Descomposicion Catalitica Del Peroxido De Hidrogeno

INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA EN LA DESCOMPOSICIÓN CATALÍTICA DEL PERÓXIDO DE HIDRÓGENO

1-OBJETIVO

Estudiar la influencia de la temperatura en la descomposición catalítica del Peróxido de hidrógeno y determinar su factor de frecuencia y su energía de activación

2-FUNDAMENTO
La experiencia muestra que, en general, la velocidad de las reacciones químicas aumenta con la temperatura. Parareacciones sencillas, la dependencia de la constante de velocidad, con la temperatura, viene dada por la ecuación de Arrhenius:

k = A. exp(-Ea/RT) (1)

donde la constante A se denomina factor de frecuencia y Ea es la energía de activación. Así, tomando logaritmos neperianos en la expresión anterior se obtiene

ln k = ln A - Ea/RT(2)

de donde puede deducirse que la representación gráfica de ln k frente a 1/T debe resultar en una línea recta de cuya pendiente se puede despejar el valor de la energía de activación, y cuya ordenada en el origen será ln A. Si sólo se dispusiera de dos valores de la constante de velocidad a dos temperaturas diferentes, la energía de activación puede obtenerse como:

Ea = R TA TB/(TB -TA) ln (kB /kA) (3)

En esta práctica estudiaremos la influencia de la temperatura en la descomposición catalítica del
Peróxido de hidrógeno y determinaremos su factor de frecuencia y su energía de activación. El Peróxido de hidrógeno se descompone según la ecuación química:

H2O2 → 2H2O+O2 (4)

y su ecuación de velocidad, enpresencia de FeCl3 que actúa como catalizador, viene dada por

v = - d [H2O2]/dt = k2 [ FeCl3 ] [ H2O2] (5)

en la que k2 es la constante de velocidad de segundo orden en la reacción catalizada por FeCl3. Dado que la concentración de catalizador permanece constante durante la reacción, podemos definir

k1 = k2 [ FeCl3] (6)

Con lo que la ecuación develocidad queda:

v = - d [H2O2 ]/dt = k1 [H2O2] (7)

Esta ecuación puede integrarse para dar:

ln[H2O2] = ln [H2O2]o –k1t (8)

en la que [H2O2 ]0 representa la concentración de agua oxigenada al inicio de la reacción, es decir, en el instante t=0. Midiendo la concentración de reactivo [H2O2] a diferentes tiempos de reacción y representando ln[H2O2] en función de t debe obtenerse una línea recta cuya pendiente sea la constante de velocidad aparente k1.
A partir de ella y de la concentración de catalizador se puede obtener el valor de la constante de velocidad verdadera de segundo orden, k2.

3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

3-a-. Materiales y productos

- Una bureta de 50 ml, con soporte y pinza
- Un frasco de 250 ml con tapón- Un matraz Erlenmeyer de 100 ml
- Dos vasos de precipitado de 100 ml
- Un matraz aforado de 1000 ml, dos de 250 ml y uno de 100 ml
- Pipetas de 5, 10 y 25 ml
- Reactivos: permanganato potásico, agua oxigenada, cloruro férrico, ácido clorhídrico y ácido sulfúrico.

3-b- Preparare las siguientes disoluciones:

a) 1000 ml de KMnO4 8x 10-3 M
b) 250 ml de H2O2 0.194 M
c) 100 ml de unadisolución de catalizador, que sea a la vez 0.06 M en FeCl3 y 0.4 M en HCl (precaución: añada el HCl concentrado (en la campana extractora) a la cantidad pesada de FeCl3 para evitar la precipitación de hidróxido férrico).
d) 250 ml de H2SO4 al 10 % en volumen.

3-c- Valoración de la disolución de H2O2.

Tome 4 ml de la disolución de H2O2, deposítelos en un matraz Erlenmeyer conteniendo 10 mL dela disolución de H2SO4 y valórelos añadiendo desde la bureta la disolución patrón de KMnO4. La aparición de un color rosa pálido correspondiente a un ligero exceso de KMnO4 indica el final de la valoración. Repita la valoración tres veces, no debiendo tener un error mayor de 0.2 ml entre valoraciones.

3-d- Seguimiento de la reacción

Dos procedimientos diferentes pueden utilizarse para la...