Qimica Fisica I

LABORATORI QUÍMICA FÍSICA I


Grup: C3

Facultat: Química
Curs: 2013-2014


Grau Química, Curs 2013-2014

1. Objectius i base teórica.…………………………………………..(pàgs 2-5)

2. Procediment experimental………………………………………(pàgs 5-8)
- Material.
- Dissolucions.
- Realització.
-Esquema procediment experimental.

3. Resultats experimentals: presentació de dades…….(pàgs 9-24)
- Tractament idisscusió dels resultats.
- Qüestios prèvies A
- Qëstions prèvies B
- Qüestions posteriors C

4. Conclusions……………………………………………………………….(pàg 25)

5. Bibliografia…………………………………………………………………(pàg 25)

Lab. Química Física I

1

Pérez Muñoz, Toñi

Grau Química, Curs 2013-2014

Objectius i base teórica.
1- Analitzar l’efecte de la temperatura sobre la velocitat de reacció.
En general, lavelocitat de quasi totes les reaccions quimiques augmenten amb la
temperatura (es duplica o triplica per cada 10°C d’augment).
2- Relacionar constants de velocitat (k)i temps parcials de reacció (tp).
La variació de k amb la temperatura podem definir-la mitjançant l’equació
d’Arrhenius.

k  A·e

Ea
RT

(1)

On A es el factor de freqüència constant per a una determinada reacció atemperatura
constant; Ea es la energía d’activació constant per a una determinada reacció a
temperatura constant; R es la constant dels gasos i T la temperatura en °K.
Temps parcials de reacció: es el temps necessari per a consumir una quantitat
determinada de reactiu. La seua relació ve donada per la següent equació:

k 1 tp1

k 2 tp2

(2)

Per tant, podem afirmar que les constants develocitat son inversament proporcionals
als temps parcials de reacció.
3- Determinar l’energia d’activació (Ea) de la reacció i la llei de velocitat de la reacció
d’oxidació de l’ió iodur.
Se pot fer de dues maneres diferents:
a) Mitjançant els temps parcials de reacció:
Coneixent els temps parcials de reacció podem coneixer el quocient entre les
constants de velocitat a partir de l’equació (2).Al coneixer aquest quocient, podem calcular Ea prenent logaritmes en l’equació (1) de
la següent forma:

lnk  lnA 

Ea
RT

Lab. Química Física I

(3)

ln

2

k2
Ea  1 1 
   
k1
R  T2 T1 



(4)

Pérez Muñoz, Toñi

Grau Química, Curs 2013-2014

Per a calcular els temps parcials de reacció:
La reacció triada es l’oxidació de l’ió iodur per l’aiguaoxigenada en medi àcid (H2SO4):

H2O2  2I  2H  I2  2H2O
H2O2  2KI  H2 SO 4  I2  2H2O  K2 SO 4

(5)

sent la equació develocitat :



 

v  k I H2O2  H
a

b

c

(6)

On k es la constant absolutade velocitat i a,b,c els ordres parcials respecte a [I -], [H2O2]
i [H+] respectivament.
Aquesta equació presenta una dificultats per a calcular els ordres parcials pera cada
reactiu. Per tant, per a simplificar l’equaciópodem fer que la concentració d’un dels
reactius romane constant durant la reacció.
Això es pot conseguir gràcies a com reacciona el iode generat a la reacció principal en
medi àcid amb una xicoteta quantitat de tiosulfat de sodi (Na2S2O3) afegit:

I2  2Na2 S2O3  Na2 S 4 O6  2NaI

(7)

Per a portar a terme aquesta reacció en mediàcid, afegirem àcid sulfúric (H 2SO4) per
tal de que a partir del iodur de sodi es genere HI:

2NaI  H2 SO 4  2HI  2NaHSO4

(8)

Aconseguim així que la concentració de medi àcid siga constant. La qual cosa
enspermet comprovar, que segons l’estequiometria de la reacció (5), els molsde iode
produïts son iguals als mols de peròxid d’hidrogen consumits.
I com hem dit anteriorment,almantindre constant la concentracio d’H + , podem
relacionar la quantitat de I2 que es generarà a partir de l’estequiometria de la reacció
(7) amb la quantitat de Na2S2O3 consumit.
Obtenint que per cada mol de iode a regenerar s’han de consumir 2 mols de tiosulfat
de sodi, o el que es el mateix, per cada mol de tiosulfat sòdic consumit han reaccionat
la meitat de mols de iode. I com els mols de...