Cinetica Quimica

3. Informe del estudio cinético de la reacción de oxidación del ión I-por el ión S2O8-2 y la influencia de la fuerza iónica

Objetivos de la práctica

El objetivo de esta práctica es determinar la ecuación de velocidad y la influencia de la fuerza iónica sobre la velocidad de la reacción entre 2 iones del mismo signo, en este caso I- y S2O8-2. La reacción que se da es:

S2O8-2 + 2I-I2 + 2SO4-2

La ecuación de velocidad de esta reacción, sin determinar sería:

V=K•[S_2 〖O_8〗^(-2) ]^m•[I^- ]^n

Palabras Clave

Reacción de oxidación, fuerza iónica, velocidad de reacción, constante de reacción, ordenes de reacción.

Esquema experimental

En el momento que se vaya a proceder al experimento para poder llevarlo a cabo hay que preparar:

250mL de Na2S2O3 de concentración 0,01M; 500mL de K2S2O8 de 0,1M; 250mL de KI 0,2M; 100mL de NaCl 2M y finalmente una disolución de almidón (funcionara como indicador para el yodo). Para ello se calculará la cantidad de gramos necesarios de cada compuesto, disolver en agua hasta el volumen necesario:

0,25L•(0,01 mol 〖Na〗_2 S_2 O_3 )/1L•(158g 〖Na〗_2 S_2 O_3)/(1 mol 〖Na〗_2 S_2 O_3 )=0,079g 〖Na〗_2 S_2 O_3.

0,5L•(0,1mol K_2 S_2 O_8)/1L•(270g K_2 S_2 O_8)/(1mol K_2 S_2 O_8 )=13,5 gK_2 S_2 O_8

0,25L•(0,2mol KI)/1L•166gKI/(1mol KI)=8,3g KI

0,1L•(2mol NaCl)/1L•58gNaCl/(1mol NaCl)=11,6g NaCl

Más tarde hay que preparar las siguientes disoluciones en erlenmeyers de 100mL llamados a, b, c y d, esto se lleva a cabo para determinar el orden parcial de reacción del ión I^-:

mezclas a B C D

mL KI 25 12 6 3

mL Na2S2O3 10 10 10 10

mL de almidón 5 5 5 5

mL de agua 0 13 19 22

mL totales 40 40 40 40

Después dejar estabilizar los compuestos a la temperatura ambiente, para estar a la misma temperatura que el K2S2O8. Una vez estabilizado añadir rápido 25mL de K2S2O8 sobre la mezcla “a” y anotar el tiempo que pasa hasta que la disolución se vuelve de color azul. Repetir el proceso con las disoluciones restantes.

A continuación, mediante la fórmula V=∆[I_2 ]/∆t y el tiempo obtenidos se obtendrían los valores de V para cada mezcla. Más tarde se presentaría un gráfico con los valores de lnV frente a ln[I^- ]. Mediante el gráfico obtenemos el valor de n y K’.

Para determinar el orden de reacción del ión S2O8-2, se prepararán las siguientes disoluciones en erlenmeyers de 100mL:

mezcla e F g H

mL de K2S2O8 25 15 10 5

mL Na2S2O3 10 10 10 10

mL de almidón 5 5 5 5

mL de agua 5 15 20 25

mL totales 45 45 45 45

Se deja estabilizar la temperatura de las mezclas, después añadir 20 mL de KI y anotar el tiempo que pasa hasta que la mezcla se vuelve azul. Repetirlo con las disoluciones restantes. Después mediante la fórmula V=∆[I_2 ]/∆t y el tiempo obtenidos se obtendrían los valores de V para cada mezcla. Más tarde se presentaría un gráfico con los valores de lnV frente a ln[S_2 〖O_8〗^(-2) ]. Para esta parte de la práctica no hemos podido obtener resultados, por ello usaremos los de unos compañeros (Daniel Riezu y Ana Arbeloa). Con el gráfico obtendremos los valores de m y K’’.

A continuación, con los valores de K’ y K’’ obtendremos la constante de velocidad de la reacción, es decir, K.

Finalmente se medirá el efecto de la fuerza iónica del medio en la constante de velocidad (K), para ello se preparan las mezclas siguientes:

mezcla j K l O

mL KI 3 3 3 3

mL Na2S2O3 10 10 10 10

mL almidón 5 5 5 5

mL NaCl 2 7 12 20

mL agua 20 15 10 2

mL totales 40 40 40 40

Dejar estabilizar la temperatura de las disoluciones y añadir 25mL de la disolución de K2S2O8 a la mezcla y anotar el tiempo que pasa hasta que la mezcla se vuelva azul. Después pasarlo a velocidades mediante la fórmula V=∆[I_2 ]/∆t y calcular K mediante la ecuación de velocidad global. Teniendo en cuenta los valores de K y fuerza iónica (I), obtener K0 y la pendiente (comprobar la ley de Brönsted-Bjerrum).

Resultados y Discusión

Los resultados obtenidos en la parte para obtener el orden de reacción parcial de I- son:

0,01L•(0,01mol 〖Na〗_2 S_2 O_3)/1L•(1mol I_2)/(2 mol 〖Na〗_2 S_2 O_3 )=5•〖10〗^(-5) mol I_2 estos son los moles de I2 formados pero la concentración es (5•〖10〗^(-5) mol I_2)/0,065L=7,7•〖10〗^(-4) M. Esto es el I2 formado que ha reaccionado con el tiosulfato (equivalente a 10 mL de Na2S2O3 0,01M). Mediante la expresión V=∆[I_2 ]/∆t obtenemos los valores de velocidad de cada reacción, que son estos (en base al tiempo obtenido):

V_a=(7,7•〖10〗^(-4) M)/61s=1,26•〖10〗^(-5) M•s^(-1)

V_b=(7,7•〖10〗^(-4) M)/145s=5,31•〖10〗^(-6) M•s^(-1)

V_c=(7,7•〖10〗^(-4) M)/251s=3,07•〖10〗^(-6) M•s^(-1)

V_d=(7,7•〖10〗^(-4) M)/636s=1,21•〖10〗^(-6) M•s^(-1)

Ahora se representa un gráfico de ln⁡v frente a ln⁡[I^- ], que siga la ecuación

ln⁡V=ln⁡K'+n ln⁡[I^- ]. La concentración de I- es la aportada por el KI por lo que se obtienen las siguientes concentraciones de I- para cada mezcla (es lo mismo poner I- que KI, puesto que el I- lo aporta el KI):

KIK++I-

0,025L•(0,2mol KI)/1L=5•〖10〗^(-3) mol KI en 65 mL de disolución, (5•〖10〗^(-3) mol KI)/0,065L=0,077M es la concentración en la mezcla a.

0,012L•(0,2mol KI)/1L=2,4•〖10〗^(-3) mol KI en 65 mL de disolución, (2,4•〖10〗^(-3) mol KI)/0,065L=0,037M es la concentración en la mezcla b.

0,006L•(0,2mol KI)/1L=1,2•〖10〗^(-3) mol KI en 65mL de disolución, (1,2•〖10〗^(-3) mol KI)/0,065L=0,018M es la concentración de la mezcla c.

0,003L•(0,2mol KI)/1L=6•〖10〗^(-4) mol KI en 65 mL de disolución, (6•〖10〗^(-4) mol KI)/0,065L=9,23•〖10〗^(-3) M es la concentración en la mezcla d.

Se obtienen los logaritmos neperianos para cada valor de V y la concentración de I- y se representa el gráfico de lnV frente a ln[I^- ], se hallaron estos valores:

ln[I^- ]

lnV

A -2,564 -11,282

B -3,297 -12,146

C -4,017 -12,694

D -4,685 -13,625

Según la ecuación de ln⁡V=ln⁡K'+n ln⁡[I^- ] se deduce que el valor de la pendiente

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