Reloj De Yodo 3940

Universidad de Chile Facultad de Ciencias Departamento de Química

Informe laboratorio N°7: El reloj de Yodo: Un experimento clásico de cinética química

Alumno: Diego Ignacio Valderrama Soto Mail: [email protected] Carrera: Ingeniería en Biotecnología Molecular Fecha: 18 de Junio del 2015

Introducción Como se explicó en el informe del laboratorio anterior (Un experimento simple de Cinética química), la cinética química se encarga del estudio de la rapidez de una reacción química, incluyendo a las variables que puedan afectar a la velocidad de cierta reacción como lo puede ser la temperatura, concentración de cada compuesto implicado y la presencia de catalizadores e inhibidores. En este laboratorio se estudiará la velocidad de una reacción química a través del reloj de Yodo, experimento que permite observar el efecto de la concentración de las sustancias que interactúan como también el efecto producido por la temperatura en la reacción química del reloj de Yodo. La reacción involucrada en este práctico entre el persulfato de amonio ((NH 4)2S2O8) y el yoduro de potasio (KI) se puede expresar de la siguiente manera, sin considerar a los elementos que no participan en la reacción: −¿ ¿ −¿ ⟺ 2 S O−2 4 +I3 ¿ S2 O−2 8 +3I La cual es acoplada a la siguiente reacción producida por el tiosulfato de sodio (Na2S2O3): −¿ ¿ −¿ ⟺ S 4 O−2 6 +3 I ¿ 2 S2 O−2 3 +I3 El acoplamiento de esta reacción permitirá detectar cuando todo el

S 2 O−2 3 es consumido,

ya que el yodo liberado en esta reacción es detectado por el almidón [1], el cual hace que la solución que es incolora torne a un color azul oscuro. Para calcular la constante de velocidad se usa la siguiente ecuación extraída del paper descargado para la realización del laboratorio [2]: −¿¿ I ¿ −2 ∆ [ S2 O3 ] V= =k [ S2 O−2 8 ]¿ ∆T Mientras que para calcular la energía de activación de la ecuación de Arrhenius de la reacción se puede realizar un gráfico de lnk Vs 1/K, del cual se obtiene una representación lineal que permite obtener la energía de activación. Sabiendo que la ecuación de Arrhenius por literatura [3] es:

k =A e

−Ea RT

(2)

Donde k es la constante de velocidad; A una constante con las mismas unidades que k; E a es la energía de activación; R es la constante de los gases y T es la temperatura en Kelvin. Al aplicar logaritmo natural se obtiene que: E ln k =ln A− a (3) RT Finalmente, para conocer el orden de la reacción se utiliza la siguiente ecuación: −¿ I¿ ¿ ¿ V =k ¿ Donde m y n son números enteros q indican el orden de la reacción. Los objetivos específicos de este práctico son:  Determinación de la ley de velocidad experimental.  Determinación de la constante de velocidad y su dependencia con la temperatura.  Obtención de la energía de activación.  Estudio del efecto de un catalizador en la activación de la reacción.

Dibujo

Figura 1: Montaje de instrumentos y soluciones usadas en el laboratorio.

Datos Brutos

Los datos obtenidos en los experimentos se muestran en la siguiente tabla: Tabla I: Tiempo medido en cada experimento. Experiment (NH4)2S2O8 KI (M) KNO3 (NH4)2S2O4 o (M) 25mL 25mL (g) (g) 1 0.2 0.2 2 0.1 0.2 0.33 3 0.05 0.2 0.51 4 0.2 0.1 0.25 5 0.2 0.05 0.49 6 0.2 0.1 0.25 7 0.2 0.1 0.25 8

0.2

0.1

0.25

-

9

0.2

0.1

0.25

-

10

0.2

0.1

0.25

-

11

0.2

0.1

0.25

-

Notas T°~3°C T°~24° C T°~33° C 1 gota de Cu(NO3 )2 2 gotas de Cu(NO3 )2 3 gotas de Cu(NO3 )2

Tiempo (s) 24 101 171 30 59 190 36 17 26

15

5

Análisis de Datos Para obtener la molaridad de los compuestos de la ecuación (1) se procede, en el caso del Ipor ejemplo, a calcular la cantidad de moles presentes en los 25mL usados, para posteriormente calcular la concentración en los 65mL de la solución: 0.2 moles ⟶ 1 L xmoles ⟶ 0.025 L

⟹ x =0.005 moles ⟹

0.005 moles =0.0769 M ≈ 0.077 M 0.065 L

Realizando estos cálculos a los experimentos 1-5 de la tabla I, que son con los que se trabajara con la ecuación (1) se tiene que: Tabla II: Molaridad de compuestos a utilizar en ecuación (1)

Experiment o

[S2O8-2]

[I-]

1 2 3 4 5

0.077 0.038 0.019 0.077 0.077

0.077 0.077 0.077 0.038 0.019

S 2 O−2 3 ¿ ] 0.0015 0.0015 0.0015 0.0015 0.0015

Usando la ecuación (1) se procede a calcular tanto la velocidad como la constante de velocidad de cada experimento. Los valores calculados son expresados en la siguiente tabla: Tabla III: Velocidad y constante de velocidad experimentos 1-5. Experimento Velocidad k (M/s) (1/Ms) 1 6.25*10-5 0.0105 2 1.49*10-5 0.0051 -6 3 8.77*10 0.0060 4 5.00*10-5 0.0171 -5 5 2.54*10 0.0174 Para poder graficar y obtener la energía de activación, se usaran los experimentos 4, 6, 7 y 8, los cuales presentan distintas temperaturas. Para el gráfico será necesario calcular el inverso de la temperatura (1/K), la constante de velocidad y el lnk: Tabla IV: cálculo del inverso de la temperatura y lnk. Experiment Velocidad k 1/K o (M/s) (1/Ms) (K-1) -6 6 7.89*10 0.0027 3.62*10-3 7 4.17*10-5 0.0143 3.37*10-3 -5 4* 5.00*10 0.0171 3.36*10-3 8 8.82*10-5 0.0301 3.27*10-3 *se consideró una temperatura ambiente de 25°C Usando el programa OriginPro8 se obtiene el siguiente gráfico]:

lnk -5.91 -4.25 -4.07 -3.50

-3.0

-3.5

Lnk

-4.0

-4.5

-5.0

-5.5

-6.0 0.00325 0.00330 0.00335 0.00340 0.00345 0.00350 0.00355 0.00360 0.00365 -1

Inverso Temperatura (K )

Figura 2: Gráfico 1/K Vs Lnk Este gráfico presenta una recta de la forma Y =−6887 X +19.02 , la cual es análoga a la ecuación (3), permitiendo el cálculo de la energía de activación sabiendo que la pendiente −Ea de la recta está definida como donde R= 8.314J/Kmol: R −6887=

−E a R

⟹ E a=6887∗R Ea =

57289 J mol

Ea =57.289 kJ /mol Para calcular el orden de la reacción se usará la ecuación (4) la cual se iguala con la ecuación (1) obteniéndose:

−¿ I¿ ¿ ¿ ∆ [ S2 O−2 3 ] V= =k ¿ ∆T A la cual, al aplicarse logaritmo queda expresada como: −¿¿ I ¿ ¿ log V =log k +m log¿ En donde log k

es una constante denominada C.

Para calcular el orden de m es necesario que

[ S2 O−28 ]

sea constante, por lo que para −¿¿ graficar se considerarán los experimentos 1, 4 y 5; mientras que para calcular n I debe ¿ ser constante, de modo que los experimentos a usar serán el 1, 2 y 3. Los cálculos de los logaritmos se expresan en la siguiente tabla: Tabla V: cálculo logaritmos de velocidad y concentraciones a usar. −¿¿ log V Experimento log [ S2 O−2 8 ] I ¿ ¿ log ¿ 1 2 3 4 5

-3.94 -4.83 -5.06 -4.30 -4.60

-1.11 -1.42 -1.72 -1.11 -1.11

El gráfico que permitirá obtener el valor de n es el siguiente:

-1.11 -1.11 -1.11 -1.42 -1.72

LogV

-4.2

-4.4

-4.6

-1.8

-1.5

-1.2

Log[(S2O3)^-2]

Figura 3: Gráfico para la determinación de n. La ecuación de la recta de este gráfico es: Y =0.65 X −3.44 En donde la pendiente nos indica el valor de n, que es 0.65 ≈ 1 El gráfico que otorga el valor de m es el siguiente:

-4.0

LogV

-4.4

-4.8

-5.2 -1.8

-1.5

-1.2

Log[I^-]

Figura 4: Gráfico para la determinación de m . Este gráfico tiene la ecuación de la recta representada como: Y =1.41 X −2.69 En donde la pendiente nos indica el valor de n, que es 1.41≈ 1 Por lo que el orden de la reacción es de valor 2. Finalmente, para determinar el efecto de un catalizador, en específico para este práctico el Cu(NO3)2, se utilizan los experimentos 9, 10 y 11, a los cuales se le calcula su velocidad y su constante de velocidad: Tabla VI: Velocidad y constante de velocidad experimentos 9-11. Experimento Velocidad (M/s) k (1/Ms) 9 5.77*10-5 0.0197 -4 10 1.00*10 0.0342 11 3.00*10-4 0.1025 Con estos valores se puede apreciar con claridad el efecto de un catalizador, pues a medida que se aumentan las gotas usadas del catalizador, aumenta la velocidad de la reacción.

Discusión Como se pudo apreciar, el reloj de yodo es un experimento del cual se puede extraer bastante información sobre la cinética química como lo es la velocidad de reacción con su respectiva constante de velocidad; el efecto producido por la temperatura; el orden de la

reacción conociendo la concentración de los reactantes y el efecto de un catalizador en la reacción. En la determinación de la ley de velocidad experimental se trabajaron con compuestos que presentaban iones similares a los iones participantes en la reacción principal (SO 4-2 ≈ S2O8-2) e iones iguales en el caso de KNO3 y KI, con el objetivo de comprobar que la velocidad de reacción de la reacción acoplada es despreciable debido a que su velocidad de reacción es mucho mayor a la de la primera reacción. Esto se pudo demostrar por el hecho de que al comparar el experimento 1 con el 2 y 3, la velocidad disminuyó debido a que la concentración de S2O8-2 disminuyó a la mitad en el experimento 2 y un cuarto en el experimento 3 con respecto al experimento 1, independientemente de que con los iones similares ingresados la cantidad de producto formado sea similar a la del experimento 1. Este mismo caso ocurre con el ión K-, lo que se observa al comparar el experimento 1 con los experimentos 4 y 5 en donde de disminuía la concentración de KI a la mitad y a un cuarto respectivamente, lo que trajo como consecuencia la disminución de la velocidad de reacción e indica que la velocidad de la reacción principal solo se ve afectada, en estos experimentos, solo por la concentración de los reactivos principales y no de los iones agregados, lo que permite inferir que la reacción acoplada tampoco produce un efecto en la velocidad de la reacción principal. En cuanto a medir el efecto de la temperatura en la velocidad de reacción, se pudo notar en la tabla IV que a medida que aumenta la temperatura, la velocidad de la reacción también aumente, es decir la velocidad de reacción es directamente proporcional a la temperatura lo que puede ser explicado a un nivel microscópico, lo que se hará más adelante. Por otro lado, los mismos experimentos usados para ver el efecto de la temperatura sirvieron para calcular la energía de activación de la reacción, la cual fue de 57.289 kJ /mol que comparada a la obtenida en el paper que fue de 12.5kcal/mol [2] se obtuvo un error experimental del 9.5%. Cabe recordar que el valor obtenido en kJ/mol debió ser multiplicado por un factor de conversión de 0.239[4] obteniéndose un valor de 13.692kcal/mol. La diferencia de este valor con el otorgado por la literatura se puede atribuir a los propios errores experimentales ocurridos durante la ejecución del práctico. Otro factor importante en la diferencia de los valores se debe a que el cálculo del valor de la energía de activación obtenida por la literatura se efectúo en el año 1964 en donde no existía la tecnología actual con la que se realizó el experimento como lo son los vórtex y la centrífuga, lo que indudablemente va a marcar una diferencia en los cálculos de los valores de la energía de activación. Finalmente se calculó el orden de la reacción, el cual resultó ser de 2 y se observó el efecto que tiene el catalizador Nitrato de cobre (II) (Cu(NO 3)2) en la reacción. Esto se pudo observar en la tabla VI en donde a medida que se aumentan las gotas del catalizador, se aumenta la velocidad en que ocurre la reacción drásticamente. El efecto que tiene el catalizador es de disminuir la energía de activación para que el paso de productos a reactantes se realice en un lapso menor de tiempo y por ende a una mayor velocidad. En este proceso el catalizador no participa de la reacción principal.

Observando los experimentos a un nivel microscópico se puede comentar que si yo fuese una molécula de KI observaría en un principio del experimento 1 que estaría rodeado de moléculas de almidón y tiosulfato de sodio. De este último compuesto observo como algunas de sus moléculas se separan en iones de Na+ y S2O3-2 y comienzan a desplazarse a lo largo de la red de sílice que nos contiene. Luego observo como en las alturas comienzan a caer moléculas de persulfato de amonio ([NH4]2S2O8) las cuales al chocar con nosotros comienzan a partirse en dos iones: NH4+ y S2O8-2. Este último ión comienza a interactuar con 3 iones de I-, provocando que el ión persulfato se divida en dos iones de SO4-2 y el ión de yodo forme I3-. Posteriormente, transcurridos 24 segundos desde que comenzó esta interacción observo como el I3- comienza a interactuar con dos iones de tiosulfato, formándose un ión de S4O6-2 y volviéndose a formar 3 iones de I -. Es en este momento cuando el almidón reacciona y se torna de un color azul oscuro que nos envuelve a todas las moléculas. Si fuese la misma molécula de KI en el experimento 2 y 3 observaría en un principio que aparte de las moléculas de almidón y tiosulfato de sodio hay moléculas de sulfato de amonio las cuales se separan en iones de NH 4+ y SO4-2. Este último ión es igual al que se forma cuando interactúa el ión persulfato y los 3 iones de yodo de modo que cuando veo que caen las moléculas de persulfato de amonio (que cada vez son menos en los experimentos 2 y 3), ya habrán iones de sulfato en la solución pero que no interactuarían con los iones de I- pues es poca la cantidad de este ión que se forma, quedando varios iones de sulfato que no participarían en la velocidad de la reacción. Una situación similar observaría sí estuviese presente en los experimentos 4 y 5, en donde al comienzo observaría moléculas de almidón, tiosulfato de sodio y además moléculas de nitrato de potasio, el cual se disocia en iones de K+ y NO3-. Esto provocaría el mismo efecto que en los casos anteriores (experimentos 2 y 3) en donde apreciaría como estos iones no interactúan con los iones principales de la reacción y por tanto no afectan en la velocidad de esta. Ahora, si yo fuese la misma molécula de yoduro de potasio pero en los experimentos 6, 7 y 8 experimentaría como en el experimento 6 la energía cinética presente es muy baja, pues observo como yo y las demás moléculas de KI, almidón, tiosulfato de sodio y sulfato de amonio nos desplazamos lentamente; esto se debe a que macroscópicamente corresponde al experimento realizado a una temperatura cercana a los 3°C por lo que la energía cinética que poseo es poca y hará que cuando caigan las moléculas de persulfato de amonio, estas no logren interactuar eficazmente con las demás moléculas y se tardará demasiado en que se disocien y comiencen a interactuar sus iones lo que finalmente producirá que el almidón detecte el I- y cambie de color. En el experimento 7 como macroscópicamente me encuentro a una temperatura cercana a los 24°C yo tendría una mayor energía cinética al igual que las demás moléculas por lo que al caer las moléculas de persulfato de amonio estas se separarán más rápido de lo que ocurría cuando estaba en el experimento 6, de modo que la reacción se producirá a una mayor velocidad. En el experimento 8, macroscópicamente estaré a una temperatura de 33°C, por lo que a nivel microscópico apreciaré como yo obtengo mayor energía cinética que en los experimentos anteriores y por ende tiendo a desplazarme con mayor velocidad lo que traerá como consecuencia que al momento de ingresar las moléculas de persulfato de amonio, estas se disocien rápidamente e interactúen

con mayor eficacia con los iones principales, haciendo que se forme I - con mayor frecuencia y con ello las moléculas de almidón provoquen que nustro alrededor se torne de un color azul oscuro. Finalmente, si fuese parte de los experimentos 9, 10 y 11 observaría que al comienzo hay moléculas de almidón, KNO3, Na2S2O3 y unas pocas de nitrato de cobre (II). Estas últimas tienen una función especial que logro apreciar en el momento que chocan las moléculas de persulfato de amonio contra nosotros. Las pocas moléculas de nitrato de cobre (II) hacen que la interacción entre los iones de I-y S2O8-2 sea mucha más rápida que en el experimento 8. La particularidad que veo es que el nitrato de cobre (II) si bien colabora en que la interacción se de una forma expedita, esta molécula no participa en la interacción por lo que veo como se mantiene igual. La única diferencia que se puede observar en estos 3 experimentos es que cada vez hay más moléculas de Cu(NO3)2 por lo que la ayuda a la interacción entre los iones I-y S2O8-2 es cada vez más expedita y por tanto las moléculas de almidón provocan el cambio de color a nuestro alrededor en un período de tiempo más corto.

Bibliografía [1] Juan S. Gómez-Jeria. Guía de trabajos prácticos fisicoquímica II. 2015. Pág. 24. [2] Moews, P.C., Petrucci, R.H. The Oxidation of iodide ion by persulfate ion. Journal of Chemical Education (1964). Volumen 41. Pág: 549-551. [3] Departamento de Educación, Política Lingüística y Cultura del Gobierno Vasco (s.f.). Energía de activación, ecuación de Arrhenius, catálisis. Recuperado el 18 de Junio de 2015, de www.hiru.com. [4] (s.f). Conversión de unidades Calorías – Joules. Recuperado el 24 de Junio de 2015, de www.unitsconversion.com.ar.