UNIVERSIDAD AUTÓNOMA METROPOLITANAAZCAPOTZALCO

LABORATORIO CINÉTICA Y CATÁLISIS

PRÁCTICA 4OBTENCIÓN DE LOS PARÁMETROS TERMODINÁMICOS DEL ESTADO

DE TRANSICIÓN DE LA REACCIÓN DEL YODURO I– CON EL PERSULFATO S2O8

2–DETERMINACIÓN DE HUMEDAD Y CENIZAS

PROFESOR: JORGE FLORES

AYUDANTE: Penélope Gisel Olvera Otal

INTEGRANTES:

MORENO DURÁN WALDO GREGORIO

DELGADILLO HERNÁNDEZ LUIS ANGEL

HERNÁNDEZ GRAJEDA MARÍA TERESA

MEDINA DÍAZ JOSÉ CRHISTIAN

EQUIPO #4

-0.05

OBTENCIÓN DE LOS PARÁMETROS TERMODINÁMICOS DEL ESTADO DE TRANSICIÓN DE LA REACCIÓN DEL YODURO I– CON EL

PERSULFATO S2O82–

Introducción

La Cinética Química estudia la velocidad de las reacciones químicas. Ésta depende de diferentes factores entre los cuales se encuentra la temperatura (T). Muy frecuentemente, la velocidad de las reacciones químicas se puede expresar a través de una ecuación cinética similar a:

v = k [A]n

Ecuación 1. Ecuación cinética

Donde k es la constante cinética, A es el reactivo y n es el orden de reacción. Ni la concentración de reactivo ni el orden de reacción dependen de la temperatura, por lo tanto concluimos que si la velocidad de reacción depende de la temperatura es porque la constante cinética k depende de la temperatura.

Para muchas reacciones, esta dependencia de k respecto de la temperatura se puede expresar según una ecuación empírica, la ecuación de Arrhenius.

Ecuación 2. Ecuación de Arrhenius

Según esta ecuación, k aumenta de modo exponencial cuando aumenta la temperatura. En ella aparecen dos parámetros:

La energía de activación (Ea) está relacionada con la barrera de energía que deben superar los reactivos para transformarse en productos, por lo que un valor elevado de la misma provoca un valor reducido de k y por lo tanto de v. Sus dimensiones son de energía por cada mol.

El factor preexponencial o factor de frecuencia (A) tiene las mismas unidades que k.

El modo más cómodo de trabajar con la ecuación de Arrhenius es transformarla en su forma linealizada. Si se aplican logaritmos neperianos a ambos lados de la igualdad, se obtiene:

Ecuación 3. Ecuación de Arrhenius linealizada

Ésta es la ecuación de una línea recta, donde Y es ln k, X es 1/T, la ordenada en el origen es ln A y la pendiente es –Ea/R. En la figura 1 se muestra una

representación de dicha línea recta.

Por lo tanto, a partir de una tabla de valores de k frente a T será sencillo obtener el valor de Ea. Simplemente habrá que añadir dos columnas a la tabla de lnk y 1/T,

Objetivo general

Obtener los parámetros termodinámicos de activación del estado de transición de la reacción de la práctica número 2

Objetivos específicos

Describir la Ecuación de Arrhenius, que relaciona la dependencia de la constante de velocidad con la temperatura

Definir el factor de frecuencia de colisiones de Arrhenius Describir la Ecuación de Eyring, como una alternativa de la ecuación de Arrhenius Definir el estado de Transición Obtener:

a. de la ecuación de Arrhenius, la energía de activación Ea y el factor de frecuencia A de la reacción entre el yoduro y el persulfato (práctica número 2)

b. la entalpía de activación H ‡

a partir de la energía de activación c. la Energía de Gibbs de activación G

‡ de la ecuación de Eyring

d. la constante de equilibrio de activación K ‡ de la relación entre ésta y la energía de Gibbse.

la entropía de activación S ‡

de la relación G ‡

= H ‡

– T S ‡

Desarrollo experimental

Realizar nuevamente la práctica No. 2, a temperaturas diferentes de las que ya se hayan realizado.

Registrar en la siguiente Tabla 4.1 los datos de la reacción entre el yoduro y el persulfato a temperatura ambiente, a temperatura de un baño de hielo - agua y alguna otra temperatura, de la cinética de la práctica número 2

Cálculosa) Obtener la Energía de Activación Ea, de la ecuación de Arrhenius por cualquiera de

los siguientes métodos:a.2) a varias temperaturas, a partir de la pendiente de la regresión lineal ln k contra 1/ T

Con los valores obtenidos de tiempo y temperatura determinamos lo siguiente:

T(°C) T (K) t(min) t(seg) 1/T ln t (negativo)9 282.15 04:34 274 0.003544214 -5.613128106

14 287.15 02:49 169 0.0034825 -5.12989871519 292.15 02:04 124 0.003422899 -4.82028156624 297.15 01:19 79 0.003365304 -4.36944785229 302.15 00:50 50 0.003309614 -3.91202300534 307.15 00:35 35 0.003255738 -3.55534806139 312.15 00:28 28 0.003203588 -3.33220451

Graficamos 1/T vs ln t

0.0031 0.0032 0.0033 0.0034 0.0035 0.0036

-6

-5

-4

-3

-2

-1

0

f(x) = − 6866.18654564765 x + 18.7426910591578R² = 0.995353082656459

1/T

-ln t

ln𝐴− 𝐸𝑎𝑅𝑇= ln ∆[𝑆2𝑂3]∆𝑡ሾ𝐾𝐼ሿ01ሾ𝑆2𝑂8ሿ01

La ecución de larecta obtenida , nos permite ver que la pendiente=−Ea

R

ln A−Ea

RT=ln

∆[ S2 O3]

∆ t [ KI ]01 [S2O8 ]0

1

−Ea

R=−6866.2

Despejamos la energía de activación −Ea=R (−6866.2 )

Ea=8.314 (6866.2)

Ea=57085.5868J

mol=57.0855868

KJmol

b) Calcular el Factor de Frecuencia A de la ecuación de Arrhenius por cualquiera de los siguientes métodosb.2) a varias temperaturas, a partir de la ordenada en el origen de la regresión lineal ln k contra 1/ T

ln A−Ea

RT=ln

∆[ S2 O3]

∆ t [ KI ]01 [S2O8 ]0

1

[ KI ]01=molaridad del ioduro∗volumenempleado

volumende la solucion=0.21978

[ S2 O8 ]0=molaridad del sulfato∗volumen empleado

volumen de la solucion=.021978

b=ln A+ ln∆[S2O3]

∆ t [ KI ]01 [ S2 O8 ]0

1

b=ln A+ ln∆[S2O3]

∆ t [ KI ]01 [ S2 O8 ]0

1

A= eb

∆ [S2O3]

∆ t [ KI ]01 [S2O 8 ]0

1

A=7668474.35

c) Calcular la Energía de Gibbs de Activación G ‡, por cualquiera de los siguientes métodos a partir de la ecuación de Eyring c.3) a varias temperaturas a partir de la pendiente de la regresión lineal ln (k/ T) contra 1/ T

Determinamos por medio de la ecuación de Arrhenius el valor de k, en cada temperatura

k0.0002070280.0003162690.0004761950.0007071840.0010365610.0015005530.002146648

Después realizamos k/T, para después aplicar ln (k/T) y obtener la rectaT (K)2 k k/T ln k/T282.15 0.000207028 7.33753E-07 -11.2347215287.15 0.000316269 1.10141E-06 -10.8285492292.15 0.000476195 1.62997E-06 -10.4365778297.15 0.000707184 2.37989E-06 -10.0580855302.15 0.001036561 3.43062E-06 -9.69239818307.15 0.001500553 4.88541E-06 -9.33888612312.15 0.002146648 6.87698E-06 -8.99695989

Graficamos 1/T vs ln (k/T)

0.0031 0.0032 0.0033 0.0034 0.0035 0.0036

-12

-10

-8

-6

-4

-2

0

f(x) = − 6569.56915722005 x + 12.0499440914219R² = 0.999999566225501

1/T vs ln k/T

1/T

ln k

/T

Tenemos que

lnkT

= lnk B

h−∆ G

R∙

1T

y = b + m x

m=−∆ GR

De la grafica 1/T vs lnk/T tenemos que

Y=-6569.6x + 12.05

Así que

−6569.6=−∆ GR

−6569.6=−∆ G8.314

Despejamos ∆ G

∆ G=(6569.6 )(8.314)

∆ G=54619.6544

Determinamos la Energía libre de Gibbs, para comprobar que es la misma en todas las temperaturas

Finalmente de se obtienen todas las K’s de equilibrio:

T (K) Energía libre de Gibbs

282,15 -54619,6544287,15 -54619,6544292,15 -54619,6544297,15 -54619,6544302,15 -54619,6544307,15 -54619,6544312,15 -54619,6544

K=e−∆G

RT

d) Calcular la Entalpía H ‡, Entropía S ‡ y Constante de Equilibrio K ‡ a partir de las Ecuaciones 4.10, 4.12 y 4.14

4.10 ∆ H=Ea−RT

4.12 ∆ S=∆ H−∆ GT

ΔH ΔS K equilibrio54739.791

7387.59328

8 7.72427E-1154698.221

7380.69955

1 1.1586E-1054656.651

7 374.04178 1.7139E-1054615.081

7367.60806

4 2.50215E-1054573.511

7361.38727

8 3.60747E-1054531.941

7355.36902

5 5.13949E-1054490.371

7349.54357

2 7.23955E-10

Cuestionario

1. ¿Es la reacción entre el yoduro y el persulfato más rápida a mayor temperatura? Justificar la respuesta a través de la comparación de las constantes de velocidad a diferentes temperaturas.

Si, a mayor temperatura, va aumentando, de tal forma que la reacción es cada vez más veloz y por ende, el cambio es más rápido.

2. ¿El valor de G ‡ es variable con la temperatura? Justificar la respuesta.

No, porque G no depende de la temperatura, al ser un parámetro termodinámico, que sólo indica si la reacción es posible o imposible sin tomar en cuenta tiempo ni temperatura.

Conclusiones

Medina Díaz José Crhistian

En esta práctica se obtuvieron buenos resultados a la hora de la elaboración de cada reacción ya que esto está reflejado en nuestros resultados y cálculos ya que al calcular nuestra 𝐸𝐴 , esta se acerco al valor que el profesor nos dio para checar si estamos bien en nuestros resultados así como nuestra experimentación el valor que el profesor nos dijo que teníamos que aproximarnos fue de 𝐸𝐴≈54kJ/mol y el que nosotros obtuvimos fue de 57.08 KJ/mol ya que de esta se obtuvo la entalpia, también al hacer nuestra grafica k/T vs 1/T (por medio de la ecuación de Eyring y aplicándole logaritmos) está también se aproximo a una línea recta ya que de esta se obtuvo el valor de ∆G para poder obtener la entropía.

Luis Ángel Delgadillo Hernández

A partir de la ecuación de Arrhenius, la cual relaciona la constante de velocidad con la temperatura se logró obtener la energía de activación de la reacción que yoduro y persulafto, la cual es muy parecida al valor que se debía de obtener, a partir de este dato se obtuvo el factor de frecuencia de colisiones de Arrhenius, conociendo estos valores se calculo la constante de velocidad, la cual como se muestra en los resultados depende de la temperatura, igualmente la entalpia de activación. Mediante la ecuación de Eyring se obtuvo la energía libre de Gibbs con un número negativo el cual demuestra que la reacción si se puede llevar a cabo, por ultimo también se obtuvieron a partir de la energía libre de Gibbs la entropía y la constante de equilibrio.

Moreno Duran Waldo Gregorio

Cumplimos los objetivos que la práctica nos marcó, ya que se pueden constatar en los cálculos que realizamos en la misma. El profesor nos dió un valor experimental de 54 KJ/mol para la práctica, para lo cual, nosotros obtuvimos un valor de 57.08 KJ/mol, lo que indica que nuestra experimentación fue correcta. A lo siguiente, las demás tablas muestran que el procedimiento seguido fue el correcto, y los resultados lo constatan. Las gráficas mostradas hacen alusión al buen trabajo experimental.

Grajeda Hernández María Teresa

Se cumplió con el objetivo de esta práctica que fue obtener los parámetros termodinámicos de activación del estado de transición de la reacción, en este caso inicialmente con valores de temperatura y tiempo formamos una grafica (1/T vs. Ln t), que nos permitió linealizar y así obtener la Energía libre de Gibbs (valor de la pendiente de la recta) y de la misma forma obtener el valor de la constante de Arrhenius (ordenada de la recta), para posteriormente obtener la constante de velocidad “k”. Esta práctica se obtuvo un error un bajo, siendo de 5.8%, con respecto al valor de la Energía de activación teórica que debíamos obtener (54KJ/mol) y la nuestra fue muy cercana (57.08KJ/mol).

Bibliografía

“Cinética Química: ley de Arrhenius” (en línea) http://riunet.upv.es/bitstream/handle/10251/6753/Articulo%20docente%20Problema%20CQ%20Arrhenius.pdf