Cinética de la descomposición del peróxido de hidrógeno

Cinética de la descomposición del peróxido de hidrógeno

Adriana Lizeth Cangrejo y Gillary Lourent Peña.

Estudiantes de la Universidad de la Amazonia, Programa de Química

a.cangrejo@udla.edu.co  

Resumen

En la siguiente practica se realizó la descomposición del peróxido de hidrogeno para así determinar la ecuación de velocidad mediante el método de las velocidades iniciales. Primeramente se realiza un montaje, donde se coloca una solución de yoduro de potasio en el Erlenmeyer como catalizador y posterior a esto se añade rápidamente la solución de peróxido de hidrogeno al 3% siendo agitado vigorosamente hasta que en la probeta llegara a 40 ml del gas liberado   en esta reacción durante un lapso de tiempo; este experimento fue realizado tres veces con diferentes volúmenes.

Palabras claves: Descomposición, Velocidad de reacción, Volumen, Concentración, Orden de reacción, Temperatura.

1. Introducción

La velocidad de una reacción es el cambio de concentración de los reactivos o productos de una reacción química, La cinética química es la forma en que se miden las velocidades de reacción, es decir describe la rapidez con la que se modifica la concentración de un producto o un reactivo en el tiempo; en las cuales pueden influir algunos factores para el desarrollo de la misma, como el estado físico de los reactivos, la concentración de los mismos, la temperatura a la que se lleva a cabo la reacción, la presencia de un catalizador y demás. [1]

La velocidad de una reacción se puede expresar por medio de la siguiente ecuación de velocidad, que fue la utilizada en la práctica actual

Velocidad=k[H2O2(ac)]n[I-(ac)]m

 Los valores de n y m se deben determinar experimentalmente y se llaman órdenes de reacción con respecto al peróxido de hidrógeno y al yoduro, respectivamente. La suma de los exponentes corresponde al orden global de la reacción. La velocidad de reacción es determinada por el paso más lento de la reacción de una serie de pasos elementales que hacen parte del mecanismo de reacción. k es la constante de velocidad. [2]

Uno de los objetivos en el estudio de la cinética química es la obtención de una ecuación que pueda utilizarse para predecir la dependencia de la velocidad de reacción con las concentraciones de los reactivos. Esta ecuación, determinada experimentalmente, se denomina ecuación de velocidad. [3]

A veces deseamos simplemente conocer la velocidad de reacción cuando los reactivos se ponen inicialmente en contacto, es decir, la velocidad de reacción inicial. Una manera de obtener este valor es a partir de la tangente en el gráfico concentración-tiempo para t = 0. Otra manera consiste en medir la concentración de los reactivos elegidos tan pronto como sea posible una vez mezclados, obteniendo así  Δ[reactivos] para un intervalo de tiempo muy pequeño (Δt) a prácticamente t = 0. Estas dos posibilidades conducen al mismo resultado, si nos limitamos al intervalo de tiempo en que la tangente y la curva concentración-tiempo prácticamente coinciden. Esto sucede durante aproximadamente los primeros 200 s. [3]

Las unidades de las constantes de velocidad dependen del orden general de reacción de la ecuación de velocidad. En una reacción de segundo orden general, por ejemplo, las unidades de la constante de velocidad deben satisfacer la ecuación:

Unidades de velocidad= (unidades de la constante de velocidad) / (unidades de concentración)2

Por tanto, en nuestras unidades usuales de concentración y tiempo,

Unidades de la constante de velocidad=  =   = M-1s-1. [1][pic 2][pic 3]

Como objetivos la siguiente práctica se propuso:

Hallar la ecuación de velocidad, mediante el método de las velocidades iniciales.

Proponer un mecanismo de reacción acorde con la ecuación de velocidad hallada.

 Metodología

2.1. Preparación de soluciones

Se dio inicio a la práctica tomando la temperatura del laboratorio, posteriormente se preparó una solución de 100 mL de KI(s) a 0.15, esto a partir de 2.49g del compuesto (dato hallado previamente a realizar la práctica por métodos estequiométricos); posteriormente, se dispuso a preparar otra solución de 50mL de H2O2 (l) al 3%, a partir de una cantidad de 4,5 del compuesto.

2.2. Montaje

Los materiales requeridos para la realización del montaje se ven reflejados gráficamente en la Figura 1, o textualmente en la guía de laboratorio Cinética de la descomposición del peróxido de hidrógeno. [2]

2.3. Medición gas formado, respecto al tiempo

Se tomaron inicialmente unas alícuotas de 20 mL para la solución de KI(ac) a 0.15M, 20 mL de agua destilada y 10 mL de la solución de H2O2 (ac) al 3%, las cuales se llevaron al Erlenmeyer en el orden mencionado con la ayuda de una pipeta aforada, inmediatamente se comenzó a tomar el tiempo y se empezó una agitación vigorosa a las mezclas, se tomó la variación del volumen del gas en la probeta, cada 30 segundos hasta llegar a los 40 ml de gas formado; se desechó la mezcla resultante en el Erlenmeyer y se repitió dicho procedimiento dos veces más tomando diferentes cantidades en las alícuotas de las soluciones, la información de éstas cantidades se encuentran consignadas posteriormente en la Tabla 1 del presente informe.

1. Datos

Tabla 1. Datos cantidades utilizadas en los tres experimentos.

Los datos recolectados durante la práctica se observan en las Tablas 2-4

Tabla 2. Datos recolectados respecto al experimento 1.

Tabla 3. Datos recolectados respecto al experimento 2.

Tabla 4. Datos recolectados respecto al experimento 3.

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