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Una guía de práctica de laboratorio sobre la cinética de una reacción redox, específicamente la oxidación del ión yoduro por el peróxido de hidrógeno. El objetivo es investigar la cinética de esta reacción, determinar la velocidad de reacción y su dependencia de las concentraciones de los reactivos. Se utilizará una reacción-reloj con iones tiosulfato para medir el consumo de peróxido de hidrógeno. Se realizarán experimentos variando las concentraciones de h2o2 y i- para determinar los órdenes de reacción m y n, y posteriormente calcular la constante de velocidad k. El documento incluye el fundamento teórico, el procedimiento experimental, la toma de resultados y observaciones, un cuestionario y las conclusiones y recomendaciones. Esta práctica permitirá a los estudiantes comprender los conceptos de cinética química y reacciones redox.
Tipo: Apuntes
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Esta reacción consume todo el I 2 tan pronto como se produce en la reacción de oxidación. Esto impide que nuestra disolución se vuelva azul debido al I 2 formado. Una vez que se consuma todo el tiosulfato, nuestra disolución se volverá azul. Sabiendo la relación estequiométrica y como la cantidad de tiosulfato también es conocida podemos determinar la cantidad de peróxido de hidrógeno consumida en nuestra reacción en función del tiempo empleado por el tiosulfato para reaccionar con el iodo. En nuestro experimento llevaremos a cabo varios intentos. Manteniendo constante la concentración [H 2 O 2 ] mientras variamos [I-] y luego manteniendo constante [I-] variando la concentración [H 2 O 2 ]. Esto nos permitirá determinar la constante de la velocidad de reacción. Representando gráficamente log[velocidad] vs log [H 2 O 2 ] (con [I-] constante) nos permitirá determinar m, el orden de reacción con respecto a [H 2 O 2 ]. La pendiente de la línea es igual a m, cuando log[velocidad] se representa en el eje Y. Y cuando se representa gráficamente log[velocidad] vs log [I-] (con [H 2 O 2 ] constante) nos permitirá determinar n, orden de reacción con respecto a [I-].
**3. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS
3.1. Materiales** Vasos de precipitados de 100 y 600 ml Probeta 3.2. Equipos Cronómetro o temporizador 3.3. Reactivos Agua destilada Tiosulfato sódico Na 2 S 2 O 3 Yoduro de potasio KI Ácido Clorhídrico HCl Peróxido de Hidrógeno H 2 O 2 4. PROCEDIMIENTO Paso 1: Preparar una disolución de tiosulfato sódico, colocando 0.25g (250 mg) de Na 2 S 2 O 3 en un vaso de precipitados de 100 mL y añadir 20 mL de agua, mezclándolo hasta su disolución. Paso 2: Preparar la disolución de yoduro de potasio. Añadir 10 g de KI en un vaso de precipitados de 100 mL y añadir 20 mL de agua mezclándolo hasta disolver. Paso 3: Obtener un vaso de precipitados de 600 mL, añadir las disoluciones de KI y Na 2 S 2 O 3 y añadir 60 mL de HCl 1M.
Paso 4: Finalmente, añadir 50 mL de H 2 O 2 0,1M, y tan pronto como se añada, empezar a contar el tiempo de la reacción. Parar el tiempo cuando el iodo se manifieste (la disolución cambia de color). Anotar el tiempo. Paso 5: Variando [H 2 O 2 ] y manteniendo [I-] constante. (2 veces más) Repetir paso 1 Repetir paso 2 pero con 20 g y posteriormente 40 g de KI Repetir paso 3 Añadir 150 mL más y posteriormente 450 mL más de agua al vaso de 600 mL Repetir paso 4, anotar tiempos para disoluciones de 300 mL y 600 mL Paso 6: Variando [I-] y manteniendo [H 2 O 2 ] constante. (3 veces) Repetir paso 1 Repetir paso 2 Repetir paso 3 Primero sin agua extra, luego añadiendo 100 mL y finalmente añadiendo 300 mL de agua. Repetir paso 4, primero añadiendo 50 mL, 100 mL la segunda vez y finalmente añadiendo 200 mL de H 2 O 2 0.1M Anotar tiempos para disoluciones de 150mL, 300 mL y 600 mL
b) ¿Qué es cinética de una reacción Redox?. ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… c) ¿Qué es un Cronómetro? ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………….. d) Gráficar log[velocidad] vs log ([H 2 O 2 ] inicial) para reacciones 1-3, y log[velocidad] vs log ([I-] inicial) para reacciones 4-6. Determine las órdenes de reacción m y n ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… e) Finalmente, determinar la constante de la velocidad de reacción ( K ), teniendo en cuenta m, n y los datos de [H 2 O 2 ] y [I-] junto con las velocidades. Repetir y determinar la constante k media ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………
7. CONCLUSIONES
