Un Experimento Simple De Cinética Química, No Terminado

Universidad de Chile
Facultad de Ciencias
Departamento de Química

Informe de laboratorio N°7:
“UN EXPERIMENTO SIMPLE DE CINÉTICA QUÍMICA”


Fecha: 1 de Junio, 2012

RESULTADOS

Se monta un sistema de dos tubos conectados en U, donde uno de ellos está unido mediante una manguera a un balón con solución de agua destilada y yoduro de potasio (KI) 0,1 M (ambientar a ~25°C). Al agregarperóxido de oxígeno al balón, se cronometra el volumen de agua en el tubo a medida que avanza 1 cm (hasta 10 cm).

Las soluciones utilizadas fueron:

Solución | KI (mL) | H2O (mL) | H2O2 (mL) |
1 | 10 | 15 | 5 |
2 | 10 | 10 | 10 |
3 | 20 | 5 | 5 |

Luego, los resultados obtenidos se indican a continuación:

Tabla I. Resultado de las mediciones de tiempo por centímetro de agua.| Tiempo (s) |
Altura (cm) | Solución 1 | Solución 2 | Solución 3 |
1 | 38 | 25 | 47 |
2 | 95 | 46 | 70 |
3 | 155 | 72 | 93 |
4 | 186 | 99 | 116 |
5 | 215 | 125 | 153 |
6 | 254 | 155 | 175 |
7 | 318 | 183 | 203 |
8 | 383 | 214 | 241 |
9 | 468 | 248 | 263 |
10 | 575 | 271 | 290 |

Diámetro del tubo: 1,6 cm

ANÁLISIS DE DATOS

La cantidad de KI en solución afectael tiempo que demora la reacción a estudiar en este trabajo práctico:
2H2O2 2H2O (l) + O2 (g) (1)

Considerando el diámetro del tubo, el volumen (cilíndrico) para 1 cm de altura es 2,01 cm3. Entonces podemos relacionar el volumen de oxígeno formado en por la reacción de descomposición del peróxido de oxígeno en función del tiempo, realizando el gráfico de la fig.1 (según los datos de latabla II).
Tabla II. Volumen de oxígeno formado por centímetro cúbico.

Altura (cm) | Volumen de O2 (ml) |
1 | 2,01 |
2 | 4,02 |
3 | 6,03 |
4 | 8,04 |
5 | 10,05 |
6 | 12,06 |
7 | 14,07 |
8 | 16,08 |
9 | 18,09 |
10 | 20,10 |
Graficamos:

Fig.1 Gráfico del volumen de oxígeno desprendido en la reacción en función del tiempo.
Solución 1, Solución 2 ySolución 3


Luego la pendiente de cada ecuación de la recta representa las velocidades de reacción en ml/s y considerando que 1 mol son 22,4 L para un gas ideal, obtenemos las velocidades en mol/s:

Solución 1: y = 0,03666x + 1,0956 R2 = 0,96711 Luego V = 1,637 x 10-6 mol/s
Solución 2: y = 0,07281x + 0,5319 R2 = 0,99718 Luego V = 3,250 x 10-6 mol/s
Solución 3: y = 0,07094x –0,59719 R2 = 0,99615 Luego V = 3,167 x 10-6 mol/s

Para la reacción estudiada en este trabajo práctico, la relación molar entre H2O2 y O2 es uno es a uno, ya que el H2O2se descompone la misma cantidad de sustancia que se forma O2. Por lo tanto, las velocidades iniciales mostradas a continuación corresponden también a los moles de H2O2 consumidos por segundo. Como le balón de vidriocontenía 30 mL de solución, es posible determinar la cantidad de peróxido de hidrógeno consumido por segundo en unidades de concentración, resultando:
Va=5,457x10-5M/s
Vb=1,083x10-4M/s
Vc=1,056x10-4M/s
Donde a corresponde a la solución 1, b a la solución 2 y c a la solución 3.

Se procedió a calcular los órdenes parciales respecto a cada compuesto utilizando la siguiente ecuación:

Donde mcorresponde al orden con respecto a la concentración A y n al orden con respecto a la concentración B, k es la constante de velocidad. La velocidad de la reacción, se adapta a este experimento y queda de la siguiente forma:

v=kKImH2O2n (1)

Las relaciones entre las concentraciones de KI y H2O2 en los experimentos se expresan la tabla III.



Tabla III: Relación de concentraciones deKI y H2O2 respecto a cada experimento en el tiempo cero.
Experimento | [KI] | [H2O2] |
a | X | Y |
b | X | 2Y |
c | 2X | Y |

Entonces, para determinar m, usaremos las leyes de velocidad a y c.
VaVc=kaKImH2O2nkC2∙KImH2O2n=12m
ln5,457x10-51,056x10-4=m∙ln0,5 → m=0,952
Para n tenemos:
VaVb=kaKImH2O2nkbKIm2∙H2O2n=12n
ln5,457x10-51,083x10-4=n∙ln0,5 →...