CINETICA QUIMICA

5/9/2018 CINETICA QUIMICA - slidepdf.com

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CINETICA QUIMICA

RESUMEN

En la presente práctica experimental se emplearan mediciones de magnitudes físiccomo temperatura, tiempo y volumen seguidamente registraremos datos para luehacer cálculos posteriores, como por ejemplo las concentraciones, para luego calcular

constante “K” y el valor del orden que es “n”Utilizaremos los siguientes datos obtenidos a una T=12.5ºCPara la reacción:

2)(222 22 OO H O H l

I + →

−

Los resultados obtenidos son:

K

=

1737.1

4

n=

13.8

Por tanto el modelo matemático para la velocidad de reacción del

22O H

es:

3.95.4

22 ][*][*14.1737 KI O H =ν

CINETICA QUIMICA

1.- INTRODUCCIÓN.-



En el estudio de la velocidad de las reacciones químicas es uno de los problemas mfrecuentes en el proceso industrial; muchos investigadores han afirmado que reacciones químicas que ocurren se deben fundamentalmente a las concentraciones cque cada compuesto participa dentro de ella.

En 1864, Gulberg y Waage hallaron la relación entre la velocidad de reacción y concentraciones de las sustancias reaccionantes, que les sirviera tres años más tar

para deducir la “ley de Acción de Masas”, por consideraciones cinéticas.

Posteriormente, otros investigadores afirmaron que la velocidad de reacción, al margde depender de las concentraciones, también está influenciada por diversos factoretales como, la temperatura, la velocidad de agitación, estado físico de las sustancreaccionantes, de la granulometría o tamaño de partículas, de la presencia catalizadores, etc.

Es por esta razón, que desde el inicio de una reacción química se deben considerar comel movimiento de iones o moléculas en un determinado lapso de tiempo. Ademdebemos pensar que este movimiento de iones o moléculas se da, gracias a que todlas sustancias llevan consigo almacenada una cierta cantidad de energía internaenergía cinética.

2. OBJETIVOS.

➢ Estudiar la velocidad de descomposición del peróxido de hidrogeno mediante catalizador de iones ioduro I-1 para determinar una ecuación cinética.

➢ Analizar la información desde el punto de vista cinético, empleando el método van hooft para determinar la constante de velocidad específica y el orden dereacción.

3. FUNDAMENTO TEÓRICO.

La cinética química tiene por objeto predecir la velocidad de las reacciones químicasdescribir el curso de las mismas; es decir, estudia la menor o mayor rapidez con que transforma una sustancia reaccionante o bien la rapidez con que se produce uno de lproductos de la reacción. Esta transformación, queda expresada por la velocidad de

reacción.

La velocidad de la reacción, es el numero de moles de uno de los reactantes transformara en producto por unidad de tiempo; también se puede definir comorelación de la variación de la concentración que experimenta la sustancia entre tiempo requerido para ello.

La velocidad de una reacción se expresa por una ecuación cinética que agrupa a lfactores de concentración, la constante de velocidad especifica, el orden de la reacciónuna temperatura constante y la cual tiene la forma general siguiente:



Velocidad dereaccion=Ctte.de Vel.Especifica×Funcion de conc.de reaccionantes

Si consideramos, la siguiente ecuación hipotética que representa a una reacción:

A+B→Productos

Y suponemos que la reacción es controlada observando la transformación de la sustanA, la ecuación cinética podemos escribir como:

-dcdt=kcn

En la que la concentración de la sustancia, aparece elevado a una potencia n qrepresenta el orden de la reacción.

Es muy importante estudiar experimentalmente como se halla influenciada la velocidde una reacción por la concentración de las sustancias reaccionantes, que es lo que llama orden de la reacción. Por lo general, el orden de una reacción est6a dado por

suma de los exponentes de las concentraciones que figuran en la expresión develocidad de reacción.

De tal modo, que existen reacciones de primer, segundo, tercer, etc. Orden.

Los factores que afectan la velocidad de una reacción son principalmente, la naturaley concentración de las sustancias reaccionantes, la temperatura, el tamaño de partículas y los catalizadores.

En la presente practica experimental se analiza la descomposición del peróxido hidrogeno en presencia del catalizador yoduro a temperatura constante y se conside

además que la reacción es homogénea.

La ecuación cinética de la descomposición de peróxido de hidrogeno considera siguiente expresión:

-dH2O2dt=k×[ H2O2]αI-1β

Donde: la suma de los exponentes α y β es el orden global de la reacción dedescomposición y el problema consiste en determinar estos valores.(2)



4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.- Materiales:

– una bureta sin llave de paso

– termómetro

– manguera

– Matraz de succión

– Tapón de goma

– matraz de precipitado

– Soporte universal

Reactantes

- peróxido de hidrogeno

- ioduro de potasio

- agua destilada

Pasos a seguir

– Se debe hacer una conexión entre el matraz de succión y la bureta. – La bureta debe estar llena de agua esto se logra absorbiendo el aire a través de

manguera. – Se debe introducir al matraz el ioduro, el agua y por último el peróxido en e

orden. – Después se harán mediciones de volumen del oxigeno desprendido ya que

reacción será: –

H2O2→I-1H2O+ O2

La figura 1 muestra cómo debe verse nuestro montaje experimental:



5.- DATOS Y RESULTADOS.-Datos experimentales:Para el primer caso:Para el segundo caso:

tiempose

g

V

0 0

10 0,0017

20 0,0027

30 0,0035

40 0,0048

50 0,006

60 0,0079

70 0,0091

Para el tercer caso:

tiemposeg V

0 0

15 0,002

30 0,0045

45 0,0085

60 0,0125

75 0,0185

90 0,0225

105 0,0245

120 0,0265

135 0,0325

150 0,0355

tiempose

g

V

0 0

15 0,0024

30 0,0033

45 0,0045

60 0,0061

75 0,0089

90 0,0114

105 0,0132

120 0,015

135 0,0159

150 0,0168

165 0,017



165 0,0385

Utilizaremos los siguientes datos obtenidos a una T=12.5ºCLos resultados obtenidos son:

K =

1737.14

n=

13.8


][ 22O H

es:

3.95.4

22 ][*][*14.1737 KI O H =ν

Las graficas respectivas de la concentración de H2O2 vs tiempo son para cada caso:

Donde la pendiente, b=-0.0007 que es igual a la velocidad de desaparición del H2O

Donde la pendiente, b=-0.002es igual a la velocidad de desaparición.

b=-0.001=velocidad de desaparición

6.- DISCUSIÓN.-

○ Durante el experimento se debe tener mucho cuidado con los materiales, estdeben estar bien limpios.

○ Y se debe estar muy atento al tomar las mediciones de los tiempos ya que estdatos nos sirven de muchos en el cálculo de datos.



○ Como se pudo observar la concentración disminuye al pasar el tiempo en tres casos que pudimos realizar en el laboratorio

7.- CONCLUSIONES.-

Utilizaremos los siguientes datos obtenidos a una T=12.5ºC

Los resultados obtenidos son:K =

1737.14

n=

13.8


][ 22O H

es:

3.95.4

22 ][*][*14.1737 KI O H =ν

Como podemos observar en las graficas la concentración del peróxido de hidrogeno disminuyendo al pasar el tiempo tal y como nos indica la teorías de la cinética química

8. BIBLIOGRAFIA

(1)M.Sc.Ing. Mario Huanca Ibañez. Experimentos en laboratorio de físico química; OrurBolivia; Editorial QMC-FNI, p.p. 13-17, Año 2010(2)M.Sc.Ing. Mario Huanca Ibañez. Experimentos en laboratorio de físico química; OrurBolivia; Editorial QMC-FNI, p.p. 13-17, Año 2010

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APENDICE

Para la reacción:

2)(222 22 OO H O H l

I + →

−

CASO V[IK] V[H2O]ml V[H2O2]



[ml] ml

1 10 15 5

2 10 10 10

3 15 10 5

Datos experimentales:Para el primer caso:Para el segundo caso:

tiempose

g

V

0 0

10 0,0017

20 0,0027

30 0,0035

40 0,0048

50 0,006

60 0,0079

70 0,0091

Para el tercer caso:tiempose

g

V

0 0

15 0,002

30 0,0045

45 0,0085

60 0,0125

75 0,0185

90 0,0225

105 0,0245

tiempose

g

V

0 0

15 0,0024

30 0,0033

45 0,0045

60 0,0061

75 0,0089

90 0,0114

105 0,0132

120 0,015

135 0,0159

150 0,0168

165 0,017



120 0,0265

135 0,0325

150 0,0355

165 0,0385

Primero calculamos la masa del oxígeno gas:

T R

PM V P m

*

**=

Donde sustituimos cada uno de los volúmenes, tenemos para cada caso:

Caso1: Caso2:



t m

0 0

10 0,00174

656

20 0,00235

785

30 0,00305

647

40 0,00419

173

50 0,00523

967

60 0,00689

89

70 0,00794

683

Caso 3:t m

0 0

15 0,001746

56

30 0,003929

75

45 0,007422

86

60 0,010915

98

75 0,016155

64

90 0,019648

76

t m

0 0

15 0,00209

587

30 0,00288182

45 0,00392

975

60 0,00532

7

75 0,00777

218

90 0,00995

537

105 0,01152

727

120 0,01309

917

135 0,01388

512

150 0,01467

107

165 0,01484

573



105 0,021395

31

120 0,023141

87

135 0,028381

54

150 0,031001

37

165 0,033621

21

Para calcular las masas de peróxido de hidrógeno en cada caso se tiene:

2

2

22

22 **1

*2o

O

O H

ohm

PM

PM m =

Caso 1:Caso 2:

t mH2O2

0 0

10 0,003711

43

20 0,005010



43

30 0,006495

01

40 0,008907

44

50 0,011134

3

60 0,014660

16

70 0,016887

02

Caso 3:

t mH2O2

0 0

15 0,00371

143

30 0,00835

072

45 0,01577

359

60 0,02319

645

75 0,03433

075

90 0,04175361

105 0,04546

504

120 0,04917

647

135 0,06031

t mH2O2

0 0

15 0,004453

7230 0,006123

86

45 0,008350

72

60 0,011319

87

75 0,016515

87

90 0,021155

16

105 0,024495

45

120 0,027835

74

135 0,02950588

150 0,031176

03

165 0,031547

17



077

150 0,06587

792

165 0,07144

506

Para calcular las respectivas concentraciones de H2O2:

2222

22

22*

O H O H

oh

O H

V PM

mM =

Caso 1: Caso 2:t MH2O2

0 0

10 0,00727

732

20 0,00982

438

30 0,01273

531

40 0,01746

556

50 0,02183

195

60 0,0287454

70 0,03311

179

Mprom 0,01871

31



Caso 3:t MH2O2

0 0

15 0,02183

195

30 0,04912

189

45 0,09278

58

60 0,1364497

75 0,20194

556

90 0,24560

946

105 0,26744

142

120 0,28927

337

135 0,35476

923

150 0,38751

715

165 0,42026

508Mprom 0,22427

369

t MH2O2

0 0

15 0,01309

917

30 0,01801

136

45 0,02456095

60 0,03329

373

75 0,04857

609

90 0,06222

106

105 0,07204

544

120 0,08186

982

135 0,08678

201

150 0,09169

42

165 0,09278

58

Mprom 0,05681

269



Las graficas respectivas de la concentración de H2O2 vs tiempo son para cada caso:

Donde la pendiente, b=-0.0007 que es igual a la velocidad de desaparición del H2O

Donde la pendiente, b=-0.002es igual a la velocidad de desaparición.

b=-0.001=velocidad de desaparición

LA ECUACION CINETICA ES:β α ][*][*

][22

22 KI O H K

t

O H v =

∂

∂=

[KI] =0.1 para el 1º caso





Formando un sistema de ecuaciones con los datos obtenidos:

β α

β α

β α

]2.0[*]079.0[0001.0

]125.0[*]028.0[002.0

]1.0[*]026.0`[0007.0

K

K

K

=

=

=

Logaritmizando tenemos: log0.0007=logk +αlog0.026+βlog0.1

Log0.002=logk+αlog0.028+βlog0.125

Log0.0001=logk+αlog0.079+βlog0.2

Resolviendo el sistemade acuaciones palnteado anteriormente tenemos:

- n es de decimo tercer orden(n puede ser fraccionario per

no negativo)

– k es constante de velocidad.3.95.4

22 ][*][*14.1737 KI O H =ν

14.1737

3.9

5.4

=

=

=

K

β

α

8.133.95.4 =+=+= β α n

luego

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