info 15 CATALISIS.docx

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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

LAB.DE FISICOQUÍMICA AII


FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERIA QUÍMICA

DEPARTAMENTO ACADEMICO DE FISICOQUÍMICA

Laboratorio de Fisicoquímica AII

ESTUDIO DE LA VELOCIDAD DE LA DESCOMPOSICIÓN CATALÍTICA DEL H2O2

Profesor (a): Rojas Perez, Nora

Alumna: Pariapaza Flores, Gladys

Código: 11070170

Fecha de realización de la práctica: 13 de Noviembre

Fecha de entrega del informe: 20 de Noviembre

Lima – perú

2014 – II

ESTUDIO DE LA VELOCIDAD DE DESCOMPOSICIÓN CATALÍTICA DEL H2O2

JUEVES 2-8PM D

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TABLA DE CONTENIDO

I. RESUMEN………………………………………………………………………...3

II.INTRODUCCION………...………………………………………………………….4

III. PRINCIPIOS TEÓRICOS………………………………………………………….5

IV. DETALLES EXPERIMENTALES……………………..……………………….....7

V. TABLA DE DATOS Y RESULTADOS ………………………………….………..8

VI. EJEMPLOS DE CÁLCULOS……………………………………….…………….11

VII.ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS……..………………………….14

VIII.CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES.………………..……...…......….15

IX. BILIOGRAFÍA…………………………………………………………………….16

X.APÉNDICE……………………………………..………………………..……………..17


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I. RESUMEN

Esta práctica tiene como objetivo la determinación de la constante de velocidad, del orden y de la energía de activación para la reacción.

Es esta práctica se estudia la descomposición de peróxido de hidrogeno mediante una catálisis homogénea FeCl3 como catalizador, Una catálisis homogénea es cuando el catalizador existe en la misma fase que las especies implicadas en la reacción.

2 H2O2 (l) +FeCl3(l)→ 2 H2O (l) + O2 (g)

Las condiciones en las que se desarrolla la experiencia son a una presión de 756 mmHg con una temperatura de 23°C y una humedad relativa de 94%.

Primeramente se coloca el termostato a la temperatura de 25ºC, en ello se colocó el reactor, (la cual está previamente conectado con el recipiente nivelador), y se agrega 7mL de agua desionizada, luego1mL de solución catalizadora (FeCl3) y finalmente se agregó 0.2 mL de H2O2. Finalmente se empezó a tomar medidas de volumen para cada intervalo de tiempo, luego se introdujo el reactor en un baño caliente hasta la descomposición total del H2O2, después se vuelve éste al termostato hasta llegar a un tiempo infinito donde el volumen de O2 (g) no cambia. De la misma forma se procedió para la temperatura de 33ºC.

Para poder realizar nuestros cálculos, primeramente se graficó (V∞-Vt) vs Tiempo para cada temperatura (25ºC y 33ºC), (Gráfica Nº1 y Nº2), dichas gráficas resultaron ser curvas, luego se tomó 4 puntos tangentes de esta forma se encontró la velocidad de la reacción. Luego se graficó Ln(velocidad) vs el Ln(V∞-Vt), (Gráfica Nº3 y Nº4), dichas gráficas resultaron ser rectas, en consecuencia resultan ser el orden de la reacción. Finalmente se graficó también el Ln(V∞-Vt) vs el Tiempo, (Gráfica Nº5 y Nº6), dichas gráficas nos dio como resultado la constante de velocidad de la reacción para cada temperatura respectivamente, (K25ºC=0.0520 y

K33ºC= 0.3700).

Teniendo las constantes a dos temperaturas diferentes se pudo calcular la energía de activación de la reacción la cual es de 44.013 Kcal/mol.


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II. INTRODUCCIÓN

El peróxido de hidrógeno es un compuesto químico que tiene muchos usos industriales, como el blanqueo de la pulpa de papel, blanqueo de algodón, blanqueo de telas y en general cada día se usa más como sustituyente del cloro.

En la industria alimenticia se usa mucho para blanquear quesos, pollos, carnes, huesos, y también se usa en el proceso para la elaboración de aceites vegetales. En la industria química se usa como reactivo, y es muy importante en la elaboración de fármacos. Se está usando también para blanqueos dentales. El peróxido de hidrógeno está generalmente reconocido como seguro por las principales agencias sanitarias del mundo para su uso como agente antimicrobiano, agente oxidante y otros propósitos. Ha sido utilizado como agente antiséptico y antibacteriano desde hace muchos años debido a su efecto oxidante. Aunque su uso ha descendido los últimos años debido a la popularidad de otros productos sustitutivos, todavía se utiliza en muchos hospitales y clínicas.

Cuando se tienen peróxido de hidrogeno puro el proceso de descomposición es lento debido a factores cinéticos (el mecanismo de reacción supone una muy elevada energía de activación). Sin embargo muchas sustancias como iones metálicos de transición, metales, sangre, polvo etc, son capaces de catalizar su descomposición; Incluso los pocos iones que una botella de vidrio libera en la disolución y hasta la luz son capaces de iniciar dicha descomposición. Esta es la razón por la que se debe guardar en botellas de plástico preferiblemente de un color oscuro, también un simple calentamiento puede inducir una rápida descomposición por ello la temperatura de la solución de peróxido de hidrógeno es una variable importante ya que la velocidad de descomposición se duplica aproximadamente por cada 10ºC de aumento.


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III. PRINCIPIOS TEÓRICOSDeterminación de la ley de velocidad.

Los datos cinéticos primarios son las concentraciones de las sustancias a distintos tiempos. Hay diversos modos de obtener la ley de velocidad a partir de estos datos.

En el método de velocidades iniciales, la velocidad se mide al comienzo de la reacción para varias concentraciones iniciales de reactivos diferentes. Después el método considera que la ley de velocidad para una reacción entre A y B es supuestamente

υA = k[A]a[B]b , υA =d[A]/dt

entonces su velocidad inicial (υA ,0) está dada por los valores iniciales de las concentraciones [A]0 y [B]0 como

υA ,0 = k[A]ao [B]b

o

tomando logaritmo:

log υA,0 = logk + alog[A]o + blog[B]o ………………(1)

Por tanto , una presentación del logaritmo de la velocidad inicial del cambio de la concentración en función del logaritmo de la concentración inicial de A (manteniendo constante [B]o ) debe ser una línea recta con pendiente a. Igualmente , el orden con respecto a B se puede determinar representando log υA,o en función de log[B]o manteniendo [A]o constante.

El método de las pendientes iniciales podría no poner de manifiesto la ley de velocidad completa, pues en una reacción compleja los propios productos pueden afectar a la velocidad. Para evitar esta dificultad, la ley de velocidad se debe ajustar a los datos obtenidos en el transcurso de la reacción. Esto se puede hacer, al menos en los casos sencillos, utilizando una ley de velocidad propuesta para predecir la concentración de cualquier componente en cualquier instante y comparándola con los datos. Dado que las leyes de velocidad son ecuaciones diferenciales, se


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deben resolver(es decir, integrarlas) para las concentraciones como funciones del tiempo.

Reacciones de primer orden

La ley de velocidad de primer orden para la desaparición de un reactivo A es

-d[A]/dt = k[A] ………..(2)

(Un ejemplo de este tipo de proceso es el decaimiento radiactivo de un núclido). Ésta ecuación diferencial se reordena a

(1/[A])d[A] = -kdt ,

La cual se puede integrar directamente .Dado que inicialmente ( a t= 0) la concentración de A es [A]o y a un tiempo posterior t es[A]t

, resulta que

La solución se puede expresar de dos formas útiles:

ln[A]t/[A]o = -kt ,

[A]t = [A]oe-kt

La última de estas ecuaciones indica que en una reacción de primer orden la concentración de reactivo decrece exponencialmente con el tiempo, con una velocidad determinada por k . La primera solución indica que si se representa ln[A]t/[A]o


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en función de t , la reacción de primer orden dará una línea recta. Si la representación es lineal, entonces la reacción es de primer orden y el valor de k se puede obtener a partir de la pendiente.

IV. DETALLES EXPERIMENTALES

a. MATERIALES Y REACTIVOS:

Materiales: Equipo apropiado para la experiencia, pipetas de 10 y 1ml, vasos y bagueta.

Reactivos: Solución de 0,05M de FeCl3, H2O2 al 1% en volumen.

b. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Primeramente se verificó que el equipo esté armado correctamente, el reactor debe estar conectado a la bureta, dicha bureta contiene agua desionizada, ello debe de estar nivelada. Luego se colocó el termostato a la temperatura de 25ºC, en ello se introdujo el reactor y seguidamente se agregó 7mL de agua desionizada, se esperó aproximadamente por 10 minutos luego1mL de solución catalizadora (FeCl3) y finalmente 0.2 mL de H2O2, enseguida se tapó y se agitó el reactor. Finalmente se empezó a tomar medidas de volumen para cada intervalo de un minuto, se tomó 15 datos, luego se introdujo el reactor en un baño caliente hasta la descomposición total del H2O2, después se vuelve éste al termostato hasta que el volumen de O2

(g) se mantenga constante (tiempo infinito). De la misma forma se procedió para la temperatura de 33ºC.


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V. TABLA DE DATOS Y RESULTADOS

Tabla 1Condiciones del Laboratorio

DATOS EXPERIMENTALES

Tabla 2Volúmenes de O2 registrados cada 1minuto y su respectivo

volumen infinito


Presión Atmosférica

(mmHg)

Temperatura Ambiente

(˚C)

Humedad Relativa

(%)756 23 94

TEMPERATURA25(˚C)

TEMPERATURA33(˚C)

Tiempo (t) (min)

Volumen (mL)

Tiempo (t)

(min)

Volumen (mL)

1 3.50 1 10.92 7.40 2 15.23 10.6 3 17.14 12.3 4 18.35 14.1 5 18.96 15.7 6 19.47 16.5 7 19.88 17.2 8 20.09 18.0 9 20.310 18.5 10 20.511 18.8 11 20.612 19.2 12 20.713 19.4 13 20.714 19.7 14 20.715 19.9 15 20.8

V∞ = 22.2 V∞ = 21

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Tabla 3Datos para las gráficas N˚1 y N˚2

RESULTADOS


(Vrxn se obtuvo a partir de los puntos tangentes)


25(˚C) 33(˚C)Tiempo (t)

(min) CΞ (V∞- Vt) CΞ (V∞- Vt)

1 18.7 10.12 14.8 5.803 11.6 3.904 9.90 2.705 8.10 2.106 6.50 1.607 5.70 1.208 5.00 1.009 4.20 0.7010 3.70 0.5011 3.40 0.4012 3.00 0.3013 2.80 0.3014 2.50 0.3015 2.30 0.20

25(˚C) 33(˚C)Ln Vrxn Ln C Ln Vrxn Ln C0.81 2.45 0.59 1.760.16 1.87 0.29 1.36-0.46 1.44 -0.11 0.99-1.11 1.10 -1.83 -0.84

n=2 n=1

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Tabla 6Orden y Constante de Velocidad (K) a su Respectiva

Temperatura.


25(˚C) 33(˚C)1/Ln C t (min) Ln C t(min)0.41 3.0 1.76 20.53 6.0 1.36 30.69 9.0 0.99 40.91 12 -0.84 7

Temperatura K

298 306

Orden 2 1K 0.0520 0.3700

Energía de Activación Ea = 44.013

Kcal/mol

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VI. EJEMPLO DE CALCULOS

Halle la energía de activación de la reacción:

Para este cálculo se necesita conocer las constantes de velocidad a dos

diferentes temperaturas, lo que se obtiene a partir de las gráficas 5 y 6.

Entonces la energía de activación es igual:

Donde:

K2 y K1: constantes de velocidad a temperaturas absolutas T1 y T2.

R : constante universal de los gases su valor es 1.987 cal/mol k.

Ea : Energía de activación.

Log 0.3700 = Ea x 306-298 0.0520 (2.3x1.987)cal/mol 306x298

Ea = 44.013 Kcal/mol.


LogK 2

K 1

= Ea2. 3 xR (T 2−T1

T 2 xT 1 )

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VII. ANALISIS y DISCUSION DE RESULTADOS

La descomposición del peróxido de hidrogeno es un ejemplo claro de reacciones de primer orden. Experimentalmente, en laboratorio se trabajo a una temperatura de 23ºC de donde se obtuvo para 25ºC la descomposición del peróxido de hidrogeno un orden de reacción igual a 2, mientras que para una temperatura de 33ºC, no fue así, se obtuvo un orden de reacción igual a 1. Este variación del orden de la reacción para (el primer caso) una causa de ello pudo ser que la concentración del peróxido de hidrogeno ya que al realizar el experimento a 25ºC se observo que al trasladar el reactor al agua caliente la lectura en el manómetro no disminuía y luego cuando este se trasladaba al recipiente donde se contenía el agua a 25ºC se observaba en la lectura del manómetro descendía demasiado rápido, por lo tanto no se pudo tomar una medida exacta del volumen infinito.

VIII. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES


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CONCLUSIONES

El aumento de la temperatura ocasiona un correspondiente aumento en la velocidad de las reacciones, ello se manifiesta mediante el aumento del valor de al constante de la velocidad.

La velocidad de reacción disminuye con el tiempo, siendo independiente de la concentración inicial del peróxido de hidrogeno.

El catalizador tiene que acelerar la reacción inversa tanto como la directa de modo que la constante de equilibrio no se vea afectada, ya que la posición del equilibrio químico es independiente del mecanismo.

El catalizador no inicia una reacción, sino que solo acelera una transformación que se produce por si misma en forma extraordinariamente lenta.

La constante de la Velocidad de Reacción es directamente proporcional a la temperatura.

La Energía de activación siempre es positiva., lo cual quiere decir que se debe suministrar energía para producir moléculas activadas.

RECOMENDACIONES

Es muy importante saber que el éxito de la experiencia depende de la destreza con que se nivele el volumen de agua desplazado por el oxigeno que se genera durante la descomposición del peróxido de hidrogeno.

Se recomienda mantener constante la temperatura, para así poder obtener una grafica que nos ayude a hallar el orden y la constante de velocidad de la reacción.

Asegurarse que no halla fuga de oxígeno para esto verificar si el aparto se encuentra en perfectas condiciones y también tener cuidado al realizar la experiencia evitando la máxima cantidad de fugas de oxigeno, puesto que el volumen final debe ser mayor al obtenido en el ultimo minuto.

IX. BIBLIOGRAFIA


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Maron y Prutton “Fundamentos de Fisicoquímica”, 1ra. edición, Edit. Limusa, México, 1978, páginas: 834-837

Castellan G. “Fisicoquímica”, 2da. edición, Edit. Addison Wesley Iberoamericana, México, 1987, páginas: 841-848

Química. Raymond Chang. Sexta edicion. Editorial Mc Graw- Hill

interamericana. Pgns 539 y 540.

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X. APENDICE


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DESCRIBA EL MECANISMO PROBABLE DE LA CATALISIS ACIDO - BASE

Como la catálisis ácida depende de la tendencia del ácido a ceder un protón, y la catálisis básica de la tendencia de la base a ganar un protón, parece que la adición y eliminación de protones deberá ser parte esencial del mecanismo de las reacciones catalizadas que consideramos. La mutarrotación de la glucosa implica probablemente la adición de un protón a la molécula de -glucosa en un punto, seguida, o acompañada por su eliminación en otro punto; así si GH representa la -glucosa y HG es la -glucosa isomera, el cambio catalizado vendrá representado por:

H+ + GH HG+H HG + H+

Siendo suministrado el primer protón por un ácido, mientras que el descartado es eliminado por la base. Según esta idea, el proceso de la mutarrotación requiere la presencia de un ácido y una base, en armonía con las observaciones de que, en ausencia de agua, la base piridina es un mal catalizador. El otro cambio isomérico catalizado por ácido-base es la enolización de la acetona de una manera similar.

En una reacción similar, tal como es la descomposición de la nitramida, que es catalizada casi exclusivamente por bases, el mecanismo deberá ser algo diferente; lo mismo se aplica a la hidrólisis de acetales, donde solo los ácidos son catalíticamente activos. Es probable que la adición y eliminación de un protón tenga lugar en dos etapas, pero que solo una de ellas sea la que determine la velocidad, transcurriendo la otra muy rápidamente en comparación.

Hay muchas reacciones químicas que son catalizadas por ácidos ó bases o por ambos, el catalizador ácido más común en solución acuosa es el ion hidronio y el básico más común es el ion hidroxilo, no obstante, ciertas reacciones son catalizadas por cualquier ácido o base, si cualquier ácido cataliza la reacción, se dice esta es objeto de una catálisis ácido general.


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EXPLIQUE EL PROCESO DE AUTOCATÁLISIS.

Cuando en un proceso se produce una sustancia capaz de actuar como catalizador sobre la reacción, se dice que esta es autocatalítica.

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, por que este ácido influye sobre la saponificación, por lo iones Hidronio que se forman con le solvente agua. Otro ejemplo es la valoración de ácido oxálico con perganmanato sobre la solución caliente de ácido oxalico, transcurre un tiempo antes de que se decolore, sin embargo la segunda porción se decolora rápidamente, debido a las Sales manganosas que se han formado al consumirse la primera porción del permanganato, catalizan la reacción.


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