Practica de reactores

Estudio del efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción
Laboratorio de química física.
Roberto Tejero.
Objetivos:
1-Analizar el efecto de temperatura sobre la velocidad de reacción.
2-Calcular el cociente de las constantes de velocidad (k1/k2) a dos temperaturas diferentes, a partir de la media aritmética de los cocientes de tiempos parciales de reacción y a partir de estecociente calcular la energía de activación.
3-Calcular el orden de reacción respecto del agua oxigenada en la reacción:
H2O2 + 2 HI ! I2 + 2 H2O
Fundamentos teóricos:
La velocidad de la mayoría de reacciones es muy sensible a la temperatura, observándose experimentalmente que dicha velocidad aumenta con la temperatura. Esta dependencia se ve ligada a la constante de velocidad. Una de las ecuacionesmás representativas de la variación de dicha constante con la temperatura, es la ecuación cinética empírica de Arrhenius, formulada por él en 1889:
k = A e-Ea/RT
donde A es el factor de frecuencia " f(T), Ea la energía de activación, R la constante de los gases, T la temperatura y K la constante de velocidad.
Si se aplican logaritmos a la expresión anterior obtenemos:
log (k) = log (A) -(Ea/2.303 RT)
Si disponemos de valores de k a dos temperaturas distintas T1 y T2 podemos calcular el cociente k1/k2 y por tanto la energía de activación de la reacción, Ea:
log (k1/k2) = (Ea/2.303 R) (1/T2 - 1/T1)
como podemos ver en la ecuación anterior, si no se pueden calcular independientemente los valores absolutos de las constantes de velocidad, bastará con disponer del valor de la relaciónk1/k2 para poder deducir Ea.
En esta experiencia vamos a determinar el valor de la energía de activación de una reacción aprovechando el hecho de que, a dos temperaturas diferentes (T1,T2) y siempre y cuando las concentraciones iniciales de todos los reactivos sean las mismas, las constantes de velocidad serán inversamente proporcionales a los tiempos parciales de reacción tp1 y tp2:
k1/k2 =tp2/tp1
El tiempo parcial de reacción se define como el tiempo necesario para consumir una cantidad dada de reactivo, en unas condiciones iniciales fijas. Puesto que la ecuación integrada de velocidad se puede escribir siempre, en reacciones de mecanismo sencillo como:
f(c1, c2, …, co1, co2, …) = k1 t1
en la que ci, y coi son la concentración del reactivo i en el tiempo t y su concentracióninicial, respectivamente. La ecuación anterior es válida para cualquier temperatura, siempre que no haya cambios en el mecanismo y, por consiguiente, para otra temperatura T2:
f(c1, c2, …, co1, co2, …) = k2 t2
Por tanto k1 t1 = k2 t2 , en consecuencia si tenemos la relación de tiempos parciales a dos temperaturas distintas, para la misma reacción con unas condiciones iniciales semejantes, podremoscalcular la energía de activación, mediante el valor de k1/k2.
La reacción escogida es la oxidación del ácido iodhídrico por el agua oxigenada en medio ácido (sulfúrico):
H2O2 + 2 HI ! I2 + 2 H2O
En la experiencia que realizamos, esta reacción se produce en presencia de un exceso conocido de tiosulfato de sodio (Na2S2O3), que va reduciendo el yodo a medida que se va formando:
I2 + 2 Na2S2O3 !Na2S4O6 + 2 NaI
NaI + H2SO4 ! NaHSO4 + HI
medio ácido
El I2 producido es igual al H2O2 consumido. Este yodo reacciona inmediatamente con tiosulfato de sodio. El HI consumido se regenera, por eso suponemos que la concentración de HI es constante a lo largo de la reacción.
La ley de velocidad se puede expresar como:
v = k [HI]a [H2O2]b
en la que a y b son los órdenes parciales de reacciónrespecto de HI y de H2O2, respectivamente. Dado que la [HI] es constante se obtiene:
v = k [H2O2]b
siendo k = k [HI]a.
Como tiempo de vida parcial tomaremos el tiempo necesario para consumir una cantidad determinada (3mL) de tiosulfato, añadida a la reacción, o lo que es lo mismo, el tiempo necesario para producir una misma cantidad de yodo o consumir la misma cantidad de agua oxigenada.
La...