UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN SIMON

FACULTAD DE CIENCIAS Y TECNOLOGIA

INGENIERIA QUIMICA

INTEGRANTES:

Rodríguez Terceros Gonzalo

Caballero Fiorilo Ana Claudia

Calani Lucas Juan Vicente

Limachi choque Max Oliver

MATERIA: Laboratorio de reactores

GESTION: I/2013

DOCENTE: Lic. Bernardo López Arce

FECHA: 24 de abril de 2013

Cochabamba – Bolivia

Oxidación del ioduro con peróxido de hidrogeno en medio acido

1. Objetivos

1.1. Objetivo General

Determinar experimentalmente la cinética de la reacción de oxidación del yoduro de potasio con peróxido de hidrógeno catalizada en medio ácido mediante el método espectofotrometico.

1.2. Objetivos Específicos

Determinar la influencia del catalizador en la reacción. Determinar el orden global de la reacción. de oxidación del yoduro de

potasio con el peróxido de hidrógeno en medio ácido. Establecer la constante cinética de la reacción, así como el orden de

reacción α y β .

Marco teórico

La rapidez con la que se produce una transformación química es un aspecto muy importante. Tanto desde el punto de vista del conocimiento del proceso como de su utilidad industrial, interesa conocer la velocidad de la reacción y los factores que pueden modificarla.Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un reactivo) por unidad de tiempo.La reacción que tiene lugar es la oxidación del yoduro de potasio  a yodo por el agua oxigenada que se reduce a  agua, Según la ecuación;

H2O2 + 2 KI + H+→ H2O + I2

El peróxido de hidrógeno es un poderoso agente oxidante que posee un elevado potencial estándar positivo:

H 2O2+2H+¿+2e−¿↔2H 2O ¿ ¿

También actúa como agente reductor frente a sustancias de poder oxidante superior mediante la ecuación

H 2O2↔2H+¿+O2+2e−¿¿ ¿

En esta práctica investigaremos la cinética de la reacción de oxidación del ión yoduro por el peróxido de hidrógeno:

H 2O2+2 I−¿+H +¿→ I2+2H 2O ¿ ¿

La velocidad de una reacción es función de la concentración de los reactivos, la temperatura y la presencia de un catalizador.  

Velocidad=r=k [H 2O2]α¿¿

Como se muestra en la expresión la velocidad de reacción se expresa como velocidad de cambio de concentración de los reactivos. En nuestro caso, la velocidad de reacción puede expresarse en función del cambio de concentración de peróxido de hidrógeno:

Velocidad=(−rH2O2 )=d [H 2O2]

dt=k [H 2O2]

α¿¿

Donde:

K = constante de velocidad, (la unidad es M/s)

α= orden de reacción con respecto a la concentración de peróxido de hidrógeno

β = orden de reacción con respecto a la concentración del ión yoduro

El orden global de reacción,  n, es la suma de los órdenes parciales:

n=α+ β

Mientras que la constante de velocidad, generalmente, depende de la temperatura de reacción y  cumple la expresión de la ley de Arrhenius:

k=Ae−EaRT

En la expresión anterior, A es el factor preexponencial, Ea es la energía de activación de la reacción, R es la constante universal de los gases y T es la temperatura. 

La energía de activación se puede definir como la mínima energía cinética que debe en  tener las  moléculas de los reactivos para que comience la reacción.

Una característica que se debe mantener constante en todas las reacciones iónicas para que sean reproducibles es la fuerza iónica.

La fuerza iónica es una función de las concentraciones de todos los iones presentes en una disolución.

Para mantener constante esta propiedad se puede añadir una sal inerte que no participe en la reacción. Todas las reacciones que se realicen deberán hacerse con la misma fuerza iónica para mantener los coeficientes de actividad de los reactivos constantes y así conseguir que no varíe la velocidad de reacción de un ensayo a otro.

Propiedades del iodo

A temperatura ambiente el iodo es un sólido de color casi negro y sus cristales en forma de láminas rómbicas tienen brillo metálico. Se ha determinado, por difracción de rayos X, que el sólido está constituido por moléculas diatómicas discretas I2 que se mantienen unidas por fuerzas de London (dipolo instantáneo-dipolo inducido).

Si el sólido se calienta en un recipiente abierto a la atmósfera el iodo sublima sin fundir, lo que permite separarlo fácilmente de otras sustancias no volátiles. La presión de vapor del sólido es elevada aún a temperatura ambiente (3 mmHg a 55°C) y por esta razón el iodo se volatiliza lentamente si se deja expuesto al aire, observándose vapores de color violeta y un olor característico.

La solubilidad del iodo en agua pura es muy baja (0,33 g/l a 25°C). En cambio es mucho más soluble en presencia de ioduros, debido a la formación del anión trioduro, dando soluciones de color marrón intenso:

I 2+ I (ac)−¿→I (ac)

3−¿¿¿

Influencia de la fuerza iónica sobre la velocidad de reacciones iónicas. Las reacciones que se llevan a cabo en la práctica son las siguientes:

KI+H 2SO4→HI+KSO 4

2HI+H 2O2→I 2+2H 2O

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+2S2O32−¿→+2 I−¿+S 4O6

4−¿¿¿ ¿

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 estequiométrica del ión Tiosulfato al peróxido de hidrógeno se conoce 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.

Realización de los cálculos

Para realizar los cálculos en general de la reacción química a estudiar, se realiza el análisis cinético de la reacción:

2KI+H 2O2→I 2+2H 2O

Que por motivos de practicidad se simboliza como:

A+2 B→C+2D

La cinética está dada por:

−dC A

dt=k∗C A

∝∗CBβ

Ya que el peróxido (H 2O2) se encuentra con un exceso considerable respecto al Ioduro (I−¿¿) se asumirá que su concentración se mantiene constante durante la reacción y se la incluirá en una nueva constante:

k '=k∗CBβ

Reemplazando, se obtiene un pseudo 1er orden:

−dC A

dt=k ' C A

Integrando:

lnC A=lnC A0−k ' t

Y=a+bXPara encontrar C A utilizamos la ley de Lambert y Beer:

A= εbc

Donde εb es igual a 5220 Lmol−1, de donde despejando tenemos:

C A=Ax255220

Procedimiento experimental

Materiales y reactivos

Materiales

Bureta

Matraz Erlenmeyer de 100 mL

Espátula

Pera de goma

Pipeta graduada

Vaso de precipitado

Matraz aforado de 25 mL

Reactivos

Peróxido de hidrógeno

Agua destilada.

Ácido Sulfúrico

Yoduro de potasio

Equipos

Balanza Analítica

Espectrofotómetro.

Cronómetro

Procedimiento Experimental

Inicialmente se procedió a la preparación de las soluciones de Yoduro de

potasio, Peróxido de hidrógeno y ácido sulfúrico.

Disolución de Yoduro Potásico

Se pesaron 1 g de KI y se disolvieron en un vaso de 100 ml con una

pequeña cantidad de agua destilada, pasándolo una vez disuelto a un

matraz aforado de 10 ml, enrasando posteriormente con agua destilada.

Disolución de Peróxido de hidrógeno

Con la ayuda de una pipeta preparamos 10 mL de solución 0,0593 M,

colocando 0.7 mL de peróxido comercial puro enrasados a 10 mL

Disolución de Ácido sulfúrico

Con la ayuda de una pipeta preparamos 30 mL de solución 1M,

colocando 1.6 mL de ácido sulfúrico concentrado en agua destilada.

Mezclar en un matraz erlenmeyer los 10 ml de la disolución de KI con los

30 ml de acido sulfúrico 1M, atemperar la solución en un baño de agua.

A la solución anterior mezclamos los 10 ml de peróxido de hidrogeno y

una vez q empiece la reacción cronometramos el tiempo.

En intervalos de tiempo determinados del reactor sacamos con ayuda de

la pipeta una alícuota de 0,1 ml a un matraz aforado de 25 ml.

Enrasar el matraz aforado con agua destilada para detener la reacción.

Leer la absorbancia de la muestra en el espectrofotómetro a una longitud

de onda de 551

Datos, cálculos y resultados

Se realizaron las lecturas a λ=351.01 nm de longitud de onda.

La relación de absorbancia y concentración por medio de la Ley de Lambert y Beer está dada por:

A=εbc

Dónde: Є = Absortividad molar = 52200 [Lt/mol*cm]

b = Paso óptico de la celda = 1 cm

C = Concentración de la especie = C I2

Por tanto:

C= A52200∗1

[¿ ]1

( ¿mol∗cm )∗cm

[¿ ]mol¿

Cálculos

Absorbancia

T (min) C A (Lmol−1¿ Ln C A

0,03912 4 0,000187356 -8,582498290,05863 11 0,000280795 -8,177885620,06228 16 0,000298276 -8,117491790,03583 22 0,0001716 -8,67034660,03408 29 0,000163218 -8,72042143

t(min) Absorbancia4 0.0391411 0.0586416 0.0622922 0.0358429 0.03409

Graficando T (min) vs Ln C A

0 5 10 15 20 25 30 35

-8.8

-8.7

-8.6

-8.5

-8.4

-8.3

-8.2

-8.1

-8

-7.9

-7.8

Series2

Conclusiones

El error más apreciable observado en el tratamiento de los datos se encuentra en los intervalos de tiempos observados, debido a que la coloración del reactor ocurre en un tiempo considerable y está sujeta a errores del tipo personal (apreciación y/o reacción).

La aproximación no es la adecuada debido a la pérdida del ion yoduro en la

reacción, puesto q se obtuvo una aproximación de r = 0.878