Estudio cinético de la decoloración de la fenolftaleína en medio básico

Estudio cinético de la decoloración de la fenolftaleína en medio básico        

Alumno: Santiago Peiró Monzó

Curso: Laboratorio de química física I, 2017/18

Profesor: Jose Javier Ruiz Pernia.

                            Índice

1.- INTRODUCCIÓN        4

1.1.- Tratamiento irreversible        5

1.2.- Tratamiento reversible        6

1.3 Fuerza iónica        7

1.4 Últimos apuntes        8

2.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL        9

2.1. Precauciones        9

2.2. Preparación y valoración de disoluciones acuosas        10

2.3. Medida de absorbancias        11

2.3.1.- SERIE 1: Disolución de NaOH 0,2464 M.        11

2.3.2.- SERIE 2: Disolución de NaOH 0,1642 M.        12

2.3.3.- SERIE 3: Disolución de NaOH 0,0821 M.        12

2.3.4.- SERIE 4: Disolución de NaOH 0,0411 M.        12

3.- RESULTADOS        14

4.- TRATAMIENTO DE DATOS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS:        16

4.1. Cálculo de las concentraciones reales de NaOH, NaCl y disoluciones utilizadas en las series.        16

4.2. Tratamiento irreversible        16

4.3. Tratamiento reversible.        20

4.4. Comparación y discusión de constantes de velocidad obtenidas en el tratamiento de datos        22

4.5. Cálculo de la fuerza iónica de cada serie.        22

5.- CONCLUSIONES        25

6.-BIBLIOGRAFÍA        26

                         Objetivos

1. Determinar la ecuación de velocidad de la reacción de decoloración de la fenolftaleína en medio básico mediante espectroscopia de absorción en condiciones de irreversibilidad y reversibilidad.

2. Determinar secuencialmente parámetros cinéticos: órdenes parciales, constantes aparentes y constantes absolutas de velocidad.

3. Aplicar el método de aislamiento de Ostwald.

4. Analizar el efecto de la concentración en la velocidad de reacción.

5. Manejar un espectrofotómetro para medir absorbancias y relacionar éstas con la concentración.

1.- INTRODUCCIÓN

El tema de la experiencia “Estudio cinético de la decoloración de la fenolftaleína en medio básico” es el estudio de la cinética química. La cinética química estudia la velocidad de las reacciones químicas y los factores que la afectan.

La fenolftaleína se utiliza principalmente como indicador ácido base para determinar el punto de equivalencia en una valoración, en este punto la fenolftaleína hace que la disolución pase de ser incolora a tomar un color rosa-rojo. Pero si en el punto final hay base en exceso, se observa como el color rosa de la fenolftaleína desaparece al transcurrir cierto tiempo. El estudio de esta decoloración es un buen ejemplo de cinética de pseudo primer orden.

La fenolftaleína no es un indicador simple con un par ácido-base conjugado del tipo HIn/In-, sino que presenta estructuras complejas. En pHs inferiores a 8 presenta una estructura incolora (H2P), cuando el pH vale de 8 a 10 la fenolftaleína presenta una estructura de color rosa-rojo (P2-) y a pHs más altos esta se decolora lentamente desde el color rosa produciendo una estructura incolora (POH3-). Todos los cambios de color son reversibles y mientras la conversión de H2P a P2- es rápida y completa, la conversión de P2- a POH3- es suficientemente lenta de modo que se puede medir fácilmente su velocidad.

La decoloración de la fenolftaleína en medio básico puede representarse por la reacción:

[pic 1]

Y la ley de velocidad puede expresarse (sabiendo que la velocidad de reacción es de orden uno respecto a la fenolftaleína tanto en la reacción directa como en la inversa):

[pic 2]

Si la mezcla inicial de la reacción es una disolución fuertemente básica, la concentración de OH- es mucho mayor que la de la fenolftaleína ([OH-]/[P2-]>104), y podremos considerar que la concentración de OH- permanece constante a lo largo de la medidas ([OH-]0 = [OH-] = cte). Así pues la ley de velocidad se podrá expresar:

[pic 3]

Donde kap es una constante aparente de velocidad:

[pic 4]

Puesto que la forma P2- tiene un color intenso, la conversión de P2- a POH3- puede seguirse midiendo los cambios en la absorbancia de la disolución (haciendo uso del espectrofotómetro, instrumento que mide la absorbancia o transmitancia de una disolución). Esta magnitud está relacionada con la concentración a través de la ley de Lambert-Beer:

[pic 5]

Donde ε es el coeficiente de absorción molar (propio de la sustancia y constante a una longitud de onda, λ); es el camino óptico (o espesor de la cubeta) y [c] es la concentración molar de la disolución.[pic 6]

Se puede realizar el experimento en dos condiciones diferentes:

1. Tratamiento irreversible: en los primeros instantes de la reacción.
2. Tratamiento reversible: dejando que la reacción alcance el equilibrio.

1.1.- Tratamiento irreversible

Mientras las concentraciones de reactivos y productos se encuentren lejos de los valores de equilibrio, se puede considerar que la velocidad inversa es despreciable frente a la directa, por lo que la ecuación (3) queda:

[pic 7]

Que es de pseudoprimer orden respecto de la fenolftaleína. Integrando la ecuación (6) entre t=0 y t=t, y reordenando, queda:

[pic 8]

Y utilizando la ecuación de Lambert-Beer (5), queda en función de las absorbancias:

[pic 9]

Donde At es la absorbancia de la fenolftaleína en el tiempo t. Representando ln At frente al tiempo debe dar una línea recta (verificando así que la reacción es de pseudoprimer orden) con una pendiente igual a -kap, que permitirá determinar la constante aparente de velocidad.

Por otra parte, si se dispone de valores de kap a diferentes [OH-]0, se puede obtener el orden parcial respecto del OH- (m) y la constante absoluta de velocidad (k1), tomando logaritmos en la ecuación (4) para obtener la ecuación de una recta:

[pic 10]

Otra forma de determina la constante k1 es obtenerla para cada experiencia y hacer la media, según la ecuación:

[pic 11]

Asumiendo el valor de m=1.

1.2.- Tratamiento reversible

Cuando la reacción está cerca del equilibrio no se puede despreciar la reacción inversa, por lo que vamos a plantear una reacción reversible de primer orden sencilla, con un solo reactivo del tipo:

[pic 12]

                                            t = 0)        [A]0

                                                                   t = t)         [A]0 – x            x

                                            t = ∞        [A]0 – xe           xe

Donde [A]0 y xe son conocidos. Por tanto, en un instante cualquiera y en el equilibrio, las concentraciones de reactivo son, respectivamente: [A]t = [A]0 – x  y [A]e = [A]0 – xe. La correspondiente ecuación integrada es:

[pic 13]

En nuestro caso, la reacción reversible de primer orden respecto de la fenolftaleína es:

[pic 14]

Su ecuación de velocidad vendrá dada por la ecuación (3), y su ecuación integrada de velocidad será:

...