Laboratorio Número 7
EL RELOJ DE YODO: un experimento clásico en cinética química
1. RESUE! Este práctico está orientado al estudio de la velocidad de una reacción química y la extracción de los parámetros cinéticos de interés mediante las reacciones:
S"O#$" % & '$ ( "SO)$" % '&$ "S"O&$" % '&$ ( S)O*$" % & '$ La velocidad de la reacción será medida directamente en función del consumo de iosulfato! proceso durante el cual se libera " #! el cual será detectado en presencia de almidón$ ambién! a partir de la ley de velocidad de reacción obtenida se lo%ró conocer el orden de la reacción respecto a & '()#' e "#
La constante de velocidad fue calculada para esta reacción! siendo de * + ,!-./. 0 1- #. L2mol s$ 3 partir de los datos obtenidos experimentalmente! se obtuvo también un valor de la ener%ía de activación de .)!7)/ 452mol$ 6inalmente se observó que la utiliación de un cataliador en el medio de reacción provoca un claro aumento en la velocidad de reacción$
". RESUL+,DOS -RU+OS O-+E!'DOS Los resultados obtenidos durante esta experiencia práctica se muestran en las si%uientes tablas Tabla I: Efecto de la concentración de KI y (NH 4 )2S2O8 en el tiempo de reacción
Exp !/)0"S "O# " mL
2' " mL
2!O& !/)0"S ,lmi3 !a"S" O) 4n O& 56"7 5651
1
-!' 8
-!' 8
#
#
9 mL
'
-!1 8
-!' 8
#
-!,, %
9 mL
,
-!-9 8
-!' 8
#
-!91 %
9 mL
.
-!' 8
-!1 8
#
9 mL
9
-!' 8
-!-9 8
-!'9 % -!./ %
#
9 mL
1mL 1mL 1mL 1mL 1mL
!otas
+iemp o s0
#
.'
#
/1
#
1)-
#
)'
#
11
Tabla II: Efecto de la temperatura en el tiempo de reacción
Exp !/)0"S "O# " mL
2' " mL
7
-!' 8
-!1 8
)
-!' 8
-!1 8
2!O& !/)0"S ,lmi3 !a"S" O) 4n O& 56"7 5651 -!'9 % -!'9
#
9 mL
#
9 mL
1mL 1-
!otas
+iemp o s0
; < ,;=
').
;<'.;=
-
/
-!' 8
-!1 8
% -!'9 %
#
9 mL
mL 1mL
;<,,;=
,
Tabla III: Efecto del catalizador en el tiempo de reacción
Exp !/)0"S "O# " mL
2' " mL
1-
-!' 8
-!1 8
11
-!' 8
-!1 8
1'
-!' 8
-!1 8
2!O& !/)0"S ,lmi3 !a"S" O) 4n O& 56"7 5651 -!'9 % -!'9 % -!'9 %
#
9 mL
#
9 mL
#
9 mL
1mL 1mL 1mL
!otas
+iem po s0
1 %otas de =u>N(?, ' %otas de =u>N(?, ' %otas de =u>N(?,
)7 9/ 9-
&. ,!8L'S'S DE LOS D,+OS En primer lu%ar! se determinan las concentraciones de los reactantes! valores que se muestran en la si%uiente tabla: Tabla IV: Tiempo de reacción para la !ariación de (NH 4 )2S2O8 y KI
Exp
!/)0"S"O# 9
2' 9
2!O&
1
-!-7/
-!-7/
#
!/)0"SO) !a"S"O& 9 #
1!9,)x1-
+iempo s0 .'
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#
-!,, %
1!9,)x1-
/1
#,
,
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-!-7/
#
-!91 %
1!9,)x1-
1)-
#,
.
-!-7/
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#
1!9,)x1-
)'
#,
9
-!-7/
-!-1/'
-!./ %
#
1!9,)x1-
11
#,
@osterior a esto! se procede a determinar el orden de la reacción tanto %lobal! como también con respecto a " # y a &'()#'$ @ara esto! se debe plantear la ley de velocidad de la reacción! la cual es:
@ara determinar el orden de reacción con respecto a & '()#'! es necesario Aacer la si%uiente relación:
Be esta relación! conocemos las concentraciones de & '()#'! pero no conocemos las velocidades$ @ara conocerlas! es necesario Aacer uso de la ecuación de la ley de velocidad
@or lo tanto:
C
6inalmente! ya es posible Aacer la relación planteada con anterioridad:
3plicando Ln para despeDar m"
@or lo tanto! la reacción es de primer orden con respecto al & '()#'$ @or otra parte! para determinar el orden de reacción con respecto a " #! es necesario Aacer la si%uiente relación:
Be esta relación! conocemos las concentraciones de & '()#'! pero no conocemos las velocidades$ @ara conocerlas! es necesario Aacer uso de la ecuación de la ley de velocidad
@or lo tanto:
C
6inalmente! ya es posible Aacer la relación planteada con anterioridad:
3plicando Ln para despeDar n"
@or lo tanto! la reacción es de primer orden con respecto al " #$ 6inalmente! obtenemos que la reacción es de orden %lobal '! de primer orden en "# y de primer orden en & '()#'$ @or lo tanto! la ley de velocidad propuesta toma la si%uiente forma! obtenida experimentalmente:
ambién! se procedió a calcular las velocidades de cada experimento de la misma forma! y los resultados obtenidos se presentan en la si%uiente tabla Tabla V: #elocidade de cada uno de lo primero $ e%perimento
Experimento
;eloci3a3 9mol
1
#1!),1x1- #9
' , . 9
#)!.91x1- # #.!'7'x1- # #/!,7)x1- # #.!77x1- #
@osteriormente! con los datos de las ablas "F y F! procedemos a determinar las constantes de reacción para cada experimento! por medio de la ecuación de la ley de velocidad obtenida experimentalmente$ #
Experimento 1:
#
Experimento '
#
Experimento ,
#
Experimento .
#
Experimento 9
Gaciendo un promedio de todas las constantes de reacción! nos queda que 4 es i%ual a:
Lue%o! para la obtención de la ener%ía de activación de la reacción! utiliaremos los datos de la abla ""! con los cuales también se determinará la constante de reacción para cada experimento$ Tabla VI: Tiempo de reacción y u contante& a ditinta temperatura
Exp !/)0"S 2' 9 "O# 9
2!O& !/)0"S !a"S"O& !otas +iempo O) 5651 +emp s0 920
>
-!-7/ -!-,) -!'9 # 1!9,)x1 '7!1 '). /!1.x1- #. 9 % -#, 9 ) -!-7/ -!-,) -!'9 # 1!9,)x1 '/7!1 .!,'/x1-#, 9 % -#, 9 / -!-7/ -!-,) -!'9 # 1!9,)x1 ,-!1 , 7!'19x1-#, 9 % -#, 9 La ecuación de 3rrenAius nos muestra tanto la relación como la dependencia de la temperatura con la constante de velocidad! de la si%uiente forma: 7
Ecuación a la cual aplicamos lo%aritmo natural! quedando de la si%uiente forma
En conocimiento de esta ecuación! calculamos aAora los parámetros ln 4 y 12! los cuales se muestran en la si%uiente tabla: Tabla VII: ln ' en función de T para cada e%perimento
Experimento
Ln >
1<+
7 ) /
#!//7 #9!..' #.!/,'
,!'1x1-#, ,!,9x1-#, ,!'x1-#,
=on estos datos! es posible realiar un %raHco de ln 4 en función de 12
Figura I: *r+,co ln ' en función de T
Lue%o! como y+ #9))!''1I1.!',.7! podemos reordenar y combinar con:
C nos quedaría que
En donde:
@or lo tanto:
6inalmente! analiaremos el efecto del =u>""? como cataliador de la reacción$ @ara esto! trabaDaremos con los datos de la abla """ Tabla VIII: Efecto del -u(II) como catalizador
Exp !/)0"S 2' 9 "O# 9 111 1'
-!-7/ -!-,) 9 -!-7/ -!-,) 9 -!-7/ -!-,) 9
2!O& !/)0"S !a"S"O& O) 9 -!'9 % -!'9 % -!'9 %
#
1!9,)x1#,
#
1!9,)x1#,
#
1!9,)x1#,
!otas
+iempo s0
1 %otas de =u>N(?, ' %otas de =u>N(?, ' %otas de =u>N(?,
)7 9/ 9-
=on estos datos! procedemos a calcular las velocidades para cada uno de los experimentos! Aaciendo uso de la ecuación:
@or lo tanto:
). D'S?US'@! Esta experiencia de laboratorio nos permitió evaluar la velocidad de una reacción química! además de determinar diversos parámetros cinéticos! tales como la constante de velocidad y la ener%ía de activación! entre otros! cuyo estudio resulta relevante$ =on respecto a la determinación de la ley de velocidad! la literatura menciona que ambos reactantes son de primer orden! mientras que el orden %lobal de la reacción es '$ =on los datos obtenidos experimentalmente! fue posible obtener resultados muy cercanos a los valores teóricos! ya que para el J" #K! el orden fue de -!/7-! lo cual es muy cercano a 1 ! y para el J& '()#'K! el orden fue de 1!11)! valor que también es muy cercano a 1$ Estos valores indican también! que el ion yoduro y el persulfato contribuyen de manera equitativa a la velocidad de reacción! debido a tener órdenes parciales i%uales$ =on respecto al valor de la ener%ía de activación! sabemos que el valor teórico es de 91!) 452mol! mientras que con los datos obtenidos experimentalmente! se obtuvo un valor de .)!7)/ 452mol! valor que presenta un 9!)1 de error! lo cual es un error mínimo! por lo tanto! el valor obtenido experimentalmente es muy aceptable$ Este valor fue posible obtenerlo mediante el estudio de las reacciones a las cuales se les aplicó temperaturas distintas >aprox$ ,;=! '.;= y ,,;=?$ &i se analia la abla ""! se puede observar que mientras menor es la temperatura a la que ocurre la reacción! más lenta es la reacción$ Este fenómeno es posible explicarlo por medio de la teoría de las colisiones! por medio de la cual se asevera que a medida que la temperatura de un sistema aumenta! las partículas presentes en este tendrán una mayor vibración! lo que desencadena que se acelerara la velocidad de reacción La última parte del experimento! en donde se adicionan las %otas de la sal de =u>""?! se puede observar una disminución en los tiempos de reacción mientras mayor era la cantidad de sal$ Esto implica que existe un efecto inverso al de la temperatura! ya que el papel que cumple el cobre es el de disminuir la barrera ener%ética que permite que la reacción ocurra! no el de aumentar la ener%ía cinética como la temperatura$ Esta disminución en la barrera ener%ética! provoca que la reacción sea más sencilla! y por ende más rápida$
. ?O!?LUS'O!ES •
•
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@or medio de la Ley de Felocidad es posible determinar el orden %lobal de la reacción! el cual para este caso! corresponde a una reacción de '; orden$ La velocidad de una reacción está deHnida por diversos factores! tales como las concentraciones de los reactivos! como también la temperatura! entre otros$ La temperatura aplicada a una reacción actúa como ener%ía cinética! lo cual desencadena en una aceleración en la velocidad de reacción$
•
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Las sales de =u>""? provocan un efecto inverso al de la temperatura! pero desencadenan en el mismo resultado: acelerar la velocidad de reacción$ =on los datos experimentales obtenidos en el laboratorio! es posible determinar la ener%ía de activación para la obtención de los productos! la cuál para este caso fue de .)!7)/ 452mol$
*. REAERE!?',S •
•
5ournal of =Aemical Education! 1/.! Folume .1! Number 1-! pa%e 9./$ =3&ELL3N! Milbert$ 6isicoquímica! 'da Edición$ 1//7$
