10 I^- á 5 I₂ + 10 e^-

---------------------------------------------------

12 H⁺ + 2 IO₃^- + 10 I^- á  6 I₂ + 6 H₂O

            Por estequiometría, sabemos entonces que 3 [IO₃^-] = [I₂]

            El almidón da una coloración azul en presencia de I₂ y lo utilizamos para saber cuando debemos dejar de agregar Na₂S₂O₃, es decir, cuando se termina de consumir el I₂. Al agregar tiosulfato de sodio, tiene lugar otra reacción de óxido-reducción según:

2 e^- + I₂ á 2 I^-

2 S₂O₃^2- á S₄O₆^2- + 2 e^-

--------------------------------------------------

2 S₂O₃^2- + I₂ á 2 I^- + S₄O₆²

            Finalmente, por estequiometría:

[S₂O₃^2-] = 2 [I₂]

[I₂] = [S₂O₃^2-] / 2  = 3 [IO₃^-]

[IO₃^-]= [S₂O₃^2-] / 6

            De este modo, conociendo la cantidad de la solución de tiosulfato de sodio agregado (y su concentración), podemos calcular la concentración de iones iodato que nos permitirán calcular la constante de producto de solubilidad del iodato de calcio (ver apéndice)

Resultados experimentales:

	Experiencia 1	Experiencia 2
Volumen de Ca(IO3)2 (ml)	10	10
Volumen de Na2S2O3 consumido (ml)	4,1	4,3
[IO3-] (M)	6,86 . 10-3	7,16 . 10-3
[Ca2+] (M)	3,43 . 10-3	3,58 . 10-3
KPS experimental	1,61 . 10-7	1,84 . 10-7
KPS bibliográfico*	6,47 . 10-6

* www.quimica.igloo.cl

D.   Conclusiones:

De la primera parte podemos decir que con el aumento de la temperatura, la solubilidad del ioduro de plomo, como en la mayoría de las sales, se hace mayor. Esto nos indica que la reacción de disolución de esta sal es endotérmica, por lo que un aumento de la temperatura desplaza el equilibrio hacia los productos, aumentando la

solubilidad. Además, lo confirma el hecho de que con el descenso de temperatura la sal vuelve a precipitar.

Con respecto al KClO₃, también podemos decir que la solubilidad aumenta con la temperatura, por lo que su disolución también es endotérmica. Hubiese sido útil pesar la muestra de KClO₃ antes de realizar la experiencia para compararlas, y así evaluar la efectividad del método utilizado.

Por último, comparando la constante del producto de solubilidad para el Ca(IO₃)₂ obtenida experimentalmente con la tabulada, vemos que difieren en un orden. Creemos que esto puede deberse a errores en la medición de volúmenes, o a la posibilidad de haber agregado el almidón cuando la solución ya estaba bastante descolorida y habernos pasado del punto final. La diferencia con respecto a la constante tabulada puede deberse a que las condiciones experimentales no fueran las estándar, por ejemplo, si la temperatura del laboratorio era distinta de 25ºC el día en que se hizo la titulación, la constante pudo haber cambiado.

Apéndice:

Determinación de la  masa de clorato de potasio en una muestra

Gráfico de solubilidad del KClO₃ en agua en función de la temperatura

Cálculo de la concentración de KClO₃ a T₁, T₂ y T₃ con su incerteza

Y = 0,0045 X² + 0,0842 X + 3,628

ε_Y = 0,0045 . (2 . (ε_X / X) . X²) + 0,0842 . ε_X

Reordenando la ecuación y teniendo en cuenta que ε_X = 1ºC para todos los casos:

ε_Y = 0,009 X + 0,0842

Para T₁:

Y = 0,0045 (84,5)² + 0,0842 (84,5) + 3,628

Y= 42,87 g st / 100 g agua

ε_Y = 0,009 X + 0,0842

ε_Y = 0,009 . 84,5 + 0,0842

ε_Y = 0,84 g st / 100 g agua

Para T₂:

Y = 0,0045 (54)² + 0,0842 (54) + 3,628

Y= 21,30 g st / 100 g agua

ε_Y = 0,009 X + 0,0842

ε_Y = 0,009 . 54 + 0,0842

ε_Y = 0,57  g st / 100 g agua

Para T₃:

            La temperatura T₃ corresponde a un punto del gráfico; el valor de la solubilidad en ese punto es 14 g st / 100 g agua.

Cálculo de la masa de la muestra de KClO₃ en las soluciones 1, 2 y 3 con su incerteza

δ = m / V

m = δ . V

Para todos los casos:

ε_m = 1 g/cm³ . 0,1 cm³

ε_m = 0,1 g

Solución 1:

m = 1 g/cm³ . 5 cm³

m = 5 g

100 g de agua á 42,87 g st

5 g de agua á x = 2,14 g st

ε_x = m.y / 100 . (ε_m / m + ε_y / Y)

ε_x = 5 g . 42.87 g / 100 g . (0,1 g / 5 g + 0,84 g / 42,87 g)

ε_x = 0,08 g

Solución 2:

m = 1 g/cm³ . 10 cm³

m = 10 g

100 g de agua á 21,3 g st

10 g de agua á x = 2,13 g st

ε_x = m.y / 100 . (ε_m / m + ε_y / Y)

ε_x = 10 g . 21,3 g / 100 g . (0,1 g / 10 g + 0,57 g / 21,3 g)

ε_x = 0,08 g

Solución 3:

m = 1 g/cm³ . 15 cm³

m = 15 g

100 g de agua á 14 g st

15 g de agua á x = 2,1 g st

ε_x = m.y / 100 . (ε_m / m + ε_y / Y)

ε_x = 15 g . 14 g / 100 g . (0,1 g / 15 g )

ε_x = 0,01 g

Promedio de masas:

m _p = (m₁ + m₂ + m₃) / 3

m _p = (2,14 g + 2,13 g + 2,1 g) / 3

m _p = 2,12 g

ε_mp = (ε_m1 + ε_m2 + ε_m3) / 3

ε_mp = (0,08 g + 0,08 g + 0,01 g) / 3

ε_mp  = 0,06 g

Cálculo de la concentración de IO₃^-, Ca²⁺ y K_PS

3 [IO₃^-] = [I₂]

[S₂O₃^2-] = 2 [I₂]

[I₂] = [S₂O₃^2-] / 2 = 3 [IO₃^-]

[IO₃^-] = [S₂O₃^2-] / 6

Experiencia 1

1000 ml sc á 0,1 moles S₂O₃^2-

4,1 ml sc á 4,1 . 10^-4 moles S₂O₃^2-

38,1 ml sc á4,1 . 10^-4 moles S₂O₃^2-

1000 ml sc á 1,08 . 10^-2 moles S₂O₃^2-

[IO₃^-] = [S₂O₃^2-] / 6 = 1,08 . 10^-2 M / 6 = 1,8 . 10^-3 M

En la solución inicial de Ca(IO₃)₂:

1000 ml scá 1,8 . 10^-3 moles IO₃^-

38,1 ml sc á 6,86 . 10^-5 moles IO₃^-

10 ml sc á 6,86 . 10^-5 moles IO₃

1000 ml sc á 6,86 . 10^-3 moles IO₃

[IO₃^-] = 6,86 . 10^-3 M

[Ca²⁺] = [IO₃^-] / 2 = 3,43 . 10^-3 M

K_ps = [IO₃^-]² . [Ca²⁺] = 1,61 . 10^-7

Experiencia 2

1000 ml sc á 0,1 moles S₂O₃^2-

4, ml sc á 4,3 . 10^-4 moles S₂O₃^2-

38,3 ml sc á4,3 . 10^-4 moles S₂O₃^2-

1000 ml sc á 1,12 . 10^-2 moles S₂O₃^2-

[IO₃^-] = [S₂O₃^2-] / 6 = 1,12 . 10^-2 M / 6 = 1,87 . 10^-3 M

En la solución inicial de Ca(IO₃)₂:

1000 ml sc á 1,87 . 10^-3 moles IO₃^-

38,3 ml sc á 7,16 . 10^-5 moles IO₃^-

10 ml sc á 7,16 . 10^-5 moles IO₃

1000 ml sc á 7,16 . 10^-3 moles IO₃

[IO₃^-] = 7,16 . 10^-3 M

[Ca²⁺] = [IO₃^-] / 2 = 3,58 . 10^-3 M

K_ps = [IO₃^-]² . [Ca²⁺] = 1,84 . 10^-7

Autor:

Cynthia Fernandez

cyntuche[arroba]hotmail.com