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INFORME DE LABORATORIO EL RELOJ DE YODO

ELABORADO POR: JHONATHAN VILLOTA MARIA VANESSA DOMINGUEZ ACEVEDO QUIMICA II VLADIMIR ARIAS RAMIREZ

UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DE PEREIRA FACULTAD DE TECNOLOGIAS ESCUELA DE QUIMICA SEGUNDO SEMESTRE – 2016

LABORATORIO No. 8 EL RELOJ DE YODO OBJETIVO Estudiar experimentalmente factores que controlan la velocidad de una reacción química específica MARCO TEORICO El principio básico de la teoría de colisión es que las partículas de reactivo –átomos, moléculas e iones- deben colisionar unas con otras para reaccionar. No obstante, el número de colisiones por unidad de tiempo da un límite superior de cuán rápido puede tener lugar una reacción. El modelo se restringe a sí mismo a reacciones simples de un paso donde dos partículas chocan y forman productos: A + B productos. Las concentraciones de reactivos se multiplican juntas en la ley de velocidad, como la temperatura afecta la velocidad y que la influencia tiene la estructura molecular sobre la velocidad.

Cuando mezclamos las dos disoluciones, yodato de potasio y bisulfito de sodio con almidón, comienza la primera etapa de la reacción. En esta primera etapa, los aniones de bisulfito reducen a los iones yodato (que actuarán como oxidante) a yoduro, mientras que el bisulfito se oxida a sulfato. Así, tenemos: IO3–+ 3 HSO3− → I− + 3 HSO4− Mezcla incolora Después, en la segunda etapa, el yoduro (I–) reacciona con el yodato en exceso (IO 3–) y se produce yodo molecular, I2, que junto con el almidón es el que da el color azul oscuro a la disolución. En esta reacción, el yodato vuelve a actuar como oxidante y el yoduro actúa como reductor, cediendo electrones. La reacción es tan rápida que en el laboratorio podemos ver cómo cambia repentinamente de incolora a azul intenso La ecuación química es: IO3ˉ + 5I–+ 6H+ → 3I2 + 3 H2O Mezcla color azul intenso Ahora, en una tercera etapa, el yodo molecular, I2, puede reaccionar con el bisulfito en exceso y consumirse. Esto hace que el complejo yodo-almidón desaparezca y que la mezcla de reacción vuelva a ser incolora: I2 + HSO3− + H2O → 2 I− + HSO4− + 2 H+ Mezcla incolora

En esta reacción se forma yoduro, que puede volver a la etapa 2, siendo oxidado por el yodato, y formar nuevamente el yodo para dar color azul oscuro, en un nuevo ciclo, a la disolución. Este ciclo se producirá mientras queden reactivos en el medio. Cuando el bisulfito, HSO3–, se consuma completamente, no podrá llevar a cabo la etapa 3 y reducir el I2 a I–, por lo que en ese caso la disolución permanecerá definitivamente con el color azul oscuro del complejo yodo-almidón.

OBSERVACIONES, CALCULOS Y RESULTADOS. Parte A: efecto de los cambios en la concentración del IO3Al hacer reaccionar KlO3 (solución A) con NaHSO3 (solución B) y agua se pudo observar que al inicio no ocurrió nada cuando se mezcló las disoluciones, pero a los pocos segundos la mezcla se oscurece adoptando finalmente un color azul negruzco. En la siguiente tabla (tabla 1) se muestra el tiempo en que se oscurece cada solución a diferentes concentraciones. Tubo No. 1 2 3 4 5

Vsln A(ml) 10 8 6 4 2

V agua (ml) 0 2 4 6 8

Vsln B(ml) 10 10 10 10 10

Tiempo (s) 17.08 17.13 17.54 24.10 80.37

Teniendo en cuenta que la solución A tiene una concentración igual a 0.026M, se calculó la concentración inicial de IO3 - en la mezcla reaccionante de cada uno de los cinco tubos.

Si M1*V1=M2*V2

Tubo 3

Tubo 1 M2=

0.026 M ×0.01 L =0.026 M 0.01 L

Tubo 2 M2=

M2=

0.026 M ×0.006 L =0.0156 M 0.01 L

Tubo 4 0.026 M ×0.008 L =0.0208 M 0.01 L

M2=

0.026 M ×0.004 L =0.0104 M 0.01 L

Tubo 5 M2=

0.026 M ×0.002 L =0.0052 M 0.01 L

Concentración inicial de IO3-

Tubo No.

Tiempo (s)

(M1*V1=M2*V2)

1 2 3 4 5

0.026 0.0208 0.0156 0.0104 0.0052

17.08 17.13 17.54 24.10 80.37

A continuaciones se hizo la siguiente gráfica de la tabla anterior:

Concentraciono (M) - tiempo (sg) 12 10 8

Valores Y

6 4 2 0 0

2

4

6

8

10

12

Parte B: Efecto de la temperatura Como se mencionó en la parte A, pero a diferentes temperaturas, al hacer reaccionar KlO3 (solución A) con NaHSO3 (solución B) y agua se pudo observar que al inicio no ocurrió nada cuando se mezcló las disoluciones, pero a los pocos segundos la mezcla se oscurece adoptando finalmente un color azul negruzco. En la siguiente tabla (tabla 2) se muestra el tiempo en que se oscurece cada solución a diferentes temperaturas y a una misma concentración.

Tubo No. 1 2 3 4

Temperatura 5°C 15°C 25°C 35°C

Vsln B(ml) 10 10 10 10

Vsln A(ml) 6 6 6 6

V agua (ml) 4 4 4 4

Tiempo (s) 31.99 26.56 20.84 19.15

Se hizo la siguiente gráfica:

Temperatura (°C) - tiempo (sg) 35 30 25 20 15 10 5 0

Valores Y

0

5

10

15

20

25

30

35

40

ANALISIS DE RESULTADOS A medida que aumentaba la concentración, aumentaba la velocidad de reacción ya que cuanto más partículas existan en un volumen, más colisiones hay entre las partículas por unidad de tiempo. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre las moléculas, y la rapidez es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de colisión y con ella la rapidez de la reacción. La medida de la rapidez de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo. En cuanto a la temperatura se puede decir que la velocidad de una reacción aumenta al elevar la temperatura (como valor medio podemos decir que un aumento de 10 grados en la temperatura duplica la velocidad de la reacción). Esto es debido a que el aumento de temperatura incrementa la energía media y la velocidad de las moléculas reaccionantes, aumentando el número de choques entre ellas y el número de moléculas que alcanza o supera la energía de activación, necesario para que el choque entre ellas sea eficaz.

CONCLUSIONES 



La velocidad de reacción aumenta, si se aumenta la concentración de una solución, es decir, la velocidad de reacción es proporcional a la concentración de los reactivos. En esta práctica la velocidad de reacción va aumentando al aumentar la temperatura, ya que se produce un aumento del número de partículas que se encuentran más cerca de la cima de esa barrera energética.



El almidón cumple el papel de indicador al término de la reacción con la formación de I2.

PREGUNTAS 1) La concentración del reactivo afecta su velocidad directamente a la velocidad de reacción, por tanto, mientras mayor sea la concentración, la velocidad de reacción será más rápida. Lo anterior se explica mediante el modelo de colisiones, ya que al haber más reactivo mayor número de choques moleculares se presentara. 2) la temperatura afecta directamente a la velocidad de reacción, pues en la mayoría de las reacciones, al aumentar la temperatura conduce a un mayor número de choques entre ellas, es decir, aumenta la energía cinética. Contrario a lo que pasa si se disminuye la temperatura. 3)a)

k [ A 2 B] 2

[ A ] [B]

=V rxn

b) se aumentaría la velocidad de reacción porque hay un mayor número de moléculas en contacto entre sí. 4) La velocidad media es la variación de la concentración de un reactivo al momento de reaccionar en un intervalo de tiempo. La velocidad instantánea es la velocidad de reacción química en un tiempo dado. 5) En los procesos de asociación bimolecular o de segundo orden, las unidades de la constante de velocidad de orden 2 son M-1 tiempo -1 6) 2IO3- + 2I- + 4HSO3 + 3H+  2I2 + 3HSO4 + SO4-2 + 2H2O HSO SO IO 4 3 2 I ¿ [ HSO3] [ H ] ¿ [ ¿¿3]2 ¿ ¿ 2❑ 3 [ ¿¿ 4] [ H 2 O ] [¿ ¿4 ] ¿ K [ I 2 ]2 ¿ ¿

BIBLIOGRAFIA

Silberberg, Química la naturaleza molecular del cambio y la metería; Segunda Edición, 2002; pag, 679-682 Fuente de internet, Repaso de cinética química, septiembre de 2001; (RT Sauer 1999)...