CINÉTICA DE LA DECOLORACIÓN DE LA FENOLFTALEÍNA EN MEDIO FUERTEMENTE BÁSICO

CINÉTICA DE LA DECOLORACIÓN DE LA FENOLFTALEÍNA EN MEDIO FUERTEMENTE BÁSICO.

OBJETIVO.

El objetivo principal de esta práctica consiste en la determinación del mecanismo de una reacción, es decir, de dilucidar la ecuación de la velocidad, la constante de velocidad y los órdenes parciales, por medio de la medida de la absorbancia frente al tiempo por métodos espectroscópicos. La reacción va a consistir en la descomposición de la fenolftaleína en medio fuertemente básico.

MARCO TEÓRICO.

La fenolftaleína es un colorante orgánico sintético ampliamente utilizado como indicador en las reacciones ácido-base. Su cambio de color debido a la pérdida o ganancia de un protón permite diferenciar el pH de la disolución. Así en un rango de pH entre 7 y 10 la fenolftaleína presenta un amplio sistema Π conjugado que justifica el color rosa (figura 2), mientras que a pH fuertemente básico la fenolftaleína reacciona decolorándose (figura 3).[pic 1]

[pic 2]

La reacción de decoloración de la fenolftaleína puede representarse mediante la ecuación:

F(rosa) + n(OH-) → F(OH-)n (incolora)

En toda investigación cinética se mide, en forma directa o indirecta, la concentración a distintos tiempos, midiendo alguna propiedad física durante el transcurso de la misma. El problema es expresar la velocidad en forma de una ecuación que relacione la velocidad con la concentración de los reactivos y a veces, de los productos y otras sustancias presentes como catalizadores. Si la reacción es de un orden sencillo, hay que determinar el orden y también la constante de velocidad. Si esto no ocurre hay que determinar la forma de la ecuación cinética, junto con las magnitudes de las constantes. Para abordar estos problemas, existen dos métodos: el método de integración y el método diferencial. 

En algunas reacciones la velocidad se relaciona con las concentraciones de reactivos mediante una ecuación de la forma:

V= K [A]α [B]β

Donde α y β y se denominan órdenes parciales. La suma de todos los órdenes parciales se conoce como orden total. El coeficiente k que aparece en esta ecuación se conoce como constante de velocidad o coeficiente de velocidad. Todos estos valores pueden determinarse experimentalmente.

Para la reacción de decoloración de la fenolftaleína la velocidad se puede escribir de la forma siguiente:

V = -d [F]/dt = k [F]α [OH-]β

Para determinar el orden parcial respecto de la fenolftaleína vamos a llevar a cabo un experimento, el método del aislamiento, que consiste en preparar disoluciones de reacción con una concentración de hidróxido mucho mayor que de fenolftaleína, de modo que la concentración de hidróxido se mantiene prácticamente constante con el tiempo, y la ecuación de velocidad puede escribirse como:

𝑣 = 𝑘 · [𝐹] 𝛼 · [𝑂𝐻] 𝛽 = 𝑘′ · [𝐹] 𝛼 

Donde 𝑘′ = 𝑘 · [𝑂𝐻] 𝛽 .

Determinaremos por tanto α bajo unas condiciones en las que [𝑂𝐻] ≫ [𝐹] mediante el método integral.

Este método está basado en las ecuaciones integradas de la velocidad, esto es, se van probando los tres órdenes más frecuentes, 0,1 y 2 para ver si algunos de ellos describen de forma aceptable los resultados experimentales.

Se representa en función del tiempo, [F], ln [F] o 1/[F], para averiguar si la reacción es de orden 0, 1 ó 2 respecto a la fenolftaleína:

Orden 0: −𝑑[𝐹] 𝑑𝑡 = 𝑘′ ;  [𝐹] = [𝐹]o − 𝑘′𝑡 

Orden 1: −𝑑[𝐹] 𝑑𝑡 = 𝑘′ · [𝐹]  ;  ln [F] = ln [F]o − 𝑘′𝑡 

Orden 2: −𝑑[𝐹] 𝑑𝑡 = 𝑘′ · [𝐹]   ;  1/ [F] = 1/ [F]o + 𝑘′𝑡 

De esta manera se puede determinar el orden parcial de la reacción y la K´.

Para determinar el orden respecto del OH- se puede utilizar el método de las velocidades iniciales. Se mide la curva c-t para diferentes concentraciones iniciales de OH-, todas ellas mayores que la de fenolftaleína, y con la misma concentración inicial de fenolftaleína en todos los casos. Se cumplirá la ecuación (tomando logaritmos):

Ln k´ = ln k + β ln [OH-]o

Algunos factores que influyen en las velocidades de reacción:

1.-Estado físico de los reactivos: Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución. En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división.

2.- Concentración de los reactivos: La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos.

3.- Temperatura: Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación.

 4.- Catalizadores: Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo tanto varían la velocidad de reacción

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

1. Indicador en etanol del 1% (p/v)

Pm (C20H14O4)= 318 g de F/mol

1g F / 100 ml etOH = 0.01 g F/ ml etOH

N =  =  = 3.14 x 10-5 mol F / ml [pic 3][pic 4]

M V = M´ V´

10-4 M x 100 ml = V´ x 3.14  x 1000 ml [pic 5]

V´ = 0.318 ml → 318 [pic 6]

Con una micropipeta añadimos el volumen calculado de indicador en un matraz de 100 ml y enrasamos con agua destilada. Aunque la disolución se trata de una mezcla de etanol y agua, como este último es el producto mayoritario, se considerará una disolución acuosa de fenolftaleína.

1. Preparar 100ml de 0.5 M de NaOH.

100 ml de NaOH x  x  = 2.00 g de NaOH.[pic 7][pic 8]

Se pesan 1.97g de NaOH y se enrasa con agua destilada hasta los 100 ml.

1. Preparar 500 ml de 10-3 NaOH.

M V = M´ V´

500 ml x 10-3 M = 0.5M x V´

V´ = 1 ml

Se toma el volumen calculado con una pipeta de 1 ml y se añade al matraz aforado de 500 ml enrasando con agua.

1. Preparar 500ml de 0.5 M de NaCl.

500 ml de NaCl x  x  = 2.92 g de NaCl.[pic 9][pic 10]

Se pesan 2.91 g de NaCl y se enrasa con agua destilada hasta los 500 ml.

Para realizar la recta de calibrado:

1. Preparación de los patrones.

M V = M´ V´

• 10-6 M x 50 ml = 10-4 M x V1´  → V1´ = 0.50 ml
• x10-6 M x 50 ml = 10-4 M x V2´  → V2´ =  1.25 ml
• 5x10-6 M x 50 ml = 10-4 M x V3´  → V3´ = 2.50 ml
• 10-5 M x 50 ml = 10-4 M x V4´  → V4´ = 5.00 ml
• 2.5x10-5 M x 50 ml = 10-4 M x V5´  → V5´ = 12.5 ml

Se lleva a cabo la medida de un blanco en el espectrofotómetro para lo que utilizaremos la disolución de NaOH 10-3 M introduciendo la cubeta, previamente lavada, y se asigna como blanco en el intervalo de 450 a 700 nm.

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