2H 2 O (l) + O 2 (g) + 198kJ/mol

Transcripción

1 PRÁCTICA Nº 5 CINÉTICA QUÍMICA OBJETIVOS Determinar, experimentalmente, la velocidad instantánea, inicial y promedio en la reacción de descomposición del peróxido de hidrogeno. Comprobar experimentalmente el efecto de la concentración y la presencia de catalizadores sobre la velocidad de la reacción de descomposición del peróxido de hidrogeno. Comprobar experimentalmente el efecto que tiene la superficie de contacto de los reactivos sobre la velocidad de reacción. I. ASPECTOS TEÓRICOS La velocidad de reacción se refiere a la velocidad con que se forman los productos o la velocidad con que se transforman los reactivos. Esta velocidad no es constante y depende de varios factores como la concentración de los reactivos, la presencia de un catalizador, la temperatura de reacción y el estado físico de los reactivos. Uno de los factores más importantes es la concentración de los reactivos. Cuanto más partículas existan en un volumen, más colisiones hay entre las partículas por unidad de tiempo. Al principio la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre moléculas y la velocidad es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de colisión y con ella la velocidad de la reacción. La medida de la velocidad de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de una reacción se necesita medir ya sea la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. En esta práctica se describe un procedimiento general para recoger y medir cantidades de gas. El gas manipulado es O 2, obtenido por descomposición delperóxido de hidrogeno, H 2 O 2. El peróxido de hidrógeno es un líquido inestable que se descompone en oxígeno y agua con liberación de calor. Aunque no es inflamable, es un potente agente oxidante que puede causar combustión espontánea cuando entra en contacto con materia orgánica. La descomposición del peróxido de hidrógeno se da de manera espontánea y lenta en soluciones acuosas, de acuerdo con la ecuación química 2H 2 O 2 (ac) 2H 2 O (l) + O 2 (g) + 198kJ/mol

2 A temperatura ambiente la reacción es lenta pero existe una gran variedad de catalizadores que aumentan su velocidad. Los iones yoduro y dicromato son ejemplos de catalizadores homogéneos. El dióxido de manganeso y el óxido de hierro (III), ambos sólidos, son ejemplos de catalizadores heterogéneos. Los catalizadores lo que hacen es llevar a cabo un mecanismo de reacción diferente, lo que supone la existencia de un estado de transición intermedio, que requiere una menor energía de activación, algo fundamental que se traduce en un menor tiempo de actuación, ya que el número de moléculas que pueden alcanzar ese estado de transición es más alto que las que podían llevar a cabo la reacción. Dado que en este caso la forma más sencilla de seguir el avance de la reacción es determinandola cantidad de oxígeno formado, en esta experiencia se mide la cantidad de oxigeno formado, por desplazamiento de agua, cada cierto tiempo. Tomando en cuenta la estequiometria de la reacción, la velocidad de descomposición del peróxido de hidrógeno se puedeexpresar en términos de lavelocidad con la que se produce el oxígeno: Velocidad de la reacción = Velocidad de formación del O 2 = O2 VO2 = Δt Δt En esta experiencia se estudia la descomposición del peróxido de hidrogeno catalizada por una mezcla 1:1 de MnO 2 y Fe 2 O 3.La ecuación de velocidad se expresa: Velocidad de reacción = k [H 2 O 2 ] n Conociendo como varia la velocidad inicial al disminuir la concentración del peróxido de hidrógeno a la mitad, se puede determinar el orden de reacción y la constante de velocidad de la reacción a la temperatura a la que se realizo el experimento. II. PARTE EXPERIMENTAL Materiales y Equipos Matraz de Erlenmeyer de 250 ml Balón de fondo plano de 250 ml Soporte universal Cilindro graduado de 50 ml Tapones mono horadado y bi horadado Tubos de ensayo Espátula Plancha de agitación Magneto Pinza de Mohr Tubos de vidrio Gradilla Cronómetro Trozos de manguera

3 Reactivos: Peróxido de Hidrógeno (H 2 O 2 ) 0.5%. Catalizador (MnO 2 y Fe 2 O 3 1:1) Solución de sulfato cúprico (CuSO 4 ) Zn en granos y Zn en polvo ACTIVIDAD Nº 1. Estudio cinético de la descomposición del peróxido de hidrógeno. Procedimiento: 1.Monte el equipo como indica la figura. Haga todas las conexiones y compruebe el perfecto ajuste de los tapones. 2. Llene el matraz de Erlenmeyer con agua y tápelo adecuadamente. 3. Abra la pinza y llene el tubo de desprendimiento, soplando con una propipeta de goma, el tubo que sale del balón de fondo plano. Cierre la pinza. 4. Complete, si es necesario, el nivel de agua en el matraz de Erlenmeyer. 5. Mida con un cilindro graduado, 40.0 ml de peróxido de hidrógeno (H 2 O 2 ) al 0.5%,agréguelo en el balón de fondo plano, introduzca un magneto, tape el balón y ponga en funcionamiento la plancha de agitación.observe la solución de H 2 O 2 y diga si esta se descompone con el tiempo. 6. Pese 0.1 g del catalizador (mezcla 1:1 demno 2 y Fe 2 O 3 ) y añádalo, rápida y cuidadosamente sobre la solución de peróxido, tape el balón y espere 5 segundos. 7. Deslice la pinza de Mohr hacia un extremo y active el cronómetro. 8. Anote el tiempo por cada 5.0 ml de agua medida hasta que se alcance un volumen de 50.0 ml. 9. Coloque de nuevo la pinza. 10. Coloque el contenido del balón en un vaso de precipitados de ml, disponible para recoger el desecho. 11. Registre los datos en una tabla.

4 12.Repita el procedimiento anterior, con 20.0 ml de peróxido de hidrógeno al 0.50% y 20 ml de agua destilada. En este caso la operación se dará por terminada cuando alcance un volumen de 30.0 ml. 13. Registre los datos en una tabla. 14. Grafique, para cada experiencia, volumen versus tiempo en un papel milimetrado, el tiempo en las abscisas y el volumen de oxígeno en las ordenadas. 15. Determine, para cada experiencia, la velocidad promedio, la velocidad inicial y la velocidad instantánea a los 120 segundos. 16. Compare la velocidad inicial obtenida en la primera experiencia con la obtenida en la segunda y deduzca la ley de velocidad para la reacción. 17. Concluya acerca del efecto de la variación de la concentración del reactivo en la velocidad de la reacción. ACTIVIDAD Nº 2. Influencia de la superficie de contacto de los reactivos en la velocidad de reacción. Procedimiento: 1. Coloque en un tubo de ensayo 2.0 ml de sulfato cúprico, CuSO Añada 2 granos de zinc y agite. 3. Repita el procedimiento, pero ahora adicione una pequeña cantidad de zinc en polvo. 4. Anote sus observaciones y analice los resultados obtenidos. 5. Escriba la ecuación química correspondiente. III. INVESTIGUE 1. Qué factores determinan la velocidad de una reacción? 2. Cómo se puede medir el avance de una reacción? 3. Por qué se puede seguir la evolución de la reacción de descomposición del peróxido de hidrogeno, siguiendo la variación del volumen deoxígeno recogido a lo largo del tiempo? 4. Qué es un catalizador? Escribe sus características. 5. Qué influencia tiene la mezcla de MnO 2 y Fe 2 O 3 en la velocidad de la reacción? 6. La diferencia entre una catálisis homogénea y una heterogénea. 7. El mecanismo de actuación de un catalizador. 8. Qué efecto tendrá la temperatura sobre la velocidad de la reacción de descomposición del peróxido de hidrogeno. 9. Qué es un complejo activado?

5 UNIVERSIDAD DEL ZULIA FACULTAD DE INGENIERIA CILO BASICO DEPARTAMENTO DE QUIMICA LABORATORIO DE QUIMICA II NOMBRE NOMBRE FECHA REPORTE DE LA PRÁCTICA Nº 6. CINETICA ACTIVIDAD Nº 1. Estudio cinético de la descomposición del peróxido de hidrógeno. Parte I. a) Cantidad de peróxido de hidrógeno medido b) Qué instrumento utilizó para la medición? c) Pudo haber utilizado otro instrumento que midiera el volumen con mayor exactitud?explique d) Diga que observó cuando puso en funcionamiento la plancha de agitación e) Cantidad de mezcla de MnO 2 y Fe 2 O 3 ) pesado f) Qué efecto tiene esta mezcla sobre la velocidad de la reacción química? g) Se ha modificado la cantidad de esta mezcla tras la reacción química? Cómo puede saberse? h) Variación del volumen de oxigeno con el tiempo. VO 2 (ml ) t(s)

6 i) Representación gráfica del volumen de Oxigeno frente al tiempo. j) Velocidad inicial k) Velocidad promedio de reacción l) Velocidad instantánea a los 120 segundos.

7 Parte II. a) Cantidad de peróxido de hidrógeno medido b) Cantidad de agua c) Cómo es la concentración de esta solución en comparación con la primera d) Variación del volumen de oxigeno con el tiempo. VO 2 (ml) t(s) e) Representación gráfica del volumen de Oxigeno frente al tiempo.

8 f) Velocidad inicial de reacción g) Velocidad promedio de reacción h) Velocidad instantánea a los 120 segundos i) Cómo es la velocidad inicial de la parte I en comparación con la de la parte II. j) Cuál es la Ley de velocidad para esta reacción. k) Analiza los resultados obtenidos y explica la influencia de la concentración de peróxido de hidrógeno en esta reacción catalizada. l) Discuta el método cinético empleado para determinar el orden de la reacción. Se podrían utilizar otros métodos con éxito? ACTIVIDAD Nº 2. Influencia de la superficie de contacto de los reactivos en la velocidad de reacción. a) Compara la velocidad de la reacción en las dos experiencias realizadas. b) Explica la relación entre el estado físico de los reactivos y la velocidad de la reacción

9 c) Escriba la ecuación química correspondiente ANALISIS Y DISCUSION DE RESULTADOS CONCLUSIONES