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									                                                                      LAB #7: Cinética Química ● Página 1




           DEPARTAMENTO DE CIENCIAS & TECNOLOGÍA

                    Química Inorgánica: LAB
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Experimento #7: Cinética Química
◙      Objetivo

       Estudiar la cinética de la reacción en la cual se logra la oxidación del ión
yoduro y determinar la constante de velocidad.


◙      Introducción
       En este experimento investigaremos la cinética de reacción para la oxidación
de ión yoduro por peróxido de hidrógeno:


                             H2O2 + H+  I2 + H2O2


El rate o velocidad de esta reacción y su dependencia en la concentración del ión
yoduro y peróxido de hidrógeno serán determinados. Los rates de reacción pueden
ser afectados por la concentración de reactantes, por temperatura y por la presencia
de un catalizador. El rate de una reacción se expresa como el rate del cambio en
concentración de la especie participante. En nuestro caso, en términos del cambio en
la concentración del peróxido de hidrógeno, la expresión de velocidad puede
expresarse como:
                                     d [ H 2 O2 ]
                            rate                  k [ H 2 O2 ] m [ I  ] n
                                          dt



QUÍMICA INORGÁNICA: LABORATORIO                                   HARRY ALICES-VILLANUEVA, PH.D.
                                                               LAB #7: Cinética Química ● Página 2


donde k es la constante de velocidad (unidades son M/s)
m =orden de la reacción con respecto a la concentración de peróxido de hidrógeno
n = orden de la reacción con respecto a la concentración del ión yoduro.


       Está dado que en esta reacción, el rate es independiente de la concentración
del ión hidrógeno H+.


       Con el propósito de determinar el rate de la reacción de oxidación, usaremos
una segunda reacción simultánea, algunas veces llamada una reacción reloj. Esta
consiste en reacciona los iones tiosulfato con el yodo producido por la oxidación.


                              I 2  2 S 2 O32  2 I   S 4 O6 
                                                              2




       Esta reacción consumirá todo el I2 tan pronto este se produzca de nuestra
reacción de oxidación. Esto evitará que nuestra solución se torne azul debido al
producto I2. Una vez todo el tiosulfato sea consumido, el I2 aparecerá y nuestra
solución se tornará azul. Debido a que la proporción estequiometrica del ión
tiosulfato al peróxido de hidrógeno se conoce (2:1) y la cantidad inicial del ión
tiosulfato es también conocida, podemos entonces determinar la cantidad de
peróxido de hidrógeno consumido por nuestra oxidación durante el tiempo que el
tiosulfato reaccionó con el yodo.


       En nuestro experimento llevaremos a cabo varias corridas. La mitad
manteniendo la concentración de peróxido ([H2O2]) constante mientras variamos la
concentración de I-; luego, mantendremos [I-] constante mientras variamos [H2O2].
Esto nos permitirá determinar la constante de velocidad. Al graficar log[rate] vs.
log[H2O2] (manteniendo [I-] constante) nos permitirá determinar el orden de
reacción respecto a [H2O2]. La pendiente de esta línea será igual a m, cuando
graficamos log[rate] en el eje de y. De nuevo, graficando log[rate] vs. log[I-] (con

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[H2O2] constante) nos permitirá determinar el valor de n, orden de la reacción con
respecto a [I-].


◙      Precauciones


       El reactivo más riesgoso en este experimento es el ácido clorhídrico. Si el
mismo le cae en la piel, lávese profusamente con agua por un periodo no menor de
quince minutos. Evite aspirar los vapores corrosivos de yodo y de azufre.


◙      Materiales, Equipo y Soluciones


Cada pareja de estudiantes utilizará lo siguiente:


2 Beakers de 100 mL
1 Beaker de 600 mL
1 Cilindro graduado de 100 mL
Balanzas
0.25 g de tiosulfato de sodio, Na2S2O3
70 g de yoduro de potasio, KI
60 mL de HCl, 1.0 M
250 mL de H2O2, 0.1 M


◙      Procedimiento


Paso1: Prepara la solución de tiosulfato de sodio colocando 0.25 g de Na2S2O3 en un
beaker de 100 mL, añadir 200 mL de agua y mezclar hasta disolver.




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Paso2: Preparar la solución de yoduro de potasio. Añadir 10 g de KI a un beaker de
        100 mL y añadir 20 mL de agua y mezclar hasta disolver.


Paso3: Obtenga un beaker de 600 mL , añada las soluciones de Na2S2O3 y de KI, y
        entonces añada 60 mL de HCl 1.0 M.


Paso4: Finalmente, añada 50 mL de 0.1M H2O2; tan pronto añada el H2O2 comience
        a tomar el tiempo de la reacción. Deje de medir el tiempo cuando aparezca el
        yoduro (la solución cambia de color). Anote el tiempo.


Paso5: Variar [H2O2] mientras [I-] permanece constante (dos corridas más)
   a.      Repita el PASO 1.
   b.      Repita el PASO 2, excepto con 20 g y luego con 40 g de KI.
   c.      Repita el PASO 3.
   d.      Añada 150 mL extra de agua, y luego 450 mL de agua al beaker de 600
           mL.
   e.      Repita el PASO 4, anote los tiempos para las soluciones de 300 mL y de
           600 mL.


Paso6: Variar [I-] manteniendo [H2O2] constante (tres corridas)
   a.      Repita el PASO 1.
   b.      Repita el PASO 2.
   c.      Repita el PASO 3.
   d.      Primera corrida, no agua extra; segunda corrida añada 100 mL; tercer
           corrida añada 300 mL de agua.
   e.      Repita el PASO 4: primera corrida añada 50 mL; segunda corrida, 100
           mL y tercer corrida añada 200 mL de H2O2, 0.1 M.
   f.      Anote los tiempos de reacción para las soluciones de 150 mL, 300 mL y
           600 mL.


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       Química Inorgánica: Reporte de Laboratorio
Experimento #8:                 Cinética Química

Observaciones:


                       CORRIDAS                   TIEMPO (EN SEGUNDOS)
                            1
                            2
                            3
                            4
                            5
                            6



                         d [ H 2 O2 ]       moles de H 2 O2 consumidos
                rate                 
                              dt        Volumen Total  Tiempo de Re acción

moles de H2O2 consumidos = 5  moles de S2O3-2

                        25 g           0.25
moles de S2O3-2 =                            0.00158
                    FW de Na 2 S 2 O3 158 .1

moles de H2O2 consumidos = 0.5  0.00158 = 0.00079




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                           CORRIDAS                            LOG(RATES)
                               1
                               2
                               3
                               4
                               5
                               6



Determine los órdenes de reacción m y n:

Haga una gráfica de log[rate] vs. log([H2O2] inicial) para las corridas 1 – 3, donde
log[rate] va en el eje de y y m es la pendiente de la línea.

                           CORRIDAS                      LOG([H2O2] INICIAL)
                               1
                               2
                               3

Construya una gráfica de log[rate] vs. log([I-] inicial) para las corridas 4 – 6, donde
log[rate] va en el eje de y y n será la pendiente de la línea.

                           CORRIDAS                        LOG([I-] INICIAL)
                               4
                               5
                               6



Finalmente determina la constante de velocidad k, usando m, n determinadas de las
pendientes de las gráficas y otra data para [H2O2] y de [I-] y el rate determinado para
una corrida dada. Repita y determina un valor promedio para k donde:

                                     d [ H 2 O2 ]
                            rate                  k [ H 2 O2 ] m [ I  ] n
                                          dt




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DISCUSIÓN:

         1.    ¿Cuál podría ser una fuente de error en este experimento?




         2.    ¿Qué conclusiones puede usted ofrecer sobre la cinética química
               basándose en este experimento?




____________
REFERENCE:

http://modelscience.com/software.html?ref=home&link=nav




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                                                                              /MAY, 2007


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