Cinetica_H2O2

5/10/2018 Cinetica_H2O2 - slidepdf.com

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ESTUDIO CINÉTICO DE H2O2 + HI

MEDIANTE VALORACIÓN DEL I2 FORMADO

Práctica

5

1. INTRODUCCIÓN

La reacción del H2O2 con el HI, es la siguiente:

H2O2 + 2 H+ + 2 I- → 2 H2O + I2

En presencia de Na2S2O3, el I2 es convertido rápidamente en

I- por la siguiente reacción redox:

I2 + 2 Na2S2O3 → 2 NaI + Na2S4O6

La [I-] se mantiene constante a lo largo de la reacción, así la única especie

reactiva cuya concentración varía a lo largo de la reacción, es el H2O2. El efecto de la

concentración de I- sobre la velocidad de reacción, se encuentra variando la

concentración de KI inicial.

El orden de la reacción depende también de la concentración de protones delmedio; como se añade exceso de HCl, la variación de la concentración de protones del

medio es demasiado pequeña para afectar a las medidas de la cinética. No obstante,

variando la concentración inicial de ácido, se altera el orden de la reacción.

v = k [ H2O2 ]m [ KI] n

Vamos a suponer que m = n = 1, es decir, que la reacción es de orden 1 con

respecto a cada reactivo. Si mantenemos constante la [KI] en un experimento conocido,

la reacción obedece a una cinética de orden 1. A estas cinéticas se les denomina de

pseudo-primer orden:

v = k obs [H2O2] Donde k obs = k [KI]

Por otro lado, sabemos que para una reacción de orden 1:

v =[ ]

[ ]22obs2 OHk

dt

OH=2d

−

Laboratorio de Química II 5.1



Práctica 5: Estudio Cinético H2O2 + HI

Si integramos la ecuación anterior,

[ ][ ]

∫ −

∫ −=xa

a

t

0obs

22

22 dtk OH

OHd

obtenemos,

ln(a - x) = ln a - k obs t a = [H2O2] 0x = [H2O2] que desaparece en tiempo t

a-x=[H2O2]t

2. MATERIAL

1 frasco lavador, 1 gotero, 1 aspirador, 1 agitador magnético, 1 soporte + pinza y

1 cronómetro.Material de vidrio: 1 vaso de precipitados de 1000 mL, 1 vaso de precipitados de 250

mL, 2 Erlenmeyer de 250 mL, 1 probeta de 100 mL, 1 pipeta de 10 mL, 1 pipeta de 5

mL, 2 pipetas de 25 mL, 1 bureta de 50 mL, 2 matraces aforados de 500 mL, 2 matraces

aforado de 250 mL. 1 vidrio de reloj y una varilla agitadora.

3. REACTIVOS

Tiosulfato sódico (Na2S2O3), ácido clorhídrico (HCl), yoduro potásico (KI),

agua oxigenada (H2O2).

Preparación de Disoluciones

500 mL de Na2S2O3 0.05 M.

250 mL de HCl 4 M. 500 mL de KI 0.5 M.

250 mL de disolución de agua oxigenada de 2 volúmenes.

4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

En un vaso de precipitados de 1000 mL, se añaden por este orden: 500 mL de

agua destilada, 25 mL de HCl, 10 mL de una disolución indicadora de almidón, ydespués, se añaden 10 mL de KI. Si la disolución presenta color azul, se le añade

tiosulfato hasta que se quede la disolución incolora, anotando el volumen utilizado.

A esta disolución, se le añaden 25 mL de agua oxigenada, poniendo en marcha

el cronómetro cuando se haya añadido, aproximadamente, la mitad de la pipeta. La

disolución tomará una coloración azulada. Inmediatamente se le añaden 2 mL de

tiosulfato desde una bureta, y se agita la disolución rápidamente, decolorándose ésta.

Transcurrido cierto tiempo, la coloración azulada vuelve a aparecer y se vuelven a

añadir otros 2 mL de tiosulfato desde la bureta, volviéndose a decolorar la disolución al

agitar. Así se operará hasta que se añadan 50 mL de tiosulfato. El tiempo se anotará

cada vez que aparezca la coloración azulada en la disolución.El mismo proceso se repetirá con 15 mL y 20 mL de KI.





Será necesario para un seguimiento completo de la reacción, así como para la

realización de los cálculos, valorar toda el agua oxigenada consumida en la reacción.

Para ello mezclamos en un Erlenmeyer, 25 mL de KI, 25 mL de HCl y 10 mL de agua

oxigenada. Esta mezcla se calienta durante unos 15 minutos en un termostato a unos 35

ó 40 ºC, consiguiendo con ello que la reacción se produzca totalmente. Una vez pasado

este tiempo se valora todo el I2 formado con el tiosulfato; (V0), utilizando también comoindicador almidón.

5. CÁLCULOS

La reacción que estamos siguiendo es:

H2O2 + 2 H+ + 2 I- → 2 H2O + I2 (con almidón da coloración azul) (1)

el iodo formado se valora con tiosulfato según la reacción:

I2 + 2 Na2S2O3 → 2 Na+ + 2I- + Na2S4O6 (2)

La ecuación de velocidad de la reacción (1) se puede expresar como:

v = k [KI] [H2O2]

Como la concentración de ioduro se mantiene constante durante toda la

reacción, se puede englobar dentro de la cte de velocidad,

v = k obs [H2O2] Donde k obs = k [KI]

La concentración de agua oxigenada la hemos ido midiendo indirectamente, al ir

valorando cada cierto tiempo la del iodo formado, con el tiosulfato (V t), por tanto dicha

concentración, se podrá expresar como:

a se relaciona con 0022

22 V5.2VOHdemL10

OHdemL25V ==∞

siendo Vo es el volumen de tiosulfato gastado para valorar los 10 mL de H2O2.

x se relaciona con Vt , es el volumen de tiosulfato que vamos añadiendo cadavez, es decir, 2, 4,...,50 mL. Que nos da idea del H2O2 consumida.

[H2O2] t = (a - x) = (V∞ - Vt)





a) Haced una tabla con los siguientes datos (añadid las filas necesarias):

Vt/ mL ln(V∞ - Vt) t / s ó min

Si se representa ln(V∞ - Vt) frente a t y obtendréis una recta cuya pendiente es la

k obs:

0

0.5

1

1.5

2

2.5

3

0 1 2 3 4 5 6

t/ s

l n ( V i n f - V t )

Para cada volumen de KI empleado obtendremos una recta y, por tanto, un valor distinto de k obs. (Dibujar las tres rectas en la misma gráfica).

b) Calcular k obs , constante de pseudo-primer orden, para cada experiencia.

c) Calcular la constante cinética de segundo orden, teniendo en cuenta que la

concentración de KI varía en cada experimento. Tener en cuenta que la [KI ] se ha

diluido al final.

k obs = k [KI]

0

1

2

3

4

5

6

7

0 0.5 1 1

[KI]/ M

k o b s / s - 1

.5

d) Comentar cómo influye la concentración de KI en la velocidad de la reacción.


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