Cinética de Decoloración de Fenoftaleína en Medio Alcalino ... · De acuerdo con la ley de Beer,...
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LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA QMC-313 Cinética de Decoloración de Fenoftaleína en Medio Alcalino Efecto de la Fuerza Iónica Procedimiento Operativo Estándar Lic. Luis Fernando Cáceres Choque 22/06/2014 Medida de la velocidad de una reacción química
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LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA QMC-313
Cinética de Decoloración de Fenoftaleína en
Medio Alcalino Efecto de la Fuerza
Iónica Procedimiento Operativo Estándar
Lic. Luis Fernando Cáceres Choque
22/06/2014
Medida de la velocidad de una reacción química
PROCEDIMIENTO OPERATIVO ESTÁNDAR Emisión: Codificación y Revisión Ed. 0001 Página 2 de 12 Cinética Química
POE9000DI
Cinética de Decoloración de
Fenoftaleína en Medio Alcalino
Efecto de la Fuerza Iónica
Tabla de contenido 1. OBJETIVOS ............................................................................................................................... 3
2. FUNDAMENTO ......................................................................................................................... 3
3. INSTRUMENTOS Y MATERIAL .................................................................................................. 5
4. REACTIVOS ............................................................................................................................... 5
5. PROCEDIMIENTO ..................................................................................................................... 5
6. RESULTADOS ............................................................................................................................ 8
7. CÁLCULOS ................................................................................................................................ 9
8. ANÁLISIS DE RESULTADOS ..................................................................................................... 10
9. CUESTIONARIO ...................................................................................................................... 11
10. CONCLUSIONES ................................................................................................................. 11
11. BIBLIOGRAFÍA .................................................................................................................... 12
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1. OBJETIVOS
1.1. Determinar la constante cinética de pseudoprimer orden k1 de la decoloración de
la fenolftaleína en disolución alcalina.
1.2. Determinar la constante cinética de segundo orden k de la decoloración de la
fenolftaleína.
1.3. Determinar el efecto de la concentración de hidróxido en la cinética de
decoloración de la fenolftaleína.
1.4. Determinar el efecto de la fuerza iónica en la decoloración de la fenolftaleína.
2. FUNDAMENTO
La fenolftaleína se usa como ingrediente activo en algunos laxantes pero más
familiarmente como un indicador ácido-base para detectar el punto de equivalencia en
las titulaciones. Si se encuentra un exceso de base en el matraz al final de la
titulación, el estudiante notará que el color rosa de la fenolftaleína desaparece
después de un rato.
Esta decoloración no es consecuencia de la titulación y sin pensarlo más, la disolución
se desecha. Sin embargo el por qué sucede esta decoloración es interesante y en
esta práctica se abordará el problema desde el punto de vista cinético.
A pesar de que la fenolftaleína es uno de los indicadores más utilizados, su química
no es simplemente la de un par conjugado ácido-base, HIn-In-. Las formas en que se
encuentra la fenolftaleína en disolución (alcohólica-acuosa) se presentan en el
esquema 1. La fenolftaleína es incolora a pH ≤ 8. La forma incolora tiene la estructura
1 y la abreviamos como H2F. A medida que el pH se incrementa de 8 a 10, los
protones fenólicos son neutralizados con aproximadamente la misma facilidad y el
anillo de la lactona se abre produciendo el familiar color rosado correspondiente a la
estructura 2, abreviada como F2-
. A valores de pH mayores, el color rosa desaparece
lentamente debido a la existencia de la estructura 3, abreviada como FOH3-
. Todos los
cambios de color son reversibles. La conversión de H2F a F2-
es extremadamente
rápida y esencialmente completa al momento de alcanzarse un pH = 11, mientras que
la conversión de F2-
a FOH3-
a pHs mayores de 11 es suficientemente lenta para que
su velocidad pueda ser medida espectrofotométricamente.
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La decoloración de la fenolftaleína en medio básico, se puede representar con la
siguiente ecuación:
La ley de velocidad puede expresarse como:
El procedimiento experimental implica la utilización de disoluciones fuertemente
básicas que contienen solo trazas de fenolftaleína, de tal manera que la concentración
de OH- excede la de la fenolftaleína por un factor de por lo menos 104 veces. Por lo
tanto, durante cada corrida, la concentración de OH- permanece prácticamente
constante y la ley de velocidad se simplifica a:
en esta nueva ley de velocidad:
y se dice que la reacción es de pseudoenésimo orden con respecto a la fenolftaleína
(ó en especies F2-
).
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3. INSTRUMENTOS Y MATERIAL
3.1. 1 gradilla
3.2. 24 tubos de ensaye de 20 mL
3.3. 2 cubetas para el espectrofotómetro
3.4. 3 pipetas graduadas de 5 mL
3.5. 2 pipetas graduadas de 10 mL
3.6. 1 espectrofotómetro VIS
3.7. Cronómetro
3.8. Papel Higiénico Blanco.
4. REACTIVOS
4.1. Disolución de fenolftaleína al 0.2% en etanol/agua
4.2. 1000 mL de una disolución de NaOH 0.3 M
4.3. 500 mL de una disolución de NaCl 0.3 M
4.4. Agua Destilada grado reactivo.
5. PROCEDIMIENTO
A) Determinación de la constante cinética de pseudoenésimo orden para la
decoloración de la fenolftaleína en medio básico.
5.1. Preparar 10 ml de las disoluciones de NaOH que se indican en la tabla 1, primero
para una corrida y luego para la otra.
5.2. Ajustar el espectrofotómetro a cero de absorbancia a 550 nm con el blanco.
5.3. Añadir una gota de fenolftaleína a los tubos 1 y 2. Homogeneizar y comenzar a
contar el tiempo. Tomar lecturas de absorbancia cada 2 minutos durante 20 min.
5.4. Añadir una gota de fenolftaleína al tubo 3. Homogeneizar y comenzar a contar el
tiempo. Tomar lecturas de absorbancia cada minuto hasta la desaparición del
color rosa.
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5.5. Colocar la disolución del tubo 4 en una cubeta para el espectrofotómetro, añadir
una gota de disolución de fenolftaleína e invertir varias veces la cubeta para
homogeneizar. Contar el tiempo a partir de la adición de la fenolftaleína. Tomar
las lecturas de absorbancia a 550 nm cada 30 s hasta la desaparición del color
rosa.
5.6. Colocar la disolución del tubo 5 en una cubeta para el espectrofotómetro, añadir
una gota de disolución de fenolftaleína e invertir varias veces la cubeta para
homogeneizar. Contar el tiempo a partir de la adición de la fenolftaleína. Tomar
las lecturas de absorbancia a 550 nm cada 30 s hasta la desaparición del color
rosa.
5.7. Repetir el procedimiento para una segunda corrida.
B) Determinación del efecto de la fuerza iónica en la velocidad de decoloración
de la fenolftaleína.
5.8. Preparar 10 ml de las disoluciones a la fuerza iónica que se indica en la tabla 2,
primero para una corrida y luego para la otra.
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5.9. Ajustar el espectrofotómetro a cero de absorbancia a 550 nm con el blanco.
5.10. Añadir una gota de fenolftaleína a los tubos 6 y 7. Homogeneizar y comenzar a
contar el tiempo. Tomar lecturas de absorbancia cada 2 minutos durante 20 min.
5.11. Añadir una gota de fenolftaleína al tubo 8. Homogeneizar y comenzar a contar el
tiempo. Tomar lecturas de absorbancia cada minuto hasta la desaparición del
color rosa.
5.12. Colocar la disolución del tubo 9 en una cubeta para el espectrofotómetro, añadir
una gota de disolución de fenolftaleína e invertir varias veces la cubeta para
homogeneizar. Contar el tiempo a partir de la adición de la fenolftaleína. Tomar
las lecturas de absorbancia a 550 nm cada 30 s hasta la desaparición del color
rosa.
5.13. Colocar la disolución del tubo 10 en una cubeta para el espectrofotómetro, añadir
una gota de disolución de fenolftaleína e invertir varias veces la cubeta para
homogeneizar. Contar el tiempo a partir de la adición de la fenolftaleína. Tomar
las lecturas de absorbancia a 550 nm cada 30 s hasta la desaparición del color
rosa.
5.14. Repetir el procedimiento para una segunda corrida.
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6. RESULTADOS
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7. CÁLCULOS
De acuerdo con la ley de Beer, la absorbancia de una solución es directamente
proporcional a la concentración de la especie colorida en la disolución, por lo tanto
puede utilizarse directamente la absorbancia en lugar de la concentración para
calcular la constante de velocidad.
7.1. Aplicar la ecuación 3 integrada, para n = 0, n = 1 y n = 2 a los resultados para el
tubo 3 de la tabla 3. Representa los resultados gráficamente. ¿A qué ecuación se
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ajustan mejor los datos cinéticos? En caso de duda repetir el procedimiento para
otros dos tubos cualesquiera.
7.2. Aplicar la ecuación encontrada en el punto 1, a los demás datos cinéticos de los
tubos 1, 2, 4 y 5. Representa en una sola gráfica los datos cinéticos para todas
las concentraciones de OH-
7.3. Determina para cada concentración de OH-, la constante cinética de
pseudoenésimo orden. Elabora una tabla con los resultados.
7.4. Empleando la ecuación 4, grafica el valor de las constantes de pseudoenésimo
orden determinadas el punto 2 (ordenadas) contra la concentración de OH-
(abscisas) y determina el orden de la reacción con respecto al hidróxido. ¿Cuál
es el orden global de la reacción? ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad
global k de la reacción?
7.5. Aplica la ecuación 3 integrada para el orden de reacción encontrado
experimentalmente a los datos cinéticos de la tabla 4. Elabora una sola gráfica
con los datos cinéticos. Calcula la constante de velocidad de pseudoenésimo
orden, para la reacción de decoloración de la fenolftaleína en función de la
fuerza iónica. Elabora una tabla con los resultados.
7.6. Otro método para determinar m y k, consiste en utilizar logaritmos. Aplica
logaritmos a la ecuación 4 y determina los valores de m y k.
8. ANÁLISIS DE RESULTADOS
8.1. ¿Cuál es el pseudo-orden de la reacción? ¿Cuál es la ecuación de velocidad para
esta reacción?
8.2. ¿De qué manera influencia la concentración de OH- a la velocidad de
decoloración de la fenolftaleína?
8.3. Compara los valores de m y k encontrados por el método del punto 3 con los
encontrados por el método del punto 5.
8.4. ¿Cómo afecta la fuerza iónica a la velocidad de decoloración de la fenolftaleína?
¿Cambia el orden de la reacción con la fuerza iónica?
8.5. Analiza que factores experimentales son los cruciales para que el experimento
sea un éxito y cuáles no lo son y por qué.
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8.6. Investigar en qué áreas de la Química industrial se involucran reacciones con
reactivos en forma de iones.
9. CUESTIONARIO
9.1. Investigar a que se le denomina reacción de pseudoenésimo orden y en que
casos es conveniente determinarla.
9.2. Desarrollar la forma integrada de la ecuación 3, considerando n = 1.
9.3. Desarrollar la forma integrada de la ecuación 3, considerando n = 2.
9.4. Definir que se considera como fuerza iónica y cómo se calcula.
9.5. Completar la tabla 1, calculando la cantidad de disolución de NaOH 0.3 M, de
disolución de NaCl 0.3 M y de agua necesarios para preparar 10 ml de las disoluciones
de NaOH que se indican en la tabla, manteniendo una fuerza iónica constante de 0.3M
(µ= ½Σ[zi2Ci], donde µ = fuerza iónica media, zi = carga del ión y Ci = concentración
del ión).
9.6. Completar la tabla 2, calculando la cantidad de disolución de NaOH 0.3M, de
disolución de NaCl 0.3M y de agua necesarios para preparar 10 ml de las disoluciones
con las fuerzas iónicas que se indican en la tabla, manteniendo una concentración de
NaOH 0.02M constante.
9.7. Elaborar un diagrama de flujo que esquematice el procedimiento a seguir
durante la práctica.
10. CONCLUSIONES
10.1. Enlista las conclusiones que hayas obtenido a partir del análisis de resultados.
10.2. Da una explicación del por qué depende la reacción de decoloración de la
fenolftaleína de la fuerza iónica. Una reacción en la que no se vean involucrados
iones, ¿dependerá de la fuerza iónica? ¿Son útiles las reacciones de
pseudoenésimo orden? ¿Por qué? Amplía tu respuesta con una breve
investigación de la ecuación de Michaelis-Menten.
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11. BIBLIOGRAFÍA
11.1. L. Nicholson, J. Chem. Ed. 1989, 66, 725-726.
11.2. J. R. Lalanne, J. Chem. Ed. 1971, 48, 266-268.
11.3. K. J. Laidler, Chemical Kinetics, McGraw-Hill, N. Y., 1950.
