d-

dt

])([O d2= v 2

Para este sistema, se puede seguir el avance de la reacción utilizando un equipo que permita medir el volumen de gas liberado por desplazamiento de agua. Así, a cada tiempo puede obtenerse el volumen de oxígeno producido y a partir de allí, calcular los moles de gas que se generaron, suponiendo un comportamiento ideal a la temperatura del experimento. En función del número de moles de oxígeno, del volumen de la solución reaccionante (sin considerar disminución de volumen por la

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liberación del gas) y de la concentración inicial de NaClO, se puede calcular la concentración del reactivo para cada tiempo, a través de la siguiente expresión:

[ClO-]t = [ClO-]0 - 2 [O2]t

donde el subíndice t indica la concentración en el tiempo en cuestión y el subíndice 0 la concentración inicial.

Se propone utilizar el método integral para obtener los parámetros cinéticos. Para ello se realizarán distintos gráficos:

Gráfico de ln [ClO-] vs. tiempo (para orden 1) Gráfico de 1/[ClO-] vs. tiempo (para orden 2)

El orden de la reacción se determinará en función del gráfico que permita un mejor ajuste lineal

para los puntos experimentales obtenidos. La constante de velocidad podrá obtenerse a partir de la pendiente de la recta correspondiente, según el orden determinado.

La siguiente es la ecuación de Arrhenius que representa la dependencia de la constante de velocidad (k) con la temperatura (T) a la que transcurre la reacción química:

𝑘 = 𝐴. 𝑒−𝐸𝑎𝑅.𝑇

Para determinar los parámetros de la ecuación de Arrhenius es necesario realizar la experiencia a

distintas temperaturas, y determinar el valor de la constante de velocidad en cada condición. A partir de estos datos puede construirse una gráfica de ln k vs. 1/T, de la que pueden obtenerse los valores de Ea y del factor preexponencial A.

MATERIAL:

Material de vidrio y accesorios Reactivos

2 Erlenmeyers de 250 mL

Tubo de ensayo corto

Mangueras, tubos y tapones de goma

Pinza de Mohr

Pipeta de 5 mL

Probeta de 50 mL

Soporte Universal

Termómetro

Cronómetro

NaClO (ac)

CoCl2 (ac)

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Y CÁLCULOS:

I) Determinación de la velocidad de descomposición a temperatura ambiente 1) Medir con probeta 15,0 mL de la solución de hipoclorito de sodio con una probeta y verterlos dentro del primer Erlenmeyer. Medir la temperatura de la solución. Colocar 3,0 mL de la solución de cloruro de cobalto en el tubo de ensayo corto, y con todo cuidado colocar el tubito cargado en el mismo Erlenmeyer (Vreac = 18 mL), sin que se derrame.

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2) Llenar el segundo Erlenmeyer con agua y colocar el tapón. 3) Abrir la pinza de Mohr y llenar el tubo de desprendimiento, soplando por el tapón del primer Erlenmeyer. Cerrar la pinza una vez que observa que el tubo está lleno de agua, y poner el tapón en el primer Erlenmeyer. 4) Verificar que todas las conexiones y los tapones cierren herméticamente. Quitar la pinza. Si el aparato no tiene pérdidas, solo caerán unas pocas gotas de agua en la probeta. De no ser así, revise el equipo y repita el paso 3). El equipo deberá quedar armado como muestra la Figura 1.

Figura 1. Esquema del equipo de laboratorio a utilizar

5) Escurrir los restos de líquido de la probeta. Comenzar la reacción, accionando el cronómetro en el momento que se vierte la solución de cobalto (II) sobre la de hipoclorito. En este instante (tiempo inicial) deberá observar que la solución toma un color negro, debido a la presencia del catalizador sólido de Co (III) en suspensión.

6) Mantener el Erlenmeyer de reacción derecho, sujeto por su cuello y agitarlo cuidadosamente en forma circular para desprender el oxígeno de la superficie del catalizador, tal que se obtengan burbujas en forma constante. Este movimiento debe ser suave y uniforme en todos los ensayos. 7) Registrar los datos de volumen de agua desplazada en función del tiempo de reacción, en intervalos adecuados hasta que se hayan recogido unos 50 mL de agua en la probeta. Realizar los siguientes cálculos para completar una tabla similar a la Tabla 1.

Poxígeno = Patm – Pv agua 1

reac

OHoxígeno

TR

VPnO

.

. 2

2 reacV

nOO 2

2 ][ [ClO-]t = [ClO-]0 - 2 [O2]t

1 El valor correspondiente a la presión de vapor de agua a la temperatura a la que se lleva a cabo la reacción puede

extraerse de bibliografía o de las guías de TP de Química General I.

El catalizador necesario se prepara directamente en el momento en que se inicia la reacción, según la ecuación:

2 Co2+(ac) + ClO-

(ac) + 2 H2O(l) Co2O3(s) + 4 H+(ac) + Cl-(ac)

Tener en cuenta la reacción de formación del catalizador al momento de calcular la concentración inicial de hipoclorito.

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Tabla 1. Resultados experimentales

tiempo (s) Vol H2O (mL) Moles O2 [O2] (mol/L) [ClO-] (mol/L) ln [ClO-] 1/[ClO-]

II) Determinación de la velocidad de descomposición. Efecto de la concentración del reactivo

Repetir las operaciones del inciso I), pero añadiendo 18 mL de agua destilada a la solución de

hipoclorito (Vreac = 36 mL), de modo que la concentración se reduzca a la mitad.

III) Determinación de la velocidad de descomposición. Efecto de la temperatura Repetir las operaciones del inciso I), pero colocando el Erlenmeyer de reacción en un baño

termostático a temperatura superior de la ambiente.

PRESENTACIÓN DEL INFORME: El informe deberá redactarse en forma ordenada y clara, incluyendo las secciones: Carátula. Esta sección deberá contener el nombre de la asignatura, título del TP, fecha de

realización, fecha de entrega del informe, autores. Objetivos del práctico. Enuncie sintéticamente los objetivos del TP. Procedimiento Experimental. Resuma BREVEMENTE (o esquematice si lo prefiere) los

procedimientos realizados. No transcriba la guía de TP. Resultados, Cálculos y Discusión. Para la parte A deberá incluir las reacciones de estudio, las

observaciones efectuadas y su correspondiente interpretación en función de la teoría de las colisiones y de la teoría del estado de transición. Para la parte B se deberán reportar las condiciones de los experimentos I), II) y III), y sus correspondientes resultados, organizados como se indica en la Tabla 1 (no olvide incluir por lo menos un ejemplo de cálculo). Deberán presentarse todos los gráficos para determinar orden de reacción por el método integral, y los cálculos de las pendientes para determinar el valor de “k” de cada experimento; el gráfico de Arrhenius y los cálculos necesarios para determinar “Ea” y el factor preexponencial “A”. Discuta los resultados y los gráficos obtenidos, las anomalías y dificultades encontradas, las aproximaciones efectuadas, junto con las posibles causas y/o fuentes de error que pudieran explicarlas. Si lo considera oportuno, agregue aquí posibles propuestas de ajustes y mejoras.

Conclusiones. Enuncie sintéticamente las conclusiones de la labor realizada, en función del cumplimiento de los objetivos propuestos.

Bibliografía. Enumere las fuentes bibliográficas utilizadas. Cuestionario. Redacte las respuestas al cuestionario que aparece a continuación.

CUESTIONARIO: 1) Calcule el tiempo de vida media para cada una de las experiencias realizadas. ¿Su valor debería mantenerse constante en todos los casos? Justifique su respuesta. 2) A partir de los resultados experimentales obtenidos puede determinarse el orden de reacción y la constante cinética, utilizando el método de las velocidades iniciales. ¿Cómo podría realizarse? Explique los cálculos y/o gráficos que debería plantear.