Descomposición De Peróxido.docx

PRÁCTICA NÚMERO 9 CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DE PERÓXIDO Objetivo: Analizar la descomposición de soluciones de peróxido de hidrógeno (𝐻2 𝑂2) desde el punto de vista cinético para determinar el orden de la reacción y la constante específica de velocidad. GRUPO 1 Integrantes: Wendi Dahiana Herrera Sánchez Estefanía Cáceres Loaiza

DATOS Presión Atmosférica (atm)

Volumen de H2O2 (mL)

Experimento 1

Experimento 2

35°

45°

Temperatura de reacción (°C) tiempo (min) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 ∞

0,84 10

Volumen Volumen Volumen Volumen inicial, inicial, de O2 (mL) de O2 (mL) Vo (mL) Vo (mL) 0 11 21 29 35,6 41,2 46 50 53 56,2 58,4 60,4 62,2 81

0 11 10 8 6,6 5,6 4,8 4 3 3,2 2,2 2 1,8 18,8

0 25 38,4 50 57 62,2 67 70 72,4 74,2 75,2 76,6 77,2 81

0 25 13,4 11,6 7 5,2 4,8 3 2,4 1,8 1 1,4 0,6 3,8

CÁLCULOS

En esta ocasión, los cálculos de esta práctica son en su mayoría para realizar las gráficas, con las ecuaciones que escribiremos a continuación vs el tiempo. Para la gráfica de orden cero, tenemos: 𝑉𝑡 − 𝑉0 = 𝑉 V: volumen que ocupaba el oxígeno al pasar el tiempo 𝑉0: Volumen de referencia, con el que se inició el cronometraje 𝑉𝑡 : Volumen que ocupaba el oxígeno al pasar el tiempo

Para la gráfica de orden uno, tenemos 𝑉𝛼−𝑉𝑜

Ln 𝑉𝛼−𝑉𝑡 𝑉𝛼 : Volumen final ocupado por el oxígeno. Para la gráfica de orden dos, tenemos

𝑉𝑡 − 𝑉𝑜 (𝑉𝛼 − 𝑉𝑜)(𝑉𝛼 − 𝑉𝑡)

Las anteriores ecuaciones se usaron para ambos experimentos respectivamente.

Después, al encontrar el orden de la reacción en ambos experimentos, calculamos la constante cinética; en ambas experiencias nos dio de cinética uno, por lo tanto, usamos la siguiente ecuación (para cada experiencia respectivamente) 𝑉𝛼 − 𝑉𝑜 𝑉𝛼 − 𝑉𝑡 )

𝐿𝑛 ( 𝑘=

𝑡

RESULTADOS

Experimento 1 t(minutos)

Vt(vol de O2)ml

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 ∞

0 11 21 29 35,6 41,2 46 50 53 56,2 58,4 60,4 62,2 81

(Vt - Vo)

𝑉𝑡 − 𝑉𝑜 (𝑉𝛼 − 𝑉𝑜)(𝑉𝛼 − 𝑉𝑡)

𝑉𝛼−𝑉𝑜

Ln 𝑉𝛼−𝑉𝑡

0 11 21 29 35,6 41,2 46 50 53 56,2 58,4 60,4 62,2 81

0 0,1460 0,3001 0,4432 0,5789 0,7106 0,8391 0,9605 1,0622 1,1836 1,2765 1,3692 1,4606

0 0,0019 0,0043 0,0069 0,0097 0,0128 0,0162 0,0199 0,0234 0,0280 0,0319 0,0362 0,0408

Gráfica para determinar si la reacción es de orden cero

(Vt - V0) vs t 80 70

R² = 0.9348

(Vt - V0)

60 50

40 30 20 10 0 0

2

4

6

tiempo (min)

8

10

12

14

Gráfica para determinar si la reacción es de orden uno

Ln ((Va-V0)/(Va-Vt)) vs t 1.6000

R² = 0.9935 1.4000

Ln ((Va-V0)/(Va-Vt))

1.2000 1.0000 0.8000 0.6000 0.4000 0.2000 0.0000

0

2

4

6

8

10

12

14

Tiempo (min)

Gráfica para determinar si la reacción es de orden 2

ln(((Vt-V0)/((Va-V0)(Va-Vt))) vs t 0.0450

Ln(((Vt-V0)/(Va-V0)(Va-Vt)))

0.0400

R² = 0.9905

0.0350 0.0300 0.0250 0.0200 0.0150 0.0100 0.0050 0.0000 -0.0050

0

2

4

6

tiempo (min)

8

10

12

14

Vt(vol de O2)ml

t(minutos) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 ∞

0 25 38,4 50 57 62,2 67 70 72,4 74,2 75,2 76,6 77,2 81

Experimento 2 (Vt 𝑉𝑡 − 𝑉𝑜 𝑉𝛼−𝑉𝑜 Ln 𝑉𝛼−𝑉𝑡 Vo) (𝑉𝛼 − 𝑉𝑜)(𝑉𝛼 − 𝑉𝑡) 0 0 0 25 0,3691 0,0055 13,4 0,6426 0,0111 11,6 0,9605 0,0199 7 1,2164 0,0293 5,2 1,4606 0,0408 4,8 1,7554 0,0591 3 1,9966 0,0786 2,4 2,2427 0,1039 1,8 2,4775 0,1347 1 2,6366 0,1601 1,4 2,9128 0,2149 0,6 3,0594 0,2508 3,8

Gráfica para determinar si la reacción es de orden cero

(Vt - V0) vs t 100 90

R² = 0.7966

80

(Vt - V0)

70 60 50 40 30 20 10 0 0

2

4

6

tiempo (min)

8

10

12

14

Gráfica para determinar si la reacción es de orden uno

Ln ((Va - V0)/(Va-Vt)) vs t 3.5 3

R² = 0.9941

Ln ((Va - V0)/(Va - Vt))

2.5 2 1.5 1 0.5 0 0

2

4

6

8

10

12

14

tiempo (min)

Gráfica para determinar si la reacción es de orden 2

Ln (((Vt - Vo)/(Va-V0)(Va-Vt))) vs t 0.3

Ln (((Vt-V0)/(Va-V0)(Va-Vt)))

0.25 R² = 0.9087 0.2 0.15 0.1 0.05 0 0

2

4

6

8

-0.05 -0.1

Tiempo (min)

10

12

14

Constantes cinéticas. Para ambos experimentos el orden de reacción fue uno Constante cinética orden 1 (1/min) tiempo (min) Experimento 1 Experimento 2 1 0,1460 0,3691 2 0,3001 0,6426 3 0,4432 0,9605 4 0,5789 1,2164 5 0,7106 1,4606 6 0,8391 1,7554 7 0,9605 1,9966 8 1,0622 2,2427 9 1,1836 2,4775 10 1,2765 2,6366 11 1,3692 2,9128 12 1,4606 3,0594 Promedio 0,8609 1,8108

ANÁLISIS Las constantes cinéticas dependen mucho de la temperatura, aumentando normalmente con ella. Una regla aproximada válida para muchas reacciones en disolución es que a temperatura ambiente, k se duplica o triplica por cada aumento de temperatura de 10°C. Los datos de la constante k(T) para muchas reacciones podían ajustarse por la expresión −𝐸𝑎

𝑘 = 𝐴𝑒 𝑅𝑇

Dónde: A: Factor pre-exponencial o factor de Arrhenius, tiene unidades iguales a las de k 𝐸𝑎 : Es la energía de activación de Arrhenius, tiene unidades de energía por mol R: constate de los gases T: temperatura Vamos a calcular la energía de activación de Arrhenius para este experimento de descomposición de peróxido. Utilizando la siguiente ecuación, que sale de la ecuación principal: ln

𝑘2 𝐸𝑎 1 1 =− ( − ) 𝑘1 𝑅 𝑇2 𝑇1

Para este experimento y con esa ecuación, obtuvimos un valor de 𝐸𝑎 = 60605,46

𝐽 𝑚𝑜𝑙

CONCLUSIONES Para ambas experiencias obtuvimos que el orden de la reacción era uno, ya que la línea de tendencia que más se acercaba a uno, era la de la gráfica de orden uno. Además, en el experimento pudimos evidenciar también como la constante depende de la temperatura; en nuestro caso, la constante calculada en la experiencia dos, con 10°C más, es el doble y un poco más de la constante de la experiencia 1, según lo predicho en la relación de Arrhenius tratada en el análisis.