“UNIVERSIDAD NACIONAL SAN CRISTOBAL DE HUAMANGA”

“FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA Y METALURGIA”

“ESCUELA DE FORMACION PROFESIONAL DE INGENIERIA AGROINDUSTRIAL”

VELOCIDAD DE REACCION DEL S2O8= CON EL I -

A DIFERENTES TEMPERATURAS

PRÁCTICA Nº: 09

CURSO: FISICOQUÍMICA QU – 242

PROFESOR:

ALUMNOS: QUISPE BAUTISTA WILMER

DIA DE PRÁCTICA: JUEVES

HORA DE PRÁCTICA: 2.00 - 5.00 p.m.

AYACUCHO – PERÚ2008

VELOCIDAD DE REACCION DEL S2O8= CON EL I- A DIFERENTES

TEMPERATURAS

I.OBJETIVOS:

- Determinación de orden de reacción con respecto al S2O8= y con respecto al I- .

Luego determinar el orden total de la reacción. - Calcular gráficamente y analíticamente la constante de velocidad (k2) para la

reacción de segundo orden a cada temperatura.- Determinar la energía de activación (Ea) de una reacción de segundo orden.

II. FUNDAMENTO TEORICO:

Velocidad de reacción de segundo orden: Pueden considerarse de manera similar que una reacción de primer orden. En este caso hay dos posibilidades; la velocidad puede ser proporcional al producto de las concentraciones iguales o al producto de las concentraciones distintas. El primer caso ocurre cuando participa un solo reactivo, como ocurre en el proceso:

2A Productos ……………….………….. (1)

También se observa entre dos sustancias distintas:

A + B Productos ……..……….………….. (2)

CASO I:La ecuación de velocidad se puede expresar como:

dx / dt = K2 (a – x )2 …….…………………….(3)

Donde:

a: Es la cantidad inicial de A.

x: Es la cantidad de A que ha reaccionado en el tiempo t.

Integrando la ecuación (3) y con los límites x = 0 cuando t = 0, se tiene:

x / [a(a – x)] = K2 t …………………………. (4)

La ecuación (4) se puede escribir de dos formas siguientes:

x / (a – x) = aK2 t …………………………. (5)

1 / (a – x) = K2 t + 1/a …………………………. (6)

Las ecuaciones (4), (5) y (6) se pueden probar simultáneamente o por separados por el método gráfico, que permite obtener la constante de velocidad K2. En la figura Nº 01 se muestran tres graficas de este tipo.

Figura Nº 01. Gráfica de las ecuaciones (4), (5) y (6) para una reacción de segundo orden:

(a) x / [a(a – x)] vs t,

(b) x / (a – x) vs t, (c) 1 / (a – x) vs t

y determinación grafica de K2

CASO II:Cuando la velocidad es proporcional a las concentraciones de dos reactivos diferentes y estas concentraciones no son iguales inicialmente, de acuerdo a la ecuación (2), la expresión de velocidad se representa de la siguiente manera:

dx / dt = K2 (a – x ) (b – x) ………………………..(7)

Donde:

[A]o = a, que es la concentración inicial de A.

[B]o = b, que es la concentración inicial de B.

x = es la cantidad de A o B que ha reaccionado al cabo del tiempo t.

[A] = (a – x), es lo que queda de A después del tiempo t.

[B] = (b – x), es lo que queda de B después del tiempo t.

La integración de la ecuación (7) se efectúa de manera distinta a una reacción de primer orden, el resultado de la integración, con la condición límite x = 0 cuando t = 0 es:

[1 / (a – b)] ln [b (a – x) / a (b – x)] = K2 t …..………………….. (8)

La ecuación (8) se puede probar gráficamente al lado izquierdo contra t; si se obtiene una línea recta que pasa por el origen, según la figura Nº 02, cuya pendiente es igual a K2. Es conveniente atribuir el símbolo de “a” al reactivo que se encuentra en mayor concentración, de tal manera que a > b.

En esta práctica se investigará la reacción de l ión persulfato (S2O8=) con iones yoduro

(I-) en fase acuosa, la cual se caracteriza por ser una reacción lenta; se representa por la siguiente reacción:

…………………………(9)

La expresión de la velocidad de esta reacción es:

…………………………(10)

Para detectar las moléculas de I2 se utiliza iones S2O3=, cuya concentración se

mantendrá constante en todos los ensayos, y en este experimento se debe considerar que [S2O8

=] >> [S2O3=]. La segunda reacción se representa de la siguiente forma:

…………………………(11)

La reacción señalada en la ecuación (11) es extremadamente rápida comparada con la anterior y el equilibrio favorece generalmente la formación de I- y S4O6

=, por lo tanto, el tiosulfato (S2O3

=) reacciona cuantitativamente con las moléculas de yodo. Por ello, se utiliza una pequeña cantidad conocida y constante de tiosulfato (S2O3

=) para el seguimiento de la reacción del (S2O8

=). El tiempo requerido para remover completamente el tiosulfato (S2O3

=) es determinado visualmente por la formación del complejo yodo – almidón de color azul.

Considerando una situación en la cual los iones del persulfato (S2O8=), yoduro (I-) y

tiosulfato (S2O3=) están mezclados de tal manera que la concentración de tiosulfato

(S2O3=) es mucho menor que la concentración del persulfato (S2O8

=). En estas circunstancias los iones persulfato (S2O8

=) reaccionan con los iones de yoduro (I-) para formar I2. El I2 formado reacciona inmediatamente con iones tiosulfato (S2O3

=).

Regenerando los iones de yoduro (I-) y consumiendo los iones tiosulfato (S2O3=). Es

decir, que por cada ión persulfato (S2O8=) que reacciona se consumen dos iones

tiosulfato (S2O3=), manteniéndose constante en la concentración de yoduro (I-). Por lo

tanto, a medida que la reacción procede el efecto total es consumir (S2O8=) y (S2O3

=), mientras tanto, no cambia la concentración de yoduro (I-). Pero, la concentración de los iones tiosulfato (S2O3

=) es pequeña comparada al de los iones persulfato (S2O8=)

después de cierto periodo de tiempo (t) el tiosulfato (S2O3=) se agota totalmente en cada

ensayo. En este punto el yodo (I2) comienza a formarse y su concentración se incremente puesto que la segunda reacción ya no transcurre. El tiempo (t) en el cual el yodo (I2) comienza a formarse es detectado visualmente por la aparición del color azul debido a la formación del complejo yodo – almidón, este punto es tomado como el final de la reacción. Para facilitar la identificación de los reactantes y producto intermedio identificaremos como A al (S2O8

=), como B al (I-) y como C al (S2O3=).

Considerando que XA = [C]o / 2[A]o la integral, para las consideraciones señaladas se reduce a:

…………………………(12)

Resulta:– ln (1 – XA) = K2 [B]o t ………………………… (13)

ó ln (1 – XA) = – K2 [B]o t ………………………… (14)

Expresiones que nos permitirán evaluar K2 gráfica y analíticamente.

III.MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS:

Materiales:

- 10 erlenmeyer de 100ml.- 03 buretas de 50 ml. - 02 fiolas de 100ml. - 03 fiolas de 250ml.- 02 vasos de precipitado de 250 ml.- 05 lunas de reloj de vidrio- 02 termómetros de 10 ºC – 50ºC. - 02 embudos pequeños de vidrio.- 03 pipetas volumétricas de 5 ml.- 03 pipetas volumétricas de 10ml.- 02 cronómetros al 0.01s.- 02 pisetas.

Equipos:

- 02 termostato.- 01 balanza analítica digital (sensibilidad +/- 0.1g).

Reactivos:

- 250 ml de una solución de K2S2O8 0.05M.- 250 ml de una solución de KI 0.2 M.- 250 ml de una solución de KNO3 0.2 M.- 100 ml de una solución de Na2S2O3 0.001 M.- 100 ml de una solución de almidón al 0.2%.- 250 ml de agua destilada.

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

a) Previamente se rotulan con etiquetas cada dos pares de erlenmeyers el primero con la letra A y el otro con B + C.

b) Luego se adiciona los reactivos necesarios en cada erlenmeyer de acuerdo a un mínimo de 3 ensayos escogidos adecuadamente de la tabla 1.1.

c) Se encienden los termostatos y se regulan las temperaturas de reacción.

d) Luego que el termostato se encuentre a la temperatura de trabajo; se introduce el primer par de erlenmeyers [A1 y (B+C)1] dentro del termostato donde el nivel de baño debe cubrir totalmente en nivel de los reactivos por un intervalo de tiempo de 5 a 10 minutos; esto se hace con la finalidad de que los reactivos almacenan el equilibrio térmico. Lo propio se efectúa con los otros dos pares [A2 y (B+C)2] y [A3 y (B+C)3]. Considerando para los cálculos como ensayo 1, 2 y 3, respectivamente.

e) Para iniciar la reacción, se vierte simultáneamente los contenidos de los erlenmeyers con el rótulo (B+C), a los correspondientes erlenmeyers con rótulo A1, en ese instante se pone en funcionamiento el cronómetro indicando así el inicio de la reacción. Es importante que la mezcla reaccionante se encuentre sumergida en el baño del termostato durante la reacción.

f) El final de la reacción se controla por la aparición del color azul del complejo yodo – almidón, se reporta el tiempo expresado en segundos en la tabla Nº 1.1.

g) Luego se regula el termostato a una temperatura 10 ºC mayor que el anterior experimento y se repiten los pasos d) al f). Finalmente, se hará lo propio a una temperatura 10 ºC mayor que esta última. Se anotará los tiempos de reacción en el casillero que corresponde a la tabla Nº 1.1.

V. DATOS OBTENIDOS EN EL LABORATORIO:

a) Cuadro Nº 01:

A B + C

EnsayoNº

K2S2O8

0.05 M(ml)

KI0.2 M(ml)

Na2S2O3

0.01 M(ml)

KNO3

0.2 M(ml)

Almidón0.2 %(ml)

H2O

(ml)

Tiempo, t(s)

25ºC 35ºC 45ºC

03 5 15 5 10 5 10 314 184 9205 10 5 5 10 5 15 472 302 20107 10 15 5 10 5 5 153 91 67

VI. CALCULOS Y RESULTADOS:

A).- Determinar los valores de n y m: Primero se evalúa el coeficiente n manteniendo constante la [I-] y variando [S2O8

=], luego se evalúa el coeficiente m manteniendo constante [S2O8

=] y variando [I-], para cuyo efecto se utiliza las siguientes ecuaciones:

- Para hallar n: t1/t3 = (P [S2O8=])n / [S2O3

-]n = Pn

t1/t3 = Pn

log (t1/t3) = n log P

- Para hallar m: t2/t3 = (Q [I-])m / [I-]m = Qm

t2/t3 = Qm

log (t2/t3) = m log Q

A 25ºC:

Hallando n del ensayo 03 y 07:

Hallando m del ensayo 05 y 07:

A 35ºC:

Hallando n del ensayo 03 y 07:

Hallando m del ensayo 05 y 07:

A 45ºC:

Hallando n del ensayo 03 y 07:

Hallando m del ensayo 05 y 07:

B).- Determinar el valor de XA para cada ensayo usando la relación:

XA = [C]o / 2[A]o

XA = Vc x Mc / 2(VA x MA)Ensayo 03:

Ensayo 05:

Ensayo07:

C).- Determinar el valor de (1 – XA) para cada ensayo:

Ensayo 03:

Ensayo 05:

Ensayo 07:

D).- Determinar el valor de CoB = [B]o:

CoB = VB x MB

Ensayo 03:

Ensayo 05:

Ensayo 07:

E).- Construir la gráfica:

– ln(1 – XA) / [B]o vs t

Ensayo 03:

Ensayo 05:

Ensayo 07:

Grafica Nº 01

Grafica Nº 02

Grafica Nº 03:

F).- Calcular analíticamente el valor de K2 para cada temperatura, usando la siguiente ecuación:

A 25 ºC

Ensayo 03:

Ensayo 05:

Ensayo 07:

A 35 ºC

Ensayo 03:

Ensayo 05:

Ensayo 07:

A 45 ºC

Ensayo 03:

Ensayo 05:

Ensayo 07:

G).- Calcular la energía de activación (Ea) de acuerdo alo señalado en el experimento anterior.

Linealmente tenemos: ln = (Ea/R) (1/T) + lnA

Siendo la pendiente: m = Ea /R Ea = m x R

R= 0.08205 L.atm/molºK

ln = (Ea/R) (1/T) + lnA

y = m X + b

Ensayo 03:

Ensayo 05:

Ensayo 07:

TABLA Nº 1.2. CALCULOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES

Ensayo

Nº

t , s

(1 – XA) –ln(1-XA)

25 ºC 35 ºC 45 ºC 25 ºC 35 ºC 45 ºC

03 314 184 92 0.01 0.990 0.010 0.003 0.0106 0.0181 0.0362

05 472 302 201 0.005 0.995 0.005 0.001 0.0106 0.0166 0.0249

07 153 91 67 0.005 0.995 0.005 0.003 0.0109 0.0183 0.0248

Promedio de K2 en M-1 S-1: 0.0107 0.0177 0.0286

VII. CONCLUSIONES

Se determinó la orden de reacción con respecto al S2O8= y con respecto al I-.

Se calculo las gráficas correspondientes y analíticamente la constante de velocidad (k2) para la reacción, de segundo orden a cada temperatura.

Se determinó la energía de activación (Ea) de una reacción de segundo orden.

VIII. BIBLIOGRAFIA

METZ, C “Fisicoquímica” Edt. Mc Graw – Hill Latinoamericana S.A Bogotá – Colombia BARRIW, C. M “ Química Física” Edit. Reverte, 3ª Edición Barcelona – España