Estudio Experimental De La Influencia De La Temperatura Sobre El Coeficiente Cinético K

Estudio experimental de la influencia de la temperatura sobre el coeficiente cinético K

Estudio experimental de la influencia de la temperatura sobre el coeficiente cinético K
1. OBJETIVO Esta práctica consiste en el estudio experimental de la influencia que ejerce la temperatura de operación sobre el coeficiente cinético k, de una reacción química. Para ello, tomaremos una serie de tiemposa diferentes temperaturas y después realizaremos los cálculos oportunos para calcular la constante cinética, y con ello la energía de activación.

2. INTRODUCCIÓN Dado que la velocidad de reacción –rA ó –r, se ve marcadamente influida por la Estudio experimental de la influencia de la temperatura sobre el coeficiente cinético K | 19/10/2011 temperatura, es importante el conocimiento de dichainfluencia. Para calcular la relación entre la temperatura y el coeficiente cinético k, bastará con disponer datos a dos temperaturas diferentes T 1 y T2. Como se cumple que la velocidad de reacción es inversamente proporcional al tiempo de reacción y directamente proporcional al coeficiente cinético (siempre que consideremos que n>1), podemos expresar:

 r1 t 2 k1    r2 t 1 k 2
Por tanto, apartir de datos de tiempos parciales de avance de reacción a dos temperaturas diferentes, obtenemos la relación (t2/t1) que es igual a (k 1/k2), y que nos indica la influencia del coeficiente cinético k con la temperatura. En general, la velocidad de casi todas las reacciones crece con la temperatura. La variación del coeficiente cinético con la temperatura ha sido ya establecida de formaaproximada mediante la ecuación de Arrhenius, según la expresión:

k k 0e
Siendo:



E RT

k0= constante de velocidad a temperatura infinita, o factor de frecuencia. E=energía de activación. k=coeficiente de velocidad a la temperatura T.

1

Para relacionar esta expresión con el coeficiente de velocidad K a una temperatura dada T, aplicamos logaritmos neperianos a la ecuación (III), yllegamos a la expresión:

De donde a partir k3…correspondientes a las

ln k  ln k 0 

E 1 · RT

de

una

serie

de

datos

de

k 1,

k2,

temperaturas T1, T2, T3… y mediante la

representación de (ln k) frente a (1/T), podremos calcular la energía de activación E, correspondiente a la reacción planteada. La reacción elegida para la realización de esta práctica corresponde ala oxidación del IH mediante el H2O2, en medio ácido, que viene dada por la expresión:

H 2 O2  2 HI  I 2  2 H 2 O

(I)

Mediremos la velocidad de la reacción (I), calculando el tiempo que tarda en Estudio experimental de la influencia de la temperatura sobre el coeficiente cinético K | 19/10/2011 producirse el I2, realizando la valoración mediante tiosulfato sódico y utilizando almidóncomo indicador. Teniendo lugar:

I 2  2 S 2 O3

2

 S 4 O6

2

 2I 

(II)

NaI  H 2 SO4  HI  NaHSO4
Dado que la concentración de I2 en todo momento está relacionada con la de H2O2, si representamos todos los valores (H2O2) relacionados con (I2) en función del tiempo, podremos determinar si la reacción se ajusta a una cinética de primer o de segundo orden.

(III)

3.EQUIPO EXPERIMENTAL El equipo experimental necesario para la realización de esta práctica, consiste básicamente en un matraz Erlenmeyer de 1 litro donde se lleva a cabo la reacción. Éste se introduce en el interior de un baño termostático con agitación continua, lo que nos permite asegurar una temperatura uniforme durante el transcurso de la reacción. Y todo ello, se complementa con el equipo auxiliarnecesario de volumetría para el análisis de las diferentes concentraciones de H2O2 durante el transcurso del tiempo y del cronómetro para el seguimiento de la reacción.

2

4. PROCEDIMIENTO 1º) Se preparan las cuatro disoluciones y el almidón. 2º) Para temperatura ambiente se vierte, rápidamente, sobre el matraz Erlenmeyer la disolución de KI, la disolución de H2SO4, 3 cuentagotas de...