Prácticas cinética
Páginas: 3 (712 palabras)
Publicado: 22 de marzo de 2014
PRÁCTICA CINÉTICA QUÍMICA I
Introducción:
En esta práctica investigaremos la cinética de una reacción de oxidación del ión yoduro por el peróxido de hidrógeno:
H2O2 + 2I- + 2H+ -> I2 + 2H2ODeterminaremos la velocidad de esta reacción y su dependencia de las concentraciones de los iones yoduro y peróxido de hidrógeno.
La velocidad de reacción se expresa como velocidad de cambiode concentración de los reactivos. En nuestro caso, la velocidad de reacción puede expresarse en función del cambio de concentración de peróxido de hidrógeno:
velocidad = -d[H2O2]/dt = k[H2O2]m[I-]ndonde K = constante de velocidad, (la unidad es M/s)
m = orden de reacción con respecto a la concentración de peróxido de hidrógeno
n = orden de reacción con respecto a la concentración del iónyoduro
Se supone que en este caso la velocidad de reacción es independiente de la concentración de H+.
Para determinar la velocidad de la reacción de la oxidación usaremos una segunda reacciónsimultánea, a veces llamada reacción-reloj. Los iones tiosulfato reaccionan con el iodo producto de nuestra reacción.
I2 + 2S2O3 2- -> 2I- + S4O6 2-
Esta reacción consume todo el I2 tan prontocomo se produce en la reacción de oxidación. Esto impide que nuestra disolución se vuelva azul debido al I2 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 tiempoempleado por el tiosulfato para reaccionar con el iodo”.
En nuestro experimento llevaremos a cabo varios intentos. Manteniendo constante la concentración [H2O2] mientras variamos [I-] y luegomanteniendo constante [I-] variando la concentración [H2O2]. Esto nos permitirá determinar la constante de la velocidad de reacción. Representando gráficamente log[velocidad] vs log [H2O2] (con [I-]...
Introducción:
En esta práctica investigaremos la cinética de una reacción de oxidación del ión yoduro por el peróxido de hidrógeno:
H2O2 + 2I- + 2H+ -> I2 + 2H2ODeterminaremos la velocidad de esta reacción y su dependencia de las concentraciones de los iones yoduro y peróxido de hidrógeno.
La velocidad de reacción se expresa como velocidad de cambiode concentración de los reactivos. En nuestro caso, la velocidad de reacción puede expresarse en función del cambio de concentración de peróxido de hidrógeno:
velocidad = -d[H2O2]/dt = k[H2O2]m[I-]ndonde K = constante de velocidad, (la unidad es M/s)
m = orden de reacción con respecto a la concentración de peróxido de hidrógeno
n = orden de reacción con respecto a la concentración del iónyoduro
Se supone que en este caso la velocidad de reacción es independiente de la concentración de H+.
Para determinar la velocidad de la reacción de la oxidación usaremos una segunda reacciónsimultánea, a veces llamada reacción-reloj. Los iones tiosulfato reaccionan con el iodo producto de nuestra reacción.
I2 + 2S2O3 2- -> 2I- + S4O6 2-
Esta reacción consume todo el I2 tan prontocomo se produce en la reacción de oxidación. Esto impide que nuestra disolución se vuelva azul debido al I2 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 tiempoempleado por el tiosulfato para reaccionar con el iodo”.
En nuestro experimento llevaremos a cabo varios intentos. Manteniendo constante la concentración [H2O2] mientras variamos [I-] y luegomanteniendo constante [I-] variando la concentración [H2O2]. Esto nos permitirá determinar la constante de la velocidad de reacción. Representando gráficamente log[velocidad] vs log [H2O2] (con [I-]...
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