El Reloj De Yodo. 176l69

Laboratorio Número 7

EL RELOJ DE YODO: un experimento clásico en cinética química

1. RESUMEN 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: S2O8-2 + 3 I- → 2SO4-2 + I32S2O3-2 + I3- → S4O6-2 + 3 ILa velocidad de la reacción será medida directamente en función del consumo de Tiosulfato, proceso durante el cual se libera I -, el cual será detectado en presencia de almidón. También, a partir de la ley de velocidad de reacción obtenida se logró conocer el orden de la reacción respecto a S 2O8-2 e I-

La constante de velocidad fue calculada para esta reacción, siendo de K = 3,0494 · 10-4 L/mol s. A partir de los datos obtenidos experimentalmente, se obtuvo también un valor de la energía de activación de 48,789 kJ/mol. Finalmente se observó que la utilización de un catalizador en el medio de reacción provoca un claro aumento en la velocidad de reacción. 2. RESULTADOS BRUTOS OBTENIDOS Los resultados obtenidos durante esta experiencia práctica se muestran en las siguientes tablas Tabla I: Efecto de la concentración de Exp (NH4)2S KI KNO3 (NH4)2S 25 O4 2O8 25 mL mL 1 0,2 M 0,2 M 2

0,1 M

0,2 M

-

0,33 g

3

0,05 M

0,2 M

-

0,51 g

4

0,2 M

0,1 M

-

5

0,2 M

0,05 M

0,25 g 0,49 g

-

KI y (NH 4)2S2O8 en el tiempo de reacción Almid Na2S2 Notas Tiemp ón O3 o 0,2% 0,01 M (s) 5 mL 10 42 mL 5 mL 10 91 mL 5 mL 10 180 mL 5 mL 10 82 mL 5 mL 10 161 mL

Tabla II: Efecto de la temperatura en el tiempo de reacción Exp (NH4)2S KI KNO3 (NH4)2S Almid Na2S2 Notas 25 O4 ón O3 2O8 25 mL mL 0,2% 0,01 M 7 0,2 M 0,1 M 0,25 5 mL 10 T° ~ 3°C g mL 8 0,2 M 0,1 M 0,25 5 mL 10 T°~24°C

Tiemp o (s) 284 60

9

0,2 M

0,1 M

g 0,25 g

-

5 mL

mL 10 mL

T°~33°C

Tabla III: Efecto del catalizador en el tiempo de reacción Exp (NH4)2S KI KNO3 (NH4)2S Almid Na2S2 Notas O 25 25 O ón O 2 8 4 3 mL mL 0,2% 0,01 M 10 0,2 M 0,1 M 0,25 5 mL 10 1 gotas de g mL Cu(NO)3 11 0,2 M 0,1 M 0,25 5 mL 10 2 gotas de g mL Cu(NO)3 12 0,2 M 0,1 M 0,25 5 mL 10 2 gotas de g mL Cu(NO)3 3. ANÁLISIS DE LOS DATOS

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Tiem po (s) 87 59 50

En primer lugar, se determinan las concentraciones de los reactantes, valores que se muestran en la siguiente tabla: Tabla IV: Tiempos de reacción para la variación de (NH 4)2S2O8 y KI Exp (NH4)2S2O8 KI KNO3 (NH4)2SO4 Na2S2O3 Tiempo [M] [M] [M] (s) 1 0,0769 0,0769 1,538x10 42 -3

2

0,0385

0,0769

-

0,33 g

1,538x10

91

3

0,0192

0,0769

-

0,51 g

1,538x10

180

4

0,0769

0,0385

0,25 g

-

1,538x10

82

5

0,0769

0,0192

0,49 g

-

1,538x10

161

-3

-3

-3

-3

Posterior a esto, se procede a determinar el orden de la reacción tanto global, como también con respecto a I- y a S2O8-2. Para esto, se debe plantear la ley de velocidad de la reacción, la cual es:

Para determinar el orden de reacción con respecto a S2O8-2, es necesario hacer la siguiente relación:

De esta relación, conocemos las concentraciones de S 2O8-2, pero no conocemos las velocidades. Para conocerlas, es necesario hacer uso de la ecuación de la ley de velocidad

Por lo tanto:

Y

Finalmente, ya es posible hacer la relación planteada con anterioridad:

Aplicando Ln para despejar “m”

Por lo tanto, la reacción es de primer orden con respecto al S 2O8-2. Por otra parte, para determinar el orden de reacción con respecto a I-, es necesario hacer la siguiente relación:

De esta relación, conocemos las concentraciones de S 2O8-2, pero no conocemos las velocidades. Para conocerlas, es necesario hacer uso de la ecuación de la ley de velocidad

Por lo tanto:

Y

Finalmente, ya es posible hacer la relación planteada con anterioridad:

Aplicando Ln para despejar “n”

Por lo tanto, la reacción es de primer orden con respecto al I -. Finalmente, obtenemos que la reacción es de orden global 2, de primer orden en I- y de primer orden en S 2O8-2. Por lo tanto, la ley de velocidad propuesta toma la siguiente forma, obtenida experimentalmente:

También, se procedió a calcular las velocidades de cada experimento de la misma forma, y los resultados obtenidos se presentan en la siguiente tabla Tabla V: Velocidades de cada uno de los primeros 5 experimentos Experimento Velocidad [mol/L*s] 1 -1,831x10-5

2 3 4 5

-8,451x10-6 -4,272x10-6 -9,378x10-6 -4,776x10-6

Posteriormente, con los datos de las Tablas IV y V, 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 2

-

Experimento 3

-

Experimento 4

-

Experimento 5

Haciendo un promedio de todas las constantes de reacción, nos queda que k es igual a:

Luego, para la obtención de la energía de activación de la reacción, utilizaremos los datos de la Tabla II, con los cuales también se determinará la constante de reacción para cada experimento. Tabla VI: Tiempos de reacción y sus constantes, a distintas temperaturas Exp (NH4)2S KI KNO3 (NH4)2S Na2S2O3 Notas Tiempo k [M] O4 0,01 M (Temp (s) 2O8 [M] [K]) 7 0,0769 0,038 0,25 1,538x1 276,1 284 9,146x10-4 -3 5 g 0 5 8 0,0769 0,038 0,25 1,538x1 297,1 60 4,329x10-3 -3 5 g 0 5 9 0,0769 0,038 0,25 1,538x1 306,1 36 7,215x10-3 -3 5 g 0 5 La ecuación de Arrenhius nos muestra tanto la relación como la dependencia de la temperatura con la constante de velocidad, de la siguiente forma:

Ecuación a la cual aplicamos logaritmo natural, quedando de la siguiente forma

En conocimiento de esta ecuación, calculamos ahora los parámetros ln k y 1/T, los cuales se muestran en la siguiente tabla: Tabla VII: ln k en función de 1/T para cada experimento Experimento Ln k 1/T 7 -6,997 3,621x10-3 8 -5,442 3,365x10-3 9 -4,932 3,266x10-3 Con estos datos, es posible realizar un grafico de ln k en función de 1/T

Figura I: Gráfico ln k en función de 1/T

Luego, como y= -5868,2621+14,26347, podemos reordenar y combinar con:

Y nos quedaría que

En donde:

Por lo tanto:

Finalmente, analizaremos el efecto del Cu(II) como catalizador de la reacción. Para esto, trabajaremos con los datos de la Tabla III Tabla VIII: Efecto del Exp (NH4)2S KI KNO3 (NH4)2S [M] O4 2O8 [M] 10 0,0769 0,038 0,25 5 g 11 0,0769 0,038 0,25 5 g 12 0,0769 0,038 0,25 5 g

Cu(II) como catalizador Na2S2O3 Notas [M] 1,538x10 1 gotas de -3 Cu(NO)3 1,538x10 2 gotas de -3 Cu(NO)3 1,538x10 2 gotas de -3 Cu(NO)3

Tiempo (s) 87 59 50

Con estos datos, procedemos a calcular las velocidades para cada uno de los experimentos, haciendo uso de la ecuación:

Por lo tanto:

4. DISCUSIÓN 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 energía de activación, entre otros, cuyo estudio resulta relevante. Con respecto a la determinación de la ley de velocidad, la literatura menciona que ambos reactantes son de primer orden, mientras que el orden global de la reacción es 2. Con los datos obtenidos experimentalmente, fue posible obtener resultados muy cercanos a los valores teóricos, ya que para el [I -], el orden fue de 0,970, lo cual es muy cercano a 1 , y para el [S 2O8-2], el orden fue de 1,118, 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 iguales. Con respecto al valor de la energía de activación, sabemos que el valor teórico es de 51,8 kJ/mol, mientras que con los datos obtenidos experimentalmente, se obtuvo un valor de 48,789 kJ/mol, valor que presenta un 5,81% 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. 3°C, 24°C y 33°C). Si se analiza la Tabla II, 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 gotas de la sal de Cu(II), 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 energética que permite que la reacción ocurra, no el de aumentar la energía cinética como la temperatura. Esta disminución en la barrera energética, provoca que la reacción sea más sencilla, y por ende más rápida.

5. CONCLUSIONES 

Por medio de la Ley de Velocidad es posible determinar el orden global de la reacción, el cual para este caso, corresponde a una reacción de 2° orden.



La velocidad de una reacción está definida por diversos factores, tales como las concentraciones de los reactivos, como también la temperatura, entre otros.



La temperatura aplicada a una reacción actúa como energía cinética, lo cual desencadena en una aceleración en la velocidad de reacción.



Las sales de Cu(II) provocan un efecto inverso al de la temperatura, pero desencadenan en el mismo resultado: acelerar la velocidad de reacción.



Con los datos experimentales obtenidos en el laboratorio, es posible determinar la energía de activación para la obtención de los productos, la cuál para este caso fue de 48,789 kJ/mol. 6. REFERENCIAS 

Journal of Chemical Education, 1964, Volume 41, Number 10, page 549.



CASTELLAN, Gilbert. Fisicoquímica, 2da Edición. 1997.