Esperienza laboratorio chimica generale - Cinetica

3.1 CINETICA DELL'OSSIDAZIONE DELLO IONE I CON LO IONE S O-

Scopo: Effettuare misure volte al verificare la cinetica della reazione tra ione persolfato S O e ione ioduri2 8-I .

Materiali:
- Becker da 250 ml;
- Burette graduate;
- 2 Becker d 100 ml;
- Agitatore magnetico;
- Siringa da 1 ml;
- Cronometro;
- Soluzione di amido
- Soluzione EDTA

Cenni teorici: In questo esperimento si vogliono ricavare i dati per ottenere l'equazione cinetica che definisce la reazione I2- - 2-S O + 2I + 2SO2 8 2 4 misurando il tempo in cui una certa quantità di persolfato reagisce in soluzione. L'equazione cinetica da verificare si troverà nella forma v (velocità di scomparsa di S O )= k*[S O ] * [I ] , dove k è la costante di reazione specifica e gli esponenti a cui sono elevate le concentrazioni definiscono l'ordine di una reazione rispetto un particolare reagente. La velocità di scomparsa dello ione

persolfato è definita come il rapporto 2-fra la variazione di concentrazione dello ione persolfato su unità di tempo, quindi v=∆[S O ]/∆t. Le due 2 8equazioni così definite daranno lo stesso valore di velocità di reazione. Per definire le costanti A e B si dovrà anche tener conto della velocità di scomparsa dello ione ioduro, per fare ciò si utilizza lo ione 2-tiosolfato (S O ), secondo la cui reazione si ottiene: 2 3 2- - 2-I + 2S O 2 I + S O2 2 3 4 6 si fa reagire lo iodio prodotto nella prima reazione per riottenere lo ione ioduro e ione tetrationato, permettendo in questo modo alla prima reazione di avvenire nuovamente essendoci ancora moli di persolfato in soluzione. La reazione 2 è una reazione molto più veloce della prima, infatti, tutto lo iodio prodotto dalla reazione 1 sarà ridotto a ioduro. Dato che si conosce la quantità di tiosolfato immessi in soluzione, si può ricavare stechiometricamente.

La quantità di iodio prodotto dalla reazione 1, così da sapere anche la quantità di moli di persolfato consumate. Il problema sorge quando bisognerà aggiungere il tiosolfato, infatti, lo iodio può assumere un colore in reazione, aggiungendo l'amido che funge da indicatore organico, si potranno ottenere risultati più precisi; infatti, lo iodio legato all'amido in un complesso produce un intenso colore blu - scuro. Alla fine appena tutti gli ioni tiosolfato hanno reagito secondo la reazione 2, si verrà a formare un eccesso di iodio per la reazione 1, colorando la soluzione legandosi all'amido. La quantità di Na2SO3 aggiunta sarà tale che nell'unità di tempo prevista reagiranno circa 2e-4 moli di persolfato, quindi facilitando anche il calcolo della velocità di reazione. Procedimento: Preparare 4 soluzioni 1. 25ml di soluzione KI 0,2 M 2. 50,0 ml di soluzione KI 0,2 M 3. 1,0 ml di soluzione

amido 1,0 ml di soluzione amido

1,0 ml di soluzione Na S O 0,4 M

1,0 ml di soluzione Na S O 0,4 M2 2 3 2 2

348,0 ml di soluzione KNO 0,2 M

23,0 ml di soluzione KNO 0,2 M3

31 goccia di EDTA

1 goccia di EDTA3.

25ml di soluzione KI 0,2 M

12,5 ml di soluzione KI 0,2 M

1,0 ml di soluzione amido

1,0 ml di soluzione amido

1,0 ml di soluzione Na S O 0,4 M

1,0 ml di soluzione Na S O 0,4 M2 2 3 2 2

323,0 ml di soluzione KNO 0,2 M

35,5,0 ml di soluzione KNO 0,2 M3

31 goccia di EDTA

1 goccia di EDTA

Ogni soluzione va preparata in sequenza e non tutto insieme, essendo alcune delle soluzioni usate volatili. Per la buona riuscita dell'esperimento le soluzioni andavano fatte reagire appena preparate. Dopo aver preparato una delle 4 soluzioni del Becker da 250 ml, introdurre nel Becker da 100 ml circa 25 ml di persolfato di ammonio (NH ) S O 0,2 M per la 1 e la 3 soluzione, mentre per la 2 e la 4 circa 50 ml, così da raddoppiare la concentrazione di ione persolfato che andrà

Versato nella soluzione. Mettere il Becker da 250 ml sull'agitatore magnetico e accendere l'apparecchio per mantenere la soluzione agitata; versare al suo interno il persolfato di ammonio cominciando a prendere il tempo appena le 2 soluzioni entrano in contatto. Non appena la soluzione si colora di blu segnare il tempo e aggiungere nell'immediato 1 ml esatto di soluzione di tiosolfato di sodio Na S O 0,4 ml. Ripetere la procedura per 6 volte così da avere 6 misure sul tempo di scomparsa di S O .

Conclusioni: Nelle 4 soluzioni si osserva che sono variate le concentrazioni di iodio (soluzione KI) e di persolfato aggiunto (S O ), in questo modo è possibile osservare la variazione di velocità tra le varie soluzioni e ricavare sperimentalmente i coefficienti α e β, per poi ricavare la costante di reazione.

1 soluzione 2- 2-t[mm:ss,00] ∆t[mm:ss,00] ∆t[s] n consumate[mol] [S O ] d[S O ] V [mol/l*s]2 8 2 802.10,01 02.10,01 130,01

2,00E-04 4,80E-02 -2,00E-03 1,54E-05

04.11,42 02.01,41 121,41 4,00E-04 4,60E-02 -2,00E-03 1,65E-05

06.17,30 02.05,88 125,88 6,00E-04 4,40E-02 -2,00E-03 1,59E-05

08.33,23 02.15,93 135,93 8,00E-04 4,20E-02 -2,00E-03 1,47E-05

11.02,09 02.29,09 149,09 1,00E-03 4,00E-02 -2,00E-03 1,34E-05

13.38,08 02.35,76 155,76 1,20E-03 3,80E-02 -2,00E-03 1,28E-05

2 soluzione 2- 2-t[mm:ss,00] ∆t[mm:ss,00] ∆t[s] n consumate[mol] [S O ] d[S O ] V [mol/l*s]2 8 2 800.59,17 00.59,17 59,17 2,00E-04 9,80E-02 -2,00E-03 3,38E-05

02.01,05 01.01,88 61,88 4,00E-04 9,60E-02 -2,00E-03 3,23E-05

03.03,73 01.02,68 62,68 6,00E-04 9,40E-02 -2,00E-03 3,19E-05

04.07,18 01.04,18 64,18 8,00E-04 9,20E-02 -2,00E-03 3,12E-05

05.13,44 01.05,53 65,53 1,00E-03 9,00E-02 -2,00E-03 3,05E-05

06.20,36 01.06,92 66,92 1,20E-03 8,80E-02 -2,00E-03 2,99E-05

3 soluzione 2- 2-t[mm:ss,00] ∆t[mm:ss,00] ∆t[s] n consumate[mol] [S O ] d[S O ] V [mol/l*s]2 8 2 801.07,81 01.07,81 67,81 2,00E-04 4,80E-02 -2,00E-03 2,95E-05

02.17,10 01.09,29 69,29 4,00E-04

4,60E-02 -2,00E-03 2,89E-05 03.25,75 01.08,65 68,65 6,00E-04 4,40E-02 -2,00E-03 2,91E-05 04.38,55 01.12,80 72,8 8,00E-04 4,20E-02 -2,00E-03 2,75E-05 05.55,92 01.17,37 77,37 1,00E-03 4,00E-02 -2,00E-03 2,58E-05 07.18,10 01.22,18 82,18 1,20E-03 3,80E-02 -2,00E-03 2,43E-05 4 soluzione 2- 2-t[mm:ss,00] ∆t[mm:ss,00] ∆t[s] n consumate[mol] [S O ] d[S O ] V [mol/l*s] 2 8 2 801.38,26 01.38,26 98,26 2,00E-04 9,80E-02 -2,00E-03 2,04E-05 03.17,22 01.38,96 98,96 4,00E-04 9,60E-02 -2,00E-03 2,02E-05 04.56,19 01.38,47 98,47 6,00E-04 9,40E-02 -2,00E-03 2,03E-05 06.38,00 01.41,81 101,81 8,00E-04 9,20E-02 -2,00E-03 1,96E-05 08.22,76 01.44,76 104,76 1,00E-03 9,00E-02 -2,00E-03 1,91E-05 10.09,38 01.46,62 106,62 1,20E-03 8,80E-02 -2,00E-03 1,88E-05 12.00,33 01.50,95 110,95 1,40E-03 8,60E-02 -2,00E-03 1,80E-05 Le velocità di reazione risultano, prendendo il valor medio come valore più probabile: 1. 1,48e-05 mol/l*s 2. 3,16e-05 mol/l*s 3. 2,75e-05 mol/l*s 4. 1,95e-05 mol/l*s Posso osservare cheraddoppiando le concentrazioni di persolfato la velocità raddoppia e dimezzando o raddoppiando le concentrazioni di ioduro la velocità dimezza o raddoppia; quindi l'ordine di reazione complessivo sarà 2, con α=1 e β=1. Posso quindi ricavare le k di reazione conoscendo le concentrazioni di S O e I di ognuna delle 4 soluzioni: - k = 1,48e-05 mol/l*s / (0,05mol/l*0,005 mol/l)=5,91E-02 l/mol*s1 - k =3,16e-05 mol/l*s /(0,1 mol/l * 0,005 mol/l)= 6,32E-02 l/mol*s2 - k =2,75e-05 mol/l*s /(0,05mol/l * 0,01 mol/l)= 5,51E-02 l/mol*s3 - k =1,95e-05 mol/l*s /(0,1mol/l * 0,0025mol/l)=7,79E-02 l/mol*s4 Il valore della k può essere dovuto a errori avvenuti durante la preparazione delle soluzioni, probabilmente sbagliando le giuste dosi di soluzioni e quindi le giuste concentrazioni. Con una k di questa grandezza la reazione della soluzione 4 avverrebbe più velocemente delle altre 3, ciò non è possibile dato che in tutte e tre le soluzioni la velocità di reazione è influenzata dalla concentrazione degli stessi reagenti.

soluzioni avvengono le stesse reazioni, quindi la k dovrebbe rimanere costante.