RESUMEN

El objetivo principal de esta práctica es realizar la descomposición del peróxido de hidrogeno utilizando un catalizador (FeCl3) y como consecuencia de la misma determinar la constante de velocidad, el orden de reacción y la energía de activación para cada una de las temperaturas 26.1ºC y 33.1ºC respectivamente, trabajando a condiciones de laboratorio las cuales fueron 756mmHg a una temperatura de 21ºC, humedad relativa 92%.

Para dicho objetivo se tiene coloca inicialmente en un tubo con un volumen de 1 mL de catalizador (FeCl3) y 8.7 mL de agua desionizada al reactor, esperando un lapso de tiempo hasta esperar que la temperatura permanezca constante en el reactor T=26.1ºC, en ese momento se agregan 0.3mL de peróxido de hidrogeno, el cual al descomponerse liberara oxigeno que es medido en la bureta por el desplazamiento de agua, el mismo procedimiento se repite para la temperatura de 33.1ºC; a partir de lo realizado anteriormente se determinan sendas graficas las cuales permitirán obtener el orden de reacción, utilizando el método integral y diferencial, las constantes de cada una de las temperaturas trabajadas, y por último la energía de activación que es dependiente de las constantes anteriormente mencionadas.

Los valores obtenidos para las constantes de velocidad a las temperaturas de 26.1 y 33.1ºC son K1=0,008 y K2=0,027 y el valor de la energía de activación es 3092,97 cal/mol .

TABLA DE CONTENIDO

Introducción…………………………………………………………………………………………………………………………..1

Principios teóricos………………………………………………………………………………………………………………….2

Detalles experimentales………………………………………………………………………………………………………..5

Tabulación de datos y resultados experimentales………………………………………………………………...6

Ejemplos de cálculos…………………………………………………………………………………………………………….7

Análisis y discusión de resultados………………………………………………………………………………………...10

Conclusiones y recomendaciones………………………………………………………………………………………….11

Bibliografía……………………………………………………………………………………………………………………………12

Apéndice……………………………………………………………………………………………………………………………….13

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INTRODUCCIÓN

El peróxido de hidrógeno (H2O2) es un líquido inestable que se descompone en oxígenoy agua con liberación de calor. Aunque no es inflamable, es un potente agente oxidanteque puede causar combustión espontánea cuando entra en contacto con materiaorgánica. Desde comienzos de los años 40, uno de los principales usos del peróxido dehidrógeno ha sido el blanqueo de pastas de celulosa, empleándose en tecnologías libresde cloro ECF (elemental chlorine free) y TCF (total chlorine-free).Este reactivo presenta como gran inconveniente su baja estabilidad. La velocidad dedescomposición del H2O2 aumenta con el pH del medio y con la temperatura deoperación además el H2O2 a la presencia de pequeñas trazas de iones metálicos, especialmenteCu+2, Mn+2, Fe+2 y Fe+3. Estos iones que se pueden encontrar en los reactivos químicos yen las pastas de celulosa, catalizan su descomposición.Un ejemplo de la descomposición catalítica del peróxido de hidrogeno con FeCl3, es el uso en la investigación criminal; en un determinado lugar donde se hayan las pruebas del crimen, tal como un campo remoto donde se ha abandonado un cuerpo para no ser encontrado. Donde el crimen. Cuando alguien comete un crimen violento, la sangre deja un rastro que es sumamente difícil de borrar. Las trazas de sangre, invisibles a simple vista, permanecen a pesar de los mejores esfuerzos del culpable para limpiar la escena. Los dos ingredientes necesarios para revelar esta prueba son poca luz y una solución de luminol.El luminol es un compuesto que desprende energía en forma de luz azul verdosa cuando se oxida en una reacción con peróxido e hidrogeno. La emisión de luz en una reacción química se denomina quimiluescencia. Durante la oxidación del luminol se producen moléculas energéticamente excitadas. El exceso de energía en las moléculas se desprende como un fotón en la región visible del espectro electromagnético.Cuando se combinan el luminol y el peróxido de hidrogeno, la velocidad de reacción es extremadamente lenta. Afortunadamente para los investigadores de escenas de crimen, la velocidad de reacción de oxidación del luminol aumenta con la presencia de hierro, que se encuentra en las moléculas de hemoglobina de la sangre.

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PRINCIPIOS TEÓRICOSCatálisis

Es un hecho bien conocido, que la velocidad de muchas reacciones cambia al introducir ciertas sustancias diferentes de los reactivos que aparecen en la ecuación estequiométrica del proceso. Así, una pizca de dióxido de manganeso provoca desprendimiento de oxigeno del clorato de potasio, los hidrocarburos no saturados se hidrogenan en presencia de níquel, el dióxido de azufre se oxida a trióxido en presencia de platino, y el iodo acelera la descomposición del oxido nitroso. En todos estos procesos, las sustancias añadidas permanecen sin alteración al final de la reacción y pueden usarse de nuevo otra vez. Cualquier sustancia que modifica la velocidad de una reacción química sin que ella misma sufra alteración se denomina catalizador, y al fenómeno en si se designa como catálisis.

El poder de un catalizador yace en su capacidad para cambiar la velocidad a la cual una reacción, determinando por las relaciones de energía libre tiene lugar. Una reacción es factible de realizar si su variación de energía libre es negativa. No obstante, aun en este caso, la velocidad de transformación es a veces tan lenta que parece como si los reactivos fuesen inertes.

En tales casos, el fin del catalizador es acelerar la reacción y permitir una aproximación más rápida del equilibrio. Desde el punto de vista termodinámico, por ese motivo, la catálisis no introduce ninguna complicación en las relaciones energéticas del sistema .La energía libre, el calor de reacción siguen siendo iguales tanto en el caso de que aquella proceda o sea acelerada por un catalizador.

Como un catalizador no cambia el valor ∆ F0 de una reacción, tampoco modifica la constante de equilibrio. Por lo tanto, si se altera la reacción directa debe alterarse también la de sentido contrario. Con otras palabras, un catalizador debe acelerar tanto las reacciones en un sentido como en el opuesto. La experiencia demuestra que así sucede. En ocasiones parece que el catalizador modifica la constante de equilibrio, pero entonces un estudio del problema revela que o bien participa el catalizador activamente como un reactivo, o existe alguna complicación no prevista.

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La actividad de un catalizador se incrementa generalmente con la concentración, aunque esto no es invariablemente cierto. Además, la concentración del catalizador aparece en la ecuación de la velocidad, lo que sugiere que aquel que participa como un reactivo pero que se regenera al finalizar la secuencia de las etapas de reacción. Sin embargo, esta función no constituye su único efecto, sino que usualmente conduce a un decrecimiento de la energía de activación; y este descenso de la barrera de energía entre reactivos y productos y productos ocasiona una reacciona de la velocidad más elevada.

La catálisis puede ser homogénea o heterogénea, según que el catalizador forme una sola fase con los reactivos o constituya una fase separada.

Catálisis homogénea

Las reacciones homogéneas catalizadas en solución son muy comunes .De particular interés son las catalizadas por los iones hidrogeno y oxidrilo, y por loa ácidos y bases en el sentido más amplio. Las reacciones catalizadas por los iones hidrogeno solamente se dice que lo están específicamente por este ion. En estos casos, la velocidad es proporcional a la concentración del sustrato, es decir, la molécula o ion reaccionante y además a la concentración de los iones hidrogeno que catalizan. En reacciones específicamente catalizadas por el ion oxhidrilo, la velocidad es proporcional a la concentración del sustrato y a los iones oxhidrilo.

Características de la catálisis homogénea

Podemos tener una idea de la manera de actuar de la catálisis homogénea si analizamos la cinética de la reacción de descomposición del peróxido de hidrogeno catalizada por bromuro:

2H 2O2 (aq )→H 2O(l)+O2(g )

Se cree que la reacción procede a través del siguiente pseudoequilibrio:

H 3O+¿+H 2O2→H 3O2

+¿+H 2OK=¿¿¿ ¿

H 3O2+¿+Br−¿→HOBr +H 2Ov=k¿¿ ¿

HOBr+H 2O2→H 3O+¿+O2+Br

−¿……….(rápido) ¿¿

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Donde establecemos la actividad del H2O en equilibrio constante igual a 1 y asumimos que la propiedades termodinámicas de las otras sustancias son ideales. La segunda etapa determinante de la velocidad. Por lo tanto podemos obtener la ley de la velocidad de la reacción total fijando la velocidad total igual a la velocidad de la segunda e

tapa y utilizando a la constante de equilibrio para expresar la concentración de H 3O2+¿¿en

términos de los reactivos. El resultado es:

d [O2 ]dt

=k [H2O2 ]¿

Con kef De acuerdo con la dependencia observada de la velocidad sobre la concentración de ¿ Y del pH de la solución. La energía de activación observada es la de la constante de velocidad efectiva kK

En la catálisis acida, la etapa crucial es la transferencia de un protón al sustrato:

X+HA→HX+¿+A−¿……………….HX+¿→Productos¿¿ ¿

Energía de activación

En las reacciones que comprenden dos o más moléculas es lógico suponer que antes de que proceda, sus moléculas deben estar en contacto, o con otras palabras, deben chocar entre sí. Si el choque es causa suficiente para que se produzca la reacción, la velocidad de reacción debería ser igual a la de choque. Sin embrago, cuando el numero de moléculas que reacciona en un proceso de gases como el que se obtiene a partir de las constantes de velocidad observadas, se compara con el calculado a partir de la teoría cinética, se observa que este ultimo valor sobrepasa al de las moléculas que llevan a cabo la transformación en un múltiplo elevado de la potencia diez. Esta discrepancia se explica solo con la suposición de que las moléculas deben poseer una configuración especial para que reaccionen, o bien necesitan encontrarse en un estado de energía muy elevado, ambos a la vez. Aunque la configuración desempeña un papel importante en algunos casos, el término Eade la ecuación de Arrhenius y otras consideraciones favorecen definitivamente el estado de energía excepcional como requisito básico de la reacción; es decir, las moléculas deben activarse antes de que puedan reaccionar por colisión.

Según el concepto de activación, los reactivos no pasan directamente a productos, sino que el primero adquieren energía suficiente para sobrepasar una barrera de energía de activación.

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Las ideas involucradas se hacen más claras con la ayuda de la figura 1.En esta, A representa la energía promedio de los reactivos, C la de los productos, y B la mínima que los reactivos deben alcanzar para que reaccionen. Las moléculas en B se encuentran activadas o en estado activado. Como deben encontrarse en este estado antes de que la reacción pueda proceder, su camino es ABC. En otras palabras, las moléculas tienen que saltar la barrera de energía antes de que puedan rodar por la colina y formar productos.

L a energía que adsorben los reactivos de a para quedar activados y reaccionar es la de activación Ea1, del proceso A→C

Esta energía es Ea1=EB−EA , es decir, la diferencia de energía entre el estado activado y el

correspondiente a la energía de activación Ea2 del proceso contrario, C→A , es igual que

Ea2=EB−EC En consecuencia la diferencia ∆ E, entre Ea1y Ea2 es igual que

∆ E=Ea1−Ea2

¿ (EB−E A )−(EB−EC )

¿ EC−EA

Pero ∆ E es la diferencia de energía entre los productos y reactivos, o el calor de reacción s volumen constante .Esto significa que procediendo del estado activado a los productos, las moléculas dan no solo la energía adsorbida por activación desde A a ∆ E, sino también ,la que corresponde a la diferencia de niveles energéticos de C y A. De aquí se concluye que el concepto de energía de activación no modifica las reacciones termodinámicas entre las energías de los productos y reactivos. Todo lo que se hace es introducir dos cantidades térmicas cuya diferencia da siempre el calor de reacción.

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DETALLES EXPERIMENTALESMateriales

Equipo instalado tal como se muestra en la figura Nº , pipetas de 10 y 1 mL, vasos, bagueta.

Reactivos

Solución de 0.05M de FeCl3, H2O2 al 1% en volumen

PROCEDIMIENTO

En un termostato se coloca en conjunto 1mL de FeCl3 y 8.7 mL de H2O ,el cual se estabiliza hasta encontrarse a una temperatura constante 26.1ºC ( temperatura de reacción), después de transcurrir 10 minutos , se agregan 0.3 mL de H2O2 al sistema, siendo el volumen final del mismo 10 mL, en ese mismo instante y durante 30 segundos se abre los tubos o conexiones que se encuentran en la parte superior de la bureta con la finalidad de eliminar el aire, transcurrido el tiempo , se procede a nivelar el agua que se encuentra en la bureta y en la pera, con la finalidad de medir el volumen del oxigeno que desplaza el agua de la bureta y el tiempo que se produce que cada minuto; estas mediciones se realizan 15 veces y el tiempo con que se mide el volumen aumenta cuando ya no se observe mucha variación del volumen desplazado de agua, el mismo procedimiento se realiza a la T=33.1ºC

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TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES

TABLA Nº1: Condiciones de laboratorio y datos obtenidos experimentalmente

TEMPERATURA(℃) P. ATMÓSFERICA (mmHg)

%H . R

23.5 756 92V SISTEMA=10mL

V FeC l3(mL) V H 2O

(mL) V H 2O 2(mL)

1 8.7 0.3T .de reacción=26.1℃ T .de reacción=33.1℃

t(min)

V(mL)

(V ∞−V t )(mL)

ln (V ∞−V t ) (V ∞−V t )−1 t

(min)V

(mL)(V ∞−V t )

(mL)ln (V ∞−V t ) (V ∞−V t )

−1

1 9.7 23.7 3.1655 0.0422 0.5 9.1 24.5 3.1987 0.04082 13.1 20.3 3.0106 0.0493 1 14.7 18.9 2.9392 0.05293 18.0 15.3 2.7278 0.0654 2 19.3 14.3 2.6602 0.06994 21.6 11.8 2.4681 0.0847 3 23.4 10.2 2.3224 0.09805 23.4 10.0 2.3026 0.1000 4 25.3 8.3 2.1162 0.12056 24.6 8.8 2.1748 0.1136 5 26.9 6.7 1.9021 0.14927 25.7 7.7 2.0412 0.1299 6 27.4 6.2 1.8245 0.16139 26.8 6.6 1.8871 0.1515 8 29.6 5.0 1.6094 0.2000

11 27.4 6.0 1.7918 0.1667 10 30.0 4.0 1.3863 0.250013 28.0 5.4 1.6864 0.1852 12 30.1 3.6 1.2809 0.277815 28.6 4.8 1.5686 0.2083 14 30.1 3.5 1.2528 0.285717 29.2 4.2 1.4351 0.2381 17 30.3 3.3 1.1939 0.303020 29.5 3.9 1.3609 0.2564 20 30.5 3.1 1.1314 0.322623 29.8 3.6 1.2809 0.2778 23 30.6 3.0 1.0986 0.333326 30.0 3.4 1.2238 0.2940 26 30.7 2.9 1.0647 0.3448∞ 33.4 ∞ 33.6

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TablaNº2 (Datos utilizados en la gráfica 1.2 y 2.2)

T(ºC) = 26,1 T(ºC) = 33,1Vrxn V∞ -

VtLn(Vrxn) Ln(V∞ - Vt) Vrxn V∞ -

VtLn(Vrxn) Ln(V∞ - Vt)

5,5385 20,3 1,711724

3,01062089 5,5714

18,9 1,71764637 2,93916192

4,3846 15,4 1,478098

2,73436751 4,9211

14,3 1,59353208 2,66025954

1,4615 10 0,379463

2,30258509 3,0714

10,2 1,12213348 2,32238772

0,35 6 -1,04982 1,79175947 0,65 6,2 -0,43078292 1,824549290,3 4,8 -1,20397 1,56861592 0,4 4 -0,91629073 1,38629436

TablaNº3 (Resultados)

T(K) K(min-1)

n Ea (cal/mol)

299,25 K1=0,008

2 3092,97

306,25 K2=0,027

2

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EJEMPLOS DE CÁLCULOS

a. Grafique (V ∞−V t ) vsTiempo (minutos), para cada temperatura.

Para T=26.1℃V=33.4 ml

Se resta (V ∞−V t ) para cada intervalo de tiempo.

Para 2minutos:[P ] t=(V ∞−V t )=33.4mL−9.7mL=23.7mL

De la misma manera para todos los intervalos de tiempo tanto para la temperatura de 26.1℃ y 33.1℃.Las gráficas Nº 1 y 2 los representan respectivamente. Los datos obtenidos se encuentran en la tabla Nº 1

b. Grafique el logaritmo de la velocidad de la reacción para diferentes intervalos de tiempo en función del ln(V - Vt) y halle el orden de la reacción.

Para la velocidad de reacción se tomó 5 puntos tangentes a las curvas de las gráficas 1.1y 2.1. (método diferencial)

Para 36.1°C, se graficó el ln ( pendiente ) para los diferentes puntos, en función de ln (V ∞−Vt ). Ver gráfica número 1.2y cuya pendiente nos da la información del orden de reacción que es de 2.2≅ 2, segundo orden.Del mismo modo para la temperatura de 33.1°C.ver gráfica Nº2.2.

c. Grafique elln (V ∞−V t )vsTEsta gráfica resulta ser una curva, que comprueba que la reacción no es de orden 1. Para ambas temperaturas, ver gráfico Nº 3 y 4.

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d. Halle la energía de activación de la reacciónPara este caso, una vez halladas las contantes de velocidad a ambas temperaturas, se puede calcular la energía de activación usando la siguiente relación:

ln (K 2

K1)=Ea

R (T2−T 1T 2×T1 )

Dónde:K2 y K1: constantes de velocidad a temperaturas absolutas T1 y T2.

R: constante universal de los gases su valor es 1.987 cal/mol k.Ea: Energía de activación.

Reemplazando datos:

ln ¿

Ea=3092,97 calmol

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ANÁLISIS DE RESULTADOS

Analizando las graficas realizadas, se concluye que para la temperatura de 26.1ºC el orden de la reacción es dos (Gráfica 1/(Vinf-V) Vs. t(m)) , además realizando la gráfica por el método diferencial (utilizando tangentes) el valor del orden de la reacción es el mismo comprobando así que el resultado obtenido es el correcto), mientras que a la temperatura de 33.1ºC ol orden de la reacción es igualmente 2, esto se comprueba tanto por la grafica Nº por el método diferencial(utilizando tangentes) tanto como utilizando el método integral. Por otro lado las constantes obtenidas son K1=0,008 y K2=0,027 y el valor de la energía de activación es 3092,97 cal/mol

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CONCLUSIONES

El orden de la reacción (catálisis de peróxido de hidrogeno en este caso) es dependiente de el volumen utilizado de peróxido de hidrogeno.

Un aumento de temperatura no genera un mayor volumen de oxigeno desprendido en la reacción, pero si provoca un mayor de la velocidad de reacción, ya que existe mayor colisión entre las moléculas reaccionantes para formar los productos.

La reacción de descomposición catalítica del peróxido de hidrogeno es de orden dos utilizando el método diferencial para dicha determinación.

Las constantes de velocidad varían de manera directamente proporcional con la temperatura, asu vez estas permiten determinar la energía de activación utilizando la ecuación de Arrhenius, concluyendo si la barrera de energía de activación es grande o mínima.

La presencia de un catalizador en este caso el FeCl3 acelera la reacción de descomposición del peróxido de hidrogeno.

RECOMENDACIONES

Las mediciones de los tiempos deben ser tomadas en lapsos apropiados que permitan

Se debe verificar que no exista ninguna fuga en los tubos de jebe, así se evitara

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BIBLIOGRAFíA

Lidiette Fonseca Gonzales, Lorena Berrocal Barrantes , Cinética Química Aplicada a Los Procesos de Descomposición de Los Fármacos, Editorial de la Universidad de Costa Rica

Fundamentos de fisicoquímica Maron y Prutton, Editorial Limusa, páginas 580-581-595 José Vicente Morales Ortiz, José Antonio Sánchez Manzanares; Física Y Química Vol. III ,

Editorial Mad, pág. 345 http://es.wikipedia.org/wiki/Autocat%C3%A1lisis (Vista 14/11/2014) J.M.Costa Diccionario de química física

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APÉNDICE

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CUESTIONARIO

1.- De varios ejemplos de procesos catalíticos, homogéneos y heterogéneos que se llevan a cabo en estado líquido y gaseoso.

La síntesis de amoniaco es un ejemplo de catálisis heterogénea:

3H2(g) + N2(g) ↔ 2NH3(g) – catalizada por Fe(s).

El uso de Níquel en la hidrogenación de aceites vegetales para producir margarina. Las grasas insaturadas presentes en los aceites vegetales se convierten grasas saturadas por adición de hidrógeno. Esto a su vez rompe los dobles enlaces carbono-carbono.Para que esta reacción sea catalizada eficazmente el níquel debe presentar una gran área superficial por lo que debe estar finamente dividido.

-CH=CH- + H2 → -CH2-CH2-

Otro ejemplo es la reducción de los nitrilos por ejemplo en una síntesis de feniletilamina con Níquel Raney y amoníaco:2

El craqueo, la isomerización y el reformado catalítico de hidrocarburos para formar las adecuadas y útiles mezclas de petróleo.

Normalmente los catalizadores homogéneos están disueltos en un disolvente con los sustratos. Un ejemplo de catálisis homogénea implica la influencia de H+ en la esterificación de los ésteres, por ejemplo, acetato de metilo a partir del ácido acético y el metanol.9 Para los químicos inorgánicos, la catálisis homogénea es a menudo sinónimo de catalizadores organometálicos.10

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2.-Describa el mecanismo probable de la catálisis acido- base

Muchas reacciones homogéneas en disolución son catalizadas por ácidos y bases.

La hidrólisis de un éster es un ejemplo bien conocido de reacción que es catalizada tanto por los ácidos como por las bases. La mutarrotación de la glucosa es un ejemplo de reacción catalizada por ácidos, bases y disolventes.

Considérese un sustrato S que experimenta una reacción elemental con un acido, una base o con ambos. La definición de Lowry-Bronsted de ácidos y bases establece un acido como una sustancia que cede un protón

HA+H 2O→H 3O+¿+A−¿¿ ¿

Y una base como una sustancia que acepta un protón

A−¿+H 2O→HA+OH−¿¿ ¿

La velocidad de una reacción catalizada viene dada por

v=k cat [S ]

k cat=k0+kH +¿ ¿¿

Donde k cat es el coeficiente de velocidad para la reacción no catalizada, y kH +¿ y kOH −¿¿¿ son las

constantes de velocidad catalíticas para las especies indicadas.

Se han observado dos tipos de catálisis acido-base: catálisis acido-base especifica y catálisis general acido-base.

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3.-Explique el proceso de autocatálisis.

Capacidad de ciertas especies químicas para favorecer con su presencia la velocidad de su formación en una secuencia de reacciones químicas. Por ejemplo, la reacción

A+nB→ (n+1 ) B

Representa un caso particular de los procesos de realimentación. Ver reacción autocatalítica, reacción oscilante.

La autocatálisis es el proceso mediante el cual un compuesto químico induce y controla una reacción química sobre sí mismo. Los compuestos autocatalíticos no son catalizadores en sentido estricto ya que su estructura química resulta alterada durante el proceso. No obstante el compuesto no se destruye pudiendo mantener sus propiedades autocatalíticas.

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GRÁFICASGráfico N°1(Tiempo Vs V∞ - Vt para la temperatura de trabajo de 26.1°C)

Gráfico N°2 Tiempo Vs V∞ - Vt para la temperatura de trabajo de 33.1°C)

Gráfico N°3 (Tiempo Vs Ln(V∞ - Vt) para la temperatura de trabajo de 26.1°C)

Página 6

0 2 4 6 8 10 12 14 16 180.0

5.0

10.0

15.0

20.0

25.0

Nº1: Tiempo Vs V∞ - Vt

tiempo (min)

V∞ -

Vt (m

L)

0 2 4 6 8 10 12 140.0

5.0

10.0

15.0

20.0

25.0

30.0

Nº2: Tiempo Vs. V∞ - Vt

tiempo (min)

V∞ -

Vt (m

L)

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Gráfico N°4Tiempo Vs Ln(V∞ - Vt) para la temperatura de trabajo de 33.1°C)

0 2 4 6 8 10 12 140

0.5

1

1.5

2

2.5

3

3.5

Nº4: tiempo Vs. Ln(V∞ - Vt)

tiempo(min)

Ln(V

∞ -

Vt)

Gráfico N°5 (Tiempo Vs 1/(V∞ - Vt) para la temperatura de trabajo de 26.1°C)

Página 7

0 2 4 6 8 10 12 14 16 180

0.5

1

1.5

2

2.5

3

3.5

Nº3: Tiempo Vs. Ln(V∞ - Vt)

tiempo (min)

Ln(V

∞ -

Vt)

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Gráfico N°6 Tiempo Vs 1/(V∞ - Vt) para la temperatura de trabajo de 33.1°C

Gráfico N°1.1 (V rxn halladas por el método diferencial para la temperatura de trabajo de 26.1°C)

Página 8

0 2 4 6 8 10 12 14 16 180

0.05

0.1

0.15

0.2

0.25

f(x) = 0.0119984048869147 x + 0.034882201503065

Nº5: Tiempo Vs. 1/V∞ - Vt

tiempo (min)

T1/V

∞ -

Vt

0 2 4 6 8 10 12 140

0.05

0.1

0.15

0.2

0.25

0.3

f(x) = 0.0210482790781801 x + 0.0336513051943284

Nº6 Tiempo Vs. 1/V∞ - Vt

tiempo(min)

1/V∞

- Vt

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Gráfico N°1.2 (Ln(V∞ - Vt) Vs. Ln(Vrxn) para la temperatura de trabajo de 26.1°C)

Gráfico N°2.1 (Vrxn halladas por el método diferencial para la temperatura de trabajo de 33.1°C)

Página 9

0 5 10 15 20 25 300.0

5.0

10.0

15.0

20.0

25.0

f(x) = − 0.3 x + 9.16666666666667

f(x) = − 5.53846153846154 x + 30.9641025641026

f(x) = − 0.35 x + 9.81666666666667

f(x) = − 1.46153846153846 x + 17.4615384615385

f(x) = − 4.38461538461538 x + 28.3923076923077

tiempo(min)

V∞ -

Vt

1.4 1.6 1.8 2 2.2 2.4 2.6 2.8 3 3.2

-1.5

-1

-0.5

0

0.5

1

1.5

2f(x) = 2.22040938252031 x − 4.80296524687743

Ln(V∞ - Vt) Vs. Ln(Vrxn)

Ln(V∞ - Vt)

Ln(V

rxn)

0 5 10 15 20 25 300.0

5.0

10.0

15.0

20.0

25.0

30.0

f(x) = − 0.4 x + 8.06666666666667

f(x) = − 4.92105263157895 x + 23.9447368421053

f(x) = − 0.65 x + 10.0666666666667

f(x) = − 3.07142857142857 x + 19.2428571428571

f(x) = − 5.57142857142857 x + 24

tiempo(min)

V∞ -

Vt

UNMSM-FQIQ Práctica 16 : ``Descomposición Catalítica del H2O2´´

Gráfico N°2.2 (LnV∞ - Vt Vs. Ln(Vrxn) para la temperatura de trabajo

Página 10

1.2 1.4 1.6 1.8 2 2.2 2.4 2.6 2.8 3 3.2

-1.5

-1

-0.5

0

0.5

1

1.5

2f(x) = 1.88578150104198 x − 3.58150249645074

Ln(V∞ - Vt) Vs. Ln(Vrxn)

Ln(V∞ - Vt )

LnVr

xn