Estudio de la Cinética de la Oxidación de Yoduro por Peróxido de Hidrogeno Oscar Fernando Alfaro Herrera Sergio Paulo Cabrera Chacón Ricardo Antonio García Cárcamo Héctor Antonio Molina Paz José Carlos Renderos Arrué Universidad Centroamericana José Simeón Cañas Departamento de Ingeniería de Procesos y Ciencias Ambientales El Salvador
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I.
INTRODUCCIÓN
La cinética química abarca los siguientes aspectos: predecir la velocidad que tendrá una reacción en unas condiciones determinadas de presión, temperatura, concentración, catalizador, y determinar y comprender el mecanismo por el que tiene lugar una reacción. Esto posee una importancia indispensable en la industria de procesos en donde ocurren transformaciones químicas para tomar base del diseño de reactores y procesos que involucren una o varias reacciones. Los enfoques de la cinética química son: primeramente, los cambios cuantitativos que ocurren durante la reacción al alcanzar el estado final sin importar si la reacción ocurre lenta o rápidamente y el segundo enfoque se interesa por la rapidez con la que los reactivos son transformados en productos, teniendo en cuenta el tiempo como variable independiente. Las reacciones del yodo son de importancia ambiental en la evaluación de las consecuencias de un accidente en un reactor nuclear, así como también en la química marina. El yodo también desempeña un rol muy importante en los organismos vivientes. El peróxido de hidrogeno o agua oxigenada, es un potente agente oxidante relativamente estable que al calentarlo o por exposición prolongada a luz se descompone con facilidad en oxígeno y agua, razón por la cual se conserva en envases opacos.
A temperatura ambiente, la reacción anterior es lenta pero existe una gran variedad de catalizadores que aumentan su velocidad. Los iones Yoduro y Dicromato son un ejemplo de catalizadores homogéneos. Debido a la facilidad de descomposición del peróxido de hidrogeno por la gran gama de catalizadores que favorecen esta reacción, las disoluciones comerciales contienen estabilizantes cuya misión es ralentizar la reacción. [1] Es importante pues en primer lugar conocer las cinéticas de descomposición de este producto químico para evitar reacciones. Siendo una bastante común con iones yoduro. Este trabajo pretende determinar relaciones y conclusiones sencillas pero valiosas sobre la cinética de esta reacción. II. MARCO TEÓRICO Se han re realizado múltiples estudios de la cinética de la reacción entre yoduro y peróxido de hidrogeno; a comienzos del siglo veinte Augustus Harcourt y William Esson estudiaron la cinética y mecanismo de esta reacción, Bray y Liebhafsky también la examinaron. En la literatura se encuentra atribuido el nombre de esta reacción a ambos equipos, aunque las condiciones a las que trabajaron y el enfoque de sus estudios haya sido diferente.
TABLA 1. MECANISMO DE REACCIÓN PROPUESTO POR LIEBHAFSKY. [4] Reacción Constante (K)
A pesar de parecer simple, esta reacción da lugar a una serie de intermedios reactivos de vida muy corta, como el ácido yódico (HIO). (1)
Los experimentos llevados a cabo, por Harcourt y Esson, revelaron que la cinética de la reacción es de orden global 2. Según ellos la velocidad de reacción es proporcional a la concentración de los iones yoduro y a la concentracion de los iones hidrogeno.[2] Para explicar el orden de la reaccion propusieron en mecanismo de reacción que concordaba con sus resultados, el cual consistia en tres pasos: 1. La primera parte es una reaccion lenta entre y :
2. La segunda parte es el establecimiento de un equilibrio por el acido debil, acido yodico, HIO, este paso sucede rapidamente
3. Finalmente, se forma yodo en una reacción rápida entre el ácido yódico, iones hidrogeno e iones yoduro:
Este mecanismo concuerda con la estequiometría de la reacción global. La cinética y el orden total de la reacción son aquellos del paso lento, debido a que es la parte determinante de la velocidad de reacción total. [2] Otros investigadores catalogan esta reaccion con orden global 2, siendo esta directamente proporcional a las concentraciones de peroxido de hidrógeno y yoduro. [3]
Bray y Liebhafsky analizaron, por su parte, la compleja cinética de esta reacción proponiendo un mecanismo de reacción diferente al de Harcourt y Esson.
[
]
(2)
(3) ⁄[
]
(4)
Examinando los datos recabados, Bray y Liebhafsky, encontraron que la constante de velocidad para el paso determinante en una solución con pH neutro era de . Más recientemente, Hansen realizó experimentos en las mismas condiciones. Usando velocidades iniciales, Hansen encontró en concordancia con el valor reportado por de Bray y Liebhafsky. Encontraron, así mismo, que esta constante es linealmente dependiente de la [ ]) en concentración de ( [4] referencia a la reacción (1). La reacción (1) es la que determina la velocidad de reacción al ser la más lenta y es acompañada de reacciones mucho más rápidas. La constante de velocidad de la reacción 2 fue calculada por Liebhafsky obteniendo . Para la determinación de esta constante, la velocidad y concentración de HIO y debió de haber sido [4] [ ][ conocidas ( ]) Para la determinación de la velocidad de la reacción se mezcla los reactivos junto con otra solución, ambas incoloras, la reacción permanece incolora por un corto periodo de tiempo y de un momento a otro cambia a un color oscuro. Este comportamiento es típico de las reacciones de reloj. El tiempo que dura entre el mezclado de los reactivos y el repentino cambio se le conoce como periodo de reloj. El proceso que ocurre en las reacciones de reloj es análogo al proceso de la titulación. En la titulación, se añade una substancia a otra hasta que se alcanzan condiciones críticas que provocan un cambio visible en la solución. En la reacción de reloj, la combinación de los reactivos
produce una sustancia que entra en reacción con otra, cuando se alcanza una condición crítica que dispara la alarma, es decir, un cambio de coloración. [5] El periodo de reloj de esta reacción, es decir, el tiempo que tarda en observar el cambio de coloración, es de alrededor de 30 segundos según lo reportan los experimentos realizados por Shakhashiri. [5] III.
PLANTEMIENTO EXPERIMENTAL
La reacción global cuando se añade peróxido de hidrogeno a una solución de yoduro de potasio, tomando en cuenta los mecanismos anteriores puede simplificarse a la siguiente reacción, en donde los iones yoduro son lentamente oxidados por el peróxido de hidrogeno:
La ley de velocidad de reacción debería de incluir las concentraciones del yoduro, ion hidrogeno y el peróxido de hidrogeno. Sin embargo si la concentración de los iones hidrogeno permanece constante a lo largo de todo el experimento, entonces no tendrá ningún efecto en la velocidad de reacción y no aparecerá en la ecuación. [ ] [
] [
[ ] [
permanezca constante. Esto se logra a través del uso de sales de base y acido fuertes completamente disociadas, lo que nos permite la aproximación que la concentración de iones [H+] es constante. 2. La temperatura de los reactivos y del volumen de reacción debe de ser la misma para todas las pruebas. La velocidad de reacción es dependiente de la temperatura de la solución. 3. Debido a que el calor de reacción es relativamente pequeño para esta reacción, la temperatura puede mantenerse relativamente constante a lo largo del proceso. Si este no fuera el caso se debería de llevar a cabo la reacción en un baño a temperatura constante. 4. Se necesita de un método preciso para medir la velocidad de reacción. Agregar iones tiosulfato ( ) permite una medición precisa de la velocidad de la reacción. Suponiendo que se agrega una pequeña cantidad conocida de tiosulfato a la mezcla original de peróxido y yoduro. El yodo es producido de manera lenta por la reacción entre peróxido y yoduro, el tiosulfato reacciona muy rápidamente con el yodo produciendo iones yoduro y tetrationato, por ende la medición se orientará a la tasa de desaparición del tiosulfato para cuantizar el resto por estequiometria. [6]
] IV.
]
OBJETIVOS
Objetivo general
Donde [
]
La velocidad de reacción entre los iones yoduro y el peróxido de hidrogeno pueden determinarse llevando a cabo experimentos en donde se varían las concentraciones de yoduro y de peróxido. Para el estudio de la velocidad de reacción entre el yoduro y el peróxido se deben de tomar en cuenta los siguientes aspectos y supuestos: 1. El pH de la solución debe mantenerse constante para que la concentración de iones [H+]
Analizar y estudiar la cinética química de la reacción de peróxido de hidrógeno con yoduro de potasio para generar una relación cinética sencilla que describa la velocidad de reacción para cualquier tipo de concentración de reactivo. Objetivos específicos
Generar una relación cuantitativa para la velocidad de reacción del peróxido de hidrogeno y el yoduro de potasio a condiciones controladas de pH y temperatura constante.
Determinar el orden de la reacción de descomposición del peróxido de hidrogeno con respecto a la concentración de peróxido de hidrogeno y del yoduro potásico. Encontrar las dependencias directas y variables involucradas en la ecuación de velocidad de la reacción. Determinar tendencias de la velocidad de reacción por la variación de pH y temperatura. V.
BIBLIOGRAFIA
[1] González, R. Química General para las Ciencias Ambientales. Valencia, 2011. [2] Thornes, Nelson. A-Level Chemistry. Reino Unido: Scotprint, 2000. [3] RSC Advancing the Chemical Sciences. (n.d.). RSC Advancing the Chemical Sciences. Retrieved 04 16, 2013, from http://www.rsc.org/learnchemistry/resource/res00000744/iodine-clockreaction?cmpid=CMP00000822 [4] Stanisavljev, D. R., y M. C. Milenković. The kinetics of iodide oxidation by hydrogen peroxide in acid solution. Rusia: Springer, 2011. [5] Shakhashiri, B. Chemical Demonstrations:. United States: Univ of Wisconsin Press, 1989 [6] Kingsborough Community College. «Kingsborough Community College.» s.f. http://www.kbcc.cuny.edu/academicdepartments/physci/pl/chm12/documents/ chm12_experiment_5_kinetics.pdf (último acceso: 14 de 04 de 2013).
