ESTUDIO DEL EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA
VELOCIDAD DE REACCION
1.- OJETIVOS.
En esta practica, trabajaremos
con la reacción de la oxidación del ácido iodhídrico por el agua oxigenada en
medio ácido:
H2O2 + 2HI ® I2
+ 2H2O
de la cual estudiaremos los siguientes puntos:
1.-
Analizaremos el efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción.
2.-
Calcularemos la energía de activación (Ea) de la reacción.
3.-
Obtendremos el orden de reacción respecto del agua oxigenada.
2.- FUNDAMENTOS TEORICOS:
La velocidad de la mayoría de las reacciones es muy sensible a la
temperatura, observándose experimentalmente que dicha velocidad aumenta con la
temperatura. Una buena regla empírica
indica que la velocidad se duplica por cada 10 K que aumente la
temperatura.
Arrhenius, en 1899, fue el primero en dar
formulación cuantitativa de dicha variación. Observó que la constante de velocidad K y la temperatura absoluta T
podían relacionarse por la ecuación empírica siguiente:
(1)
donde A y B son constantes
características de la reacción. Expresada en forma exponencial, la ecuación (1)
se transforma en :
(2)
Esta ecuación fue interpretada mas tarde por Arrhenius,
que le dio la forma:
(3)
donde Ea es la energía de
activación, A es el llamado factor de frecuencia o preexponencial y R
la constante de los gases.
Tomando logaritmos en la ecuación (3):
(4)
y si se dispone de los
valores de K1 y K2 a dos temperaturas distintas T1
y T2
se puede calcular la energía de activación de la reacción, Ea:
(5)
como podemos apreciar en la
ecuación, necesitamos calcular dos valores de la constante de velocidad, aunque
con tener el valor de la relación nos bastaría para poder calcular Ea.
En esta experiencia, determinaremos la energía de
activación de una reacción teniendo en cuenta que, a dos temperaturas
diferentes T1 y T2 y siempre que las
concentraciones iniciales de los reactivos sean las mismas, las constantes de
velocidad serán inversamente proporcionales a los tiempos parciales de reacción
tp1
y tp2:
Tiempo parcial de reacción se define como el tiempo necesario para
consumir una cantidad dada de reactivo, en unas condiciones iniciales fijas de
reacción. Como siempre podremos escribir la ecuación integrada de velocidad
como (siempre que se trate de reacciones con mecanismos sencillos):
que también será valida para
cualquier otra temperatura, siempre que el mecanismo de reacción no cambie.
Entonces también podemos escribir:
y por lo tanto 
Después de todo esto, podemos decir que si tenemos la
relación de tiempos parciales a dos temperaturas diferentes, para una misma
reacción y partiendo de las mismas concentraciones iniciales podremos calcular
la Ea
sustituyendo el valor de K1/K2 en la ecuación (5).
La reacción que utilizaremos en la practica para
nuestros propósitos, será la oxidación del ácido iodhídrico por el agua
oxigenada en medio ácido:
H2O2 + 2HI ® I2
+ 2H2O (1)
Esta reacción
se produce en presencia de un exceso conocido de tiosulfato sódico, que
elimina el iodo a medida que se va formando según la reacción:
I2 +
2Na2S2O3 ® Na2S4O6 +
2NaI (2)
Mientras que la
labor del ácido sulfúrico es la de regenerar el HI según la reacción:
NaI
+ H2SO4 ® HI + NaHSO4 (3)
La expresión de la velocidad de la reacción (1)
puede expresarse como:
en la que a
y b
son los ordenes parciales de reacción respecto del HI y del H2O2
respectivamente, y dado que las reacciones (2) y (3) mantendrán cte. la concentración de HI
a lo largo de la reacción, la expresión de la velocidad se puede escribir como:
siendo 
Como podemos observar el I2 que se produce en la reacción (1)
es igual al H2O2 que se consume. Este I2
reacciona de inmediato con tiosulfato sódico según la reacción (2)
y por tanto, el tiempo necesario para consumir una cantidad x
de tiosulfato añadido a la reacción , por el yodo que se produce en la misma,
constituye una medida del tiempo parcial de la reacción.
La presencia de yodo es fácil de detectar si utilizamos como indicador
almidón, ya que este forma un complejo de color azul con el yodo. En la
experiencia adicionaremos sucesivos volúmenes ctes. de tiosulfato y mediremos
el tiempo que tarda en consumirse este (aparece el color azul del complejo
yodo-almidón), que tomaremos como tiempos parciales de reacción (tp) .
3.- METODO EXPERIMENTAL:
Material Productos
1 matraz aforado de 500 ml
Yoduro potásico
1 matraz aforado de 250
ml
Tiosulfato sódico
1 matraz aforado de 100
ml Agua oxigenada
1 matraz aforado de 25
ml
Indicador almidón 1%
1 matraz erlenmeyer de 1000
ml Acido
sulfúrico
3 vasos de precipitados de
100 ml
1 probeta de 100 ml
1 pipeta graduada de 5 ml
1 pipeta graduada de 2 ml
1 bureta de 50 ml
1 vidrio de reloj / 1
varilla agitadora / 1 cuentagotas / 1 embudo pequeño
1 botella ámbar de 25 ml
(para Na2SO3)
1 frasco lavador
1 propipeta
1 Agitador magnético
1 Imán
1 Cubeta de metacrilato
compartida
1 Termostato de inmersión
compartido
1 Unidad refrigeradora
compartida
1 soporte y 2 pinzas
1 Termómetro
1 Cronómetro
3.1.- MONTAJE.
3.2.- DISOLUCIONES.
Antes de comenzar a realizar la practica se tienen
que tener preparadas las siguientes disoluciones:
1.- 250 ml de disolución 0.1 M de Na2S2O3,
que guardamos en un frasco de color topacio.
; 
2.- 100 ml de agua oxigenada de 2 volúmenes
a partir de H2O2 de 110 volúmenes.
; 
» 1.2 ml
2.1.- Molaridad de las disoluciones de H2O2.
1 l de H2O2
de 110 volúmenes ® 110 l de O2 en c.n
; 
moles de O2
2 H2O2 « 2H2O
+ O2
1 mol de O2 ® 2 moles de H2O2
4.9138 “
® 9.8278 moles de H2O2
- para disolución de H2O2
de 2 volúmenes 0.1787 M
Para cada una de las 2 experiencias que realizamos en
la practica preparamos las disoluciones siguientes:
3.- 30 ml aproximadamente de disolución de
ácido sulfúrico, añadiendo 10 ml de ácido sobre 20 ml de agua destilada en una
probeta.
4.- 500 ml de KI del 0.1% en peso, 0.5 g en
500 ml de agua.
En esta practica se realizan dos experiencias, una a temperatura de 8ºC,
con ayuda de una unidad refrigeradora, y otra a temperatura ambiente (aprox. 20ºC).En
las dos experiencias el procedimiento es el mismo.
1.- Situamos la cubeta de metraquilato llena de
agua sobre el agitador magnético, tal y como se aprecia en el dibujo, y dentro
colocamos las siguientes disoluciones para que alcancen el equilibrio térmico.
-
un matraz aforado con 25 ml de agua oxigenada de 2 volúmenes
-
una probeta con 30 ml de disolución de ácido sulfúrico
-
el erlenmeyer de 1000 ml con la disolución de KI y el imán agitador,
que estará en marcha durante toda la experiencia.
2.- Cuando se alcanza el equilibrio térmico (
unos 10 apox. ) se añade a la disolución de KI la de ácido sulfúrico y unas
gotas de indicador de almidón.
3.- Añadimos los 25 ml de disolución de H2O2
al erlenmeyer y ponemos en marcha el cronometro al mismo tiempo. Aparecerá el
color azul del complejo yodo-almidon.
4.- Enseguida adicionamos 3 ml de disolución de
tiosulfato sódico desde la bureta que tenemos situada sobre el erlenmeyer. El
color azul desaparece, ya que el tiosulfato consume al yodo en disolución.
Cuando vuelva a aparecer el color, el tiosulfato se ha gastado, se toma nota
del tiempo y sin parar el cronometro se vuelven a añadir 3 ml de tiosulfato
sódico. Este proceso lo repetimos hasta completar una experiencia con 12
tiempos parciales.
5.- Se vuelven a preparar las mismas
disoluciones y repetimos la experiencia, esta vez a temperatura ambiente, 20ºc
aprox. ,obteniendo otros 12 tiempos parciales para el mismo volumen de
tiosulfato adicionado ( 3ml ).
4.- RESULTADOS Y
COMENTARIOS.
En la siguiente tabla se disponen de los tiempos
parciales (tp)
para cada adición de tiosulfato a las dos temperaturas antes señaladas:
|
tiosulfato
|
T1
|
= 8ºC
|
T2
|
= 21ºC
|
|
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