Depto.Físico-Química Facultad de ciencias químicas Universidad de Concepción Descomposición catalítica del peróxido de Hidrógeno. Nombre: Cristóbal Valdovinos Melgarejo Colaborador: Hernán Salgado Chantilly Fecha de trabajo práctico: 4 de Noviembre Fecha de entrega del informe: 11 de Noviembre Profesor: Yayne Beltrán G. Grupo 2 se demostró que la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno es mas veloz en presencia de un catalizador. Todo esto se realizó en base a titulaciones ya que como el volumen es una propiedad proporcional a la concentración. esto fue gracias al análisis del gráfico 1 . Po otra parte de demostró que la reacción sigue una cinética de primer orden. donde se muestra claramente que la concentración del peróxido disminuye con el tiempo. el valor obtenido de la constante de velocidad es : k=0. el volumen mostraba la cantidad de peróxido sin reaccionar en un determinado tiempo. en base a esto se determinó la constante de velocidad para la descomposición catalizada.Resumen En este trabajo práctico.0235 [min-1] .1. Descomposición del peróxido de hidrógeno en presencia de un catalizador Llenar las dos buretas con el titulante Para A. El volumen ocupado por el titulante corresponde a t= 0 (tiempo cero de la reacción). Descomposición del peróxido de hidrógeno B. .Procedimiento experimental -En esta experiencia se realizaran 2 experimentos de manera simultánea: A. medir 75 ml de disolución termostatizada de H2O2 al 6% ye introduzca en el matraz Erlenmeyer que contiene 15 ml de agua. Inmediatamente medir una alícuota de 10 ml (usar pipeta total) de la mezcla reaccionante e introduzca en uno de los vasos con ácido sulfúrico. Valore inmediatamente con el titulante. Registrar la hora en que se mezclaron los reactivos. 25 y 10 ml respectivamente Propipeta Termóstato Agitador magnético Cronómetro 500 ml de disolución KMnO4 0.2. el punto final se alcanza cuando la mezcla cambia de incoloro a levemente violeta.02 [mol L-1] (titulante) Disolución de H2SO4 diluido 1 [mol L-1] 50 ml de disolución de cloruro férrico-cloruro cúprico (catalizador) 250 ml de disolución de H2O2 al 0.6% 2.1.Desarrollo experimental 2. introducir 15 ml de agua en agua termostatizada en un matraz Erlenmeyer Para B . Cada 30 minutos repita la valoración de modo de obtener un mínimo de 3 a 4 puntos experimentales para este sistema sin catalizador.Materiales y reactivos 2 matraces Erlenmeyer de 250 ml 2 vasos de precipitado de 250 ml 1 vaso de precipitado de 100 ml 2 pipetas de 5 y 10 ml respectivamente 2 buretas de 25 y 50 ml respectivamente 3 probetas de 100. introducir 15 ml de disolución de catalizador en un matraz Erlenmeyer Colocar ambos matraces en baño termostático Introducir en los vasos de precipitado de 250 ml 10 ml de ácido sulfúrico 1 [mol L-1] Para A.2. Repetir la experiencia cada 15 minutos de modo de obtener de 4 a 6 datos experimentales.Datos experimentales Tabla 1: Condiciones ambientales dadas para el desarrollo del trabajo práctico Temperatura ambiente Presión barométrica Factor de corrección para la presión barométrica 22.05 [ml] 11.0294 [min-1] [1] .70 2.4. retire una alícuota de la mezcla reaccionante de 5 ml (usar pipeta) e introduzca en el vaso precipitado con ácido sulfúrico .05 [cmHg] 2. Eliminar los residuos de la experiencia en un recipiente contenedor dispuesto en el laboratorio.0 60. Al igual que en A anotar la hora en que se mezclaron ambas disoluciones. V alícuota: 5ml) N° determinación 1 2 3 4 t ± 0. V alícuota: 10 ml) N° determinación 1 2 3 4 t ± 0. Pasados 15 minutos.62 cm Hg Tabla 2: Valores experimentales para la reacción A (sin catalizador.0 30. Valorar con el titulante y registrar el volumen usado.40 Tabla 3: Valores experimentales para la reacción B (con catalizador.20 28.5 [min] 0. 2.5 °C 76.5 ± 0.30 3.00 8.30 32.3.5 [min] 0 15 30 45 V ± 0. Para B: Una vez finalizada la primera valoración de A.42 ± 0.05 [ml] 28. medir 75 ml de disolución termostatizada de H2O2 al 6% y colocar en el matraz Erlenmeyer que contiene la disolución con el catalizador.10 31.Datos bibliográficos Constante de velocidad con ayuda de un catalizador en la descomposición del peróxido de hidrógeno : k= 0.0 V ± 0.0 90.10 6. -Por medio de la tabla 3. se grafica ln(V) versus t para la reacción catalizada.5 2 ln(V) 1.2 0 -0.6 1.4 1.4 0. de modo de determinar la constante de velocidad -Grafico 2: ln(V) vs t 3 2.8 0.5 0 0 10 20 30 t [min] 40 50 60 70 .6 0.2 1 0.4 ln(V0/V) Sin catalizador Con catalizador 20 40 60 80 100 t [min] Donde V0 es el volumen medido a un tiempo cero y V es el volumen medido en un tiempo t.Resultados -Con ayuda de la tabla 2 y 3 se construye un gráfico que relaciona cómo se relaciona el logaritmo del cambio de volumen con respecto a la variación del tiempo Gráfico 1: ln(v0/v) vs t para reacción A y B 1.5 1 0.3.2 0 -0. Análisis y discusión de resultados Por medio del gráfico 1 se puede concluir que un catalizador aumenta la velocidad de la reacción. Para el caso del sin catalizador. por ende la concentración. ocupando una propiedad proporcional a la concentración ( el volumen) . esto se denota por la tendencia de la curva. la concentración varia linelamente con el tiempo. que va indicando que la concentración de reactantes disminuye muy lentamente con el tiempo. donde se observa que el logaritmo crece a medida que pasa el tiempo. ya que teóricamente la concentración disminuye a través del tiempo. Con ayuda del gráfico 2. por lo que teóricamente debería ser una recta con pendiente muy pequeña. se concluye que la reacción es de orden uno. una mala medición del ácido sulfúrico. la derivada de la línea de tendencia revela el valor de la constante de velocidad para la descomposición del peróxido de hidrógeno en presencia de un catalizador. En base a esto la pendiente de la línea de ajuste de datos devela la constante de velocidad. se tiene: Integrando la ecuación. se puede notar que la reacción no cambiaba su concentración con respecto al tiempo a pesar de haber pasado bastantes minutos.Mediante un ajuste de datos . de traza una línea de tendencia para estos datos. una valoración mala del peróxido con el permanganato de potasio. pero no vuelve a aumentar. . se obtiene una tendencia lineal de ecuación: Se sabe que para una reacción de cinética de primer orden. debido a que el volumen. que significa que el reactivo se está consumiendo. ya que ésta debe ser muy precisa y finalmente por un mal ajuste de datos . Los errores están dados por una mala medición de reactivos.97 . varía linealmente con el tiempo. 4. se tiene: ( ) Por lo tanto. para un R2=0. El gráfico muestra esa tendencia debido a error de mediciones. pp 49 . José Felipe Izquierdo. Editorial universidad de Barcelonat.el error relativo esta dado por: | | 5.Referencias [1] Cinética de las reacciones químicas.