Objetivo:
En este laboratorio, realizaremos la descomposición catalizada del peróxido de hidrógeno en diversas condiciones. Registraremos las pruebas utilizando un sensor de presión de gas en una búsqueda de laboratorio y analizaremos gráficos de los datos. A partir de este análisis, determinaremos la constante de velocidad, la energía de activación y la ley de velocidad de la reacción.
Preguntas previas al laboratorio:
1. Las velocidades obtenidas en esta práctica de laboratorio se obtendrán utilizando un sensor de presión, por lo tanto, su unidad de velocidad no será el típico M/seg. Sus tarifas estarán en una unidad de presión/seg. Utilizando la ley del gas ideal, convierta una velocidad de 0,56 kPa/s en molaridad por segundo.
0,56 kPa x 1 atm x 1 Molaridad = 2,26 x 10^-4 M/s
1 segundo 101,3 kPa (0,0821)(298)
PV = nRT
P/RT = n/V
norte/V = M
M = P/RT
2. La solución de peróxido de hidrógeno que está utilizando en este experimento está etiquetada como una solución al 3%, masa/volumen (3 g de H2O2 por 100 ml de agua). Sin embargo, para completar los cálculos, la concentración debe estar en molaridad.
Calcule la molaridad de una solución de H2O2 al 3% masa/volumen (Parte I, II, IV) y una solución de H2O2 al 1,5% masa/volumen (Parte III) y registre estos valores en la siguiente tabla.
ParteVolumen H2O2 (mL) antes de mezclarVolumen KI (mL) antes de mezclarI40.882 M10.5 MII40.882 M10.25 MIII40.441 M10.5 MIV40.882 M10.5 M
3 g de H2O2 x 1 mol de H2O2 x 1000 ml = 0,882 M
100 ml H2O 34 g H2O2 1 litro
1,5 g de H2O2 x 1 mol de H2O2 x 1000 ml = 0,441 M
100 ml H2O 34 g H2O2 1 litro
MSDS:
H2O2: Solución transparente e inodoro. Alejate del calor. Mantener alejado de la cara, la piel y los ojos.
KI: Solución transparente e inodoro. Mantener alejado de la piel, la cara y los ojos. Mantenga esta solución bien ventilada.
Procedimiento:
- Use equipo de protección.
- Instalar una sonda de temperatura en un baño de agua a temperatura ambiente. Ponga 4 ml de H2O2 al 3% en un tubo de ensayo. Coloque el tubo de ensayo en el baño de agua. Extraiga 1 ml de solución de KI con una pipeta y colóquelo también en el baño de agua.
- Configure el sensor de presión de gas con la misión de laboratorio. Establezca la velocidad en 0,1 muestras/segundo. Establezca el tiempo en 300 segundos.
- Para comenzar la reacción, transfiera rápidamente la solución de KI en la pipeta al tubo de ensayo. Cubra con el tapón del sensor de presión de gas y agite ligeramente para mezclar los reactivos. Asegúrese de mantener el tubo de ensayo en el baño de agua durante toda la reacción.
- Inicie la recopilación de datos y asegúrese de mantenerla durante al menos 2 minutos. Luego retire el tapón y limpie el contenido.
- Determine la velocidad inicial de la reacción. Después de graficar los datos, elige una porción lineal de ellos. Elija un ajuste lineal para estos datos en el menú de análisis de logger pro. Registre la pendiente como tasa inicial. Guardar datos.
Parte II:
- Mida 4 ml de solución de H2O2 al 3% en un tubo de ensayo. Sellar y colocar en el baño maría.
- Agregue 1 ml de agua destilada a 1 ml de solución de KI y mezcle.
- Extraiga 1 ml de la nueva solución de KI con una pipeta y colóquela en el baño de agua.
- Repita los pasos 4 a 6 de la parte I. Guarde los datos.
Parte III:
- Mezclar 2 ml de H2O2 con 2 ml de agua destilada. Transfiera 4 ml de esta solución a un tubo de ensayo y ciérrelo.
- Extraer 1 ml de solución de KI de 0,5 M con una pipeta e invertir en el baño de agua.
- Repita los pasos 4 a 6 de la parte I y guarde los datos.
Parte IV y V:
Realice las partes IV y V de manera idéntica al procedimiento de la parte I, con una excepción: ajuste el baño de agua a 30 grados Celsius para la primera prueba y 40 grados Celsius para la segunda prueba.
Datos:
ParteReactantesTemperatura (ᵒC)Velocidad inicial (kPa/s)I4 ml 3,0% H2O2 + 1 ml 0,5 M KI25.3340II4 ml 3,0% H2O2 + 1 ml 0,25 M KI25.2011III4 ml 1,5% H2O2 + 1 ml 0,5 M KI25.1719IV4 ml 3,0 % H2O2 + 1 ml 0,5 M KI34.4004V4 ml 3,0 % H2O2 + 1 ml 0,5 M KI40.9935
Conversión de la tasa inicial de kPa/s a Molaridad/s para la Parte 1f
PV=nRT
P/RT=n/V=mol/litro=Molaridad
0,3340/(8,314)(25+273) =M (Constante del gas ideal para kPa = 8,314)
1.35×〖10〗^(-4)=M/s (P estaba en kPa/s; la respuesta es M/s)
Encontrar después de mezclar
3% H2O2 tiene una concentración de 0,882 M; utilizamos 4 mL + 1 mL de KI
(0,882 M)(4 ml)= 3,53 mmol H2O2
(3,53 mmol H2O2/(5 ml de volumen total) = 0,706 M H2O2
Encontrar después de mezclar
Usamos 1 mL de 0.5 MI– con 4 mL de H2O2
(0,5 M)(1 ml)= 0,5 mmol I^-
(0,5 mmol I^-)/(5 ml de volumen total)= 0,1 MI^-
Preguntas posteriores al laboratorio:
1) Calcule la constante de velocidad y escriba la expresión de la ley de velocidad para la descomposición catalizada del peróxido de hidrógeno. Explica cómo determinaste el orden de la reacción en H2O2 y KI.
12 Se ha propuesto el siguiente mecanismo para esta reacción:
H2O2 + I– -> IO– + H2O (Paso 1)
H2O2 + IO– -> I– + H2O + O2 (Paso 2)
Si este mecanismo es correcto, ¿qué paso debe ser el que determine la tasa? Explicar.
El paso determinante de la velocidad, o paso lento, debe ser el paso 1. Se determinó experimentalmente que nuestra expresión de la ley de velocidad tiene un orden de 1 tanto para el peróxido de hidrógeno como para el yodo. Debido a que los coeficientes de ambos reactivos en el paso 1 son uno, el orden de la ley de velocidad propuesta para este mecanismo coincidiría con el orden de nuestra ley de velocidad experimental determinada si el primer paso fuera el paso lento que determina la velocidad.
Determiné el orden de la reacción del peróxido de hidrógeno y del KI escribiendo primero una ley de velocidad general, donde se desconocía el orden de ambos reactivos. Luego dividí las leyes de velocidad inicial para las Partes I y II, que cancelaron el peróxido de hidrógeno (ya que la concentración de peróxido de hidrógeno no cambió en estas partes).
Me quedé con la concentración de ion yodo elevada a una potencia desconocida, y tomando el registro de esta expresión pude encontrar el orden del yoduro de potasio, que resultó ser 1. Luego dividí las Partes I y III y tomé la log de esa expresión para encontrar el orden del peróxido de hidrógeno, que también era 1.
Conclusión:
La reacción que ocurrió durante esta práctica fue la descomposición del peróxido de hidrógeno catalizada con la presencia de yoduro de potasio. La descomposición del peróxido de hidrógeno por sí solo es
2H2O2(ac) -> 2H2O(l) + O2(g).
Sin embargo, esta no fue la reacción exacta que tuvo lugar. Agregamos KI al peróxido de hidrógeno porque el KI es un catalizador conocido y aceleraría la reacción. Los catalizadores se definen por ser sustancias que aumentan (o disminuyen) la velocidad de una reacción química sin consumirse en el proceso. Si el mecanismo propuesto para la reacción entre H2O2 e I– es correcto, entonces el ion yodo encaja perfectamente en la definición de catalizador químico.
H2O2 + I– -> IO– + H2O (Paso 1)
H2O2 + IO– -> I– + H2O + O2 (Paso 2)
Se puede observar que el ion yodo (proporcionado por la solución de KI) es tanto un producto como un reactivo. Por tanto, el yodo añadido a la solución nunca se consume; nunca interfiere con la reacción. La descomposición del peróxido de hidrógeno es espontánea; Ocurriría sin importar lo que pasara durante un período de tiempo. Sin embargo, la adición de yodo acelera considerablemente la reacción. Los catalizadores son increíblemente útiles y, a veces, vitales en química porque pueden cambiar significativamente la velocidad de la reacción sin interactuar con la reacción misma.
Una forma de medir el cambio en la velocidad de la reacción es mediante leyes de velocidad. Las leyes de velocidad pueden cuantificar la velocidad a la que ocurre una reacción; son la base para estudiar la cinética de la química. Las leyes de tasas se escriben en la forma , donde k es la constante de velocidad y las concentraciones de A y B se elevan a la potencia de su coeficiente (en procesos elementales). El grado del coeficiente nos indica el orden del reactivo para esa ley de velocidad particular.
Este orden significa cuánto afecta ese reactivo a la velocidad de la reacción. Por ejemplo, si el orden de la reacción anterior para A fuera 2 y el orden para B fuera 1, el reactivo A afectaría la velocidad más que el reactivo B. Determinamos experimentalmente que el orden tanto para H2O2 como para I– era 1. Esto significa que la concentración de ambos reactivos afecta por igual la velocidad de la reacción. Esto se sigue en la química de los catalizadores, ya que si la concentración del catalizador aumenta, habría más catalizadores para acelerar la reacción y la velocidad aumentaría.
Nuestra ley de tasa determinada fue . Encontramos esto comparando varias variaciones diferentes de la descomposición catalizada del peróxido de hidrógeno. En la Parte I, establecimos los parámetros básicos que usaríamos una solución de H2O2 0,706 M y una solución de KI 0,5 M. En la Parte II reducimos a la mitad la molaridad del KI; en la Parte III reducimos a la mitad la molaridad del H2O2. Luego vimos cómo el cambio de molaridad de ambos reactivos afectaba la velocidad inicial.
(Se determinó que la tasa inicial es la pendiente de la gráfica de presión versus tiempo. Esto funciona porque la descomposición de H2O2 crea gas oxígeno, lo que aumentaría la presión en el tubo de ensayo con el tiempo). Al dividir las tasas iniciales de Partes I y II, vimos cómo la tasa cambió cuando la concentración de I- cambió, porque la concentración de H2O2 permaneció igual. Este cambio se cuantificó utilizando la ley de velocidad general de y resolviendo metro y norte. La comparación de las Partes I y III nos permitió ver cómo el cambio en la concentración de peróxido de hidrógeno cambiaría la velocidad de la reacción. Al final se encontró que el orden de ambos reactivos era 1.
Encontrar la constante de velocidad fue el siguiente paso. Como ya habíamos establecido la ley de velocidad para esta reacción, pudimos sustituir los valores de la Tasay resolver para k para las Partes I, II y III. La constante de velocidad depende de la temperatura de la reacción (ya que temperaturas más altas provocarían que la velocidad aumentara sin afectar la concentración de los reactivos), por lo que no pudimos comparar las constantes de velocidad de las Partes IV y V, ya que están en temperaturas más altas.
Sin embargo, las constantes de velocidad para las Partes I, II y III fueron 1,90 * 10-3, 2,30 * 10-3 y 1,96 * 10-3, respectivamente. Estos valores se mantienen razonablemente juntos, por lo que podemos decir que la constante de velocidad para la reacción catalizada de peróxido de hidrógeno a 25 ᵒC está cerca del promedio de los tres, alrededor de 2,05 * 10-3.
Las partes IV y V podrían usarse para encontrar la energía de activación de la reacción. La energía de activación es la energía mínima para iniciar una reacción química. Pudimos determinar nuestra energía de activación manipulando la ecuación de Arrhenius para que tenga la forma de y = mx + b. Esta forma es , donde ln(k) es y, 1/T es x y Ea/R es m, la pendiente de la gráfica. Al multiplicar la pendiente de la gráfica por un valor R negativo, pudimos resolver la energía de activación.
Análisis de errores:
Esta práctica de laboratorio estuvo algo libre de errores, y nuestros valores de constante de velocidad fueron relativamente constantes. La mayor desviación de este valor fue la Parte II, que fue 2,30 * 10-3. Esto puede deberse a varias razones. El tapón del tubo de ensayo siempre se saltaba en la Parte II debido a la presión que se acumulaba en el interior, por lo que teníamos que sujetar el tapón nosotros mismos para obtener una cantidad de datos utilizable. Esto puede haber causado un cambio en las lecturas de presión, lo que habría cambiado significativamente todos nuestros resultados.