Oxidación De Yoduro Por Hierro (iii) 59n5w
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Juan Barbosa 201325901 Camila Peñaloza 201317597
Efecto de la temperatura en la oxidación de Yoduro por Hierro (III): Un estudio cinético de una reacción de reloj. RESUMEN Referente a la oxidación de yoduro por hierro (III) se estudia una reacción de reloj en donde a partir de las concentraciones de reactivos y tiempo de viraje es posible encontrar funciones de estado y la energía de activación de la reacción. En concordancia se estudiará el efecto de la temperatura en el sistema y se evaluara el cambio del medio en el cual se da la reacción. INTRODUCCIÓN En relación a una reacción de reloj, a partir de la cuál por
de almidón y la solución B compuesta por nitrato de
medio de un cambio de color se establece el fin de la
hierro y ácido nítrico. En el momento inicial las dos
transformación de los reactivos en productos. En este
soluciones son translúcidas y al mezclarse se espera que
caso de oxidación de yoduro por hierro (III). Se pretende
haya un viraje inmediato a un color violeta que poco a
estudiar la cinética y el mecanismo de reacción. Esto se
poco se desvanece y se torna translúcida, en este instante
puede realizar por la dependencia de distintos factores a
la solución se torna de color azul oscuro y se dice que en
lo largo del tiempo en el cual transcurre la reacción.
dicho instante ha finalizado la transformación de los reactivos a productos, este proceso se observa en la
Por una parte la dependencia de las concentraciones de
figura 1.
las sustancias químicas empleadas para la reacción es conocida, entonces este proceso puede ser representado por una ecuación química que define la velocidad de reacción
como
una
función
dependiente
de
la
concentración de los reactivos y a partir del orden de reacción de cada uno de estos se conoce entonces el orden total de la reacción. Estos órdenes de reacción son
Figura 1. Montaje experimental de oxidación de yoduro por hierro (lll).
determinados experimentalmente. 𝑣 = 𝑘[𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏
(1)
Para este caso la ecuación que define la velocidad de reacción es: 𝑣 = 𝑘 [𝐹𝑒
3+ ][ − ]2
𝐼
(2)
Las dos sustancias mezcladas para dar la reacción esperada son una solución A compuesta por tiosulfato de sodio, yoduro de potasio, nitrato de potasio e indicador
El proceso anterior y los cambios de color esperados se dan por el siguiente mecanismo de reacción: 𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑞) + 𝑆2 𝑂3 2− (𝑎𝑞) ⇆ [𝐹𝑒(𝑆2 𝑂3 )]+ (𝑎𝑞)
2𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑞) + 3𝐼 − (𝑎𝑞) → 2𝐹𝑒 2+ (𝑎𝑞) + 𝐼3 − (𝑎𝑞)
𝐼3 − (𝑎𝑞) + 2𝑆2 𝑂3 2− (𝑎𝑞) → 3𝐼− (𝑎𝑞) + 𝑆4 𝑂6 2− (𝑎𝑞)
2𝐼3 − (𝑎𝑞) + 𝑎𝑙𝑚𝑖𝑑ó𝑛 → 𝑎𝑙𝑚𝑖𝑑ó𝑛 − 𝐼5 − + 𝐼 − (𝑎𝑞)
En donde como paso inicial al mezclar las soluciones A
METODOLOGÍA
y B lo iones Fe3+ forman un complejo con el tiosulfato En
haciendo que la solución se torne púrpura. Los iones
un
primer
momento
dos
soluciones
fueron
preparadas. Una solución A de 1L compuesta por
Fe3+ en exceso que se encuentran en solución son
Na2S2O3, KI, y KNO3 e indicador de almidón, una
capaces de realizar una reacción de oxidación y lo iones
solución B de 0,1L que contenía Fe(NO3)3 y HNO3. Acto
yoduros son oxidados para formar iones triyoduro que
seguido se utiliza un termostato inicialmente a ~23°C.
reaccionan de forma inmediata con el tiosulfato. El
En donde se ubicaron dos alícuotas de cada solución,
complejo púrpura formado al comienzo de la reacción
55mL y 5mL, respectivamente. La solución B es
metaboliza la liberación de iones tiosulfato (necesarios
inyectada en la solución A, y a partir de ese momento se
para la reacción con triyoduro) en este momento la
contabiliza el tiempo hasta que la disolución vira a un
solución va perdiendo el color y poco a poco se vuelve
color azul-violeta.
transparente. Esta reacción continúa hasta que todos los iones tiosulfato se han consumido. En este instante la
Este procedimiento se realiza para 5 temperaturas, con
reacción entre triyoduro y almidón tiene lugar y se da la
diferencias de 3°C en cada una de ellas. Adicionalmente
formación del complejo de color azul oscuro.
se realizan tres replicas en cada temperatura. Para el estudio de la reacción en un medio diferente se lleva a
Por otro lado al estudiar el proceso y mecanismo anterior
cabo el mismo procedimiento, con la única diferencia de
también se pretende evaluar la dependencia del proceso
los reactivos usados.
respecto a la temperatura en donde se pueden estudiar la entalpía (Δ≠ 𝐻), entropía (Δ≠ 𝑆) y energía de activación
RESULTADOS
(𝐸𝑎 ), realizando de esta forma un paralelo entre los
Al realizar una gráfica del logaritmo del inverso del
valores teóricos y experimentales estableciendo entonces
tiempo en función del inverso de la temperatura se
el desarrollo óptimo del experimento.
obtiene un comportamiento lineal cuya pendiente (𝑚) se
Finalmente se analizará el mismo procedimiento pero
relaciona con la energía de activación y el intercepto (𝑏)
cambiando una variable, el medio en que se da la
con el factor preexponencial de la ecuación de
reacción. Es decir, cambiar el ácido nítrico por ácido
Arrhenius.
clorhídrico y el nitrato de potasio por cloruro de potasio. 0,00
Evaluando entonces las posibles alteraciones que se
-1,00
-ln(t)
puedan presentar producto de esto. A partir de esto se establecen los objetivos del
-2,00 -3,00 -4,00
experimento y del presente trabajo que son replicar los
-5,00
resultados del artículo. Para dos medios diferentes:
-6,00 3,20E-03
determinar la dependencia de la temperatura en la oxidación de Yoduro por Hierro (III). Y Encontrar la energía, entalpía y entropía de activación.
3,28E-03
3,36E-03
1/T (K-1)
3,44E-03
Gráfica 1. Los símbolos cuadrados son los resultados reportados en el artículo, los triángulos hacen referencia al sistema con HNO3 y los círculos con HCl. 2
A continuación se presentan los las regresiones obtenidas para cada sistema de la forma.
1. Ley de velocidad Conociendo el mecanismo de reacción es posible
(3)
𝑦 = 𝑚𝑥 + 𝑏
establecer las leyes integradas de velocidad. 𝑑 [𝐹𝑒 +2 ] = 𝑘2 [𝐹𝑒𝐼 +2 ][𝐼 − ] 𝑑𝑡
Tabla 1. Regresiones lineales de los resultados obtenidos en el laboratorio.
Artículo HNO3 HCl
𝒎 -12000 -8470 -11186
𝒃 37,2 24,4 32,8
𝑹𝟐 0,8517 0,9955
(4.1)
Aplicando la condición de preequilibrio es posible conocer la concentración de FeI+2. [𝐹𝑒𝐼 +2 ] = 𝐾1 [𝐹𝑒 +3 ][𝐼 − ]
(4.2)
𝑑 [𝐹𝑒 +2 ] = 𝑘2 𝐾1 [𝐹𝑒 +3 ][𝐼 − ]2 𝑑𝑡
(4.3)
Remplazando (4.2) en (4.1). ANÁLISIS DE RESULTADOS De acuerdo a los resultados observados se observa que el cambio físico esperado no se llevó a cabo, ya que al
Integrando y teniendo en consideración el método de las
mezclar las dos soluciones no se vio un cambio súbito de
velocidades iniciales junto con el tiosulfato como
color a púrpura. Sin embargo al transcurrir un
reactivo límite.
determinado tiempo la solución vira a un color azul
∫[𝐹𝑒 +2 ]
[𝐹𝑒 +2 ]
oscuro, cambio que según el artículo era esperado. De
0 =0
𝑡
𝑑 [𝐹𝑒 +2 ] = 𝑘2 𝐾1 [𝐹𝑒 +3 ][𝐼 − ]2 ∫0 𝑑𝑡
[𝐹𝑒 +2 ] = [𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ]0 = 𝑘2 𝐾1 [𝐹𝑒 +3 ]0 [𝐼− ]20 𝑡
esta forma se establece que la reacción sí se llevó a cabo,
(4.4) (4.5)
2. Arrhenius
ya que fue posible observar el color azul que comprueba
Es posible obtener la energía de activación de la reacción
que el complejo penta-yodado se formó.
a partir de la ecuación de Arrhenius. Por lo anterior se puede plantear entonces que lo que
𝐸𝑎
𝑘 = 𝐴𝑒 −𝑅𝑇
afectó que no se evidenciara el color violeta fue que las
Para linealizar la ecuación se saca logaritmo a ambos
concentraciones de los reactivos utilizados no eran
lados de la igualdad.
óptimas, es decir, que en el caso del ion Fe3+, no se encontraba
suficientemente
concentrado
para
ln 𝑘 = ln 𝐴 −
ver
físicamente el acomplejamiento con el tiosulfato. Por
Por otra parte se plantea el mecanismo de reacción que 𝑘=
sigue la reacción y partir de esto se puede encontrar las funciones de estado y la energía de activación, ln �
inicio del presente trabajo. 𝐹𝑒 −3 + 𝐼 − ↔ 𝐹𝑒𝐼 +2
(5.2)
𝑇
(5.3)
𝑘 = 𝑘2 𝐾1
(5.4)
[𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ]0
1 2 �𝑡 � +3 − [𝐹𝑒 ]0 [𝐼 ]0
[𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ]0
[𝐹𝑒 +3 ]0 [𝐼− ]0
1
2 � 𝑡 ��
= ln 𝐴 −
𝐸𝑎 1 � � 𝑅 𝑇
(5.5)
Separando el logaritmo en dos partes y dejando de forma
𝐹𝑒𝐼 +2 + 𝐼 − → 𝐹𝑒 +2 + 𝐼2− 2𝐼2− → 𝐼3− + 𝐼 −
� �
Aplicando lo anterior en la ecuación (5.2)
cumpliendo de esta forma con el objetivo planteado al
(k3)
𝑅
ecuación (4.5) se tiene:
lo que se pasa a un color azul directamente.
(k2)
𝐸𝑎 1
Teniendo en cuenta que 𝑘 es una constante aparente y la
otra parte la reacción de oxidación es bastante rápida por
(K1)
(5.1)
explícita el logaritmo del tiempo. − ln 𝑡 = ln 𝐴 − ln 3
[𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ]0
[𝐹𝑒 +3 ]0 [𝐼− ]0
2−
𝐸𝑎 1 � � 𝑅 𝑇
(5.6)
De esta forma: (5.7)
𝑚 = −𝐸𝑎 /𝑅
𝑏 = ln 𝐴 − ln
[𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ]0
3. Eyring
(5.8)
[𝐹𝑒 +3 ]0 [𝐼 − ]0 2
Con la ecuación de Eyring es posible conocer la entalpía y entropía de activación de la reacción.
Usando los valores de la Tabla 1 y la incertidumbre en la
𝑘=
pendiente y en el intercepto se obtienen los siguientes
𝑘𝐵 𝑇 −Δ≠ 𝐺/𝑅𝑇 𝑒 ℎ
(6.1)
valores para la energía de activación y el factor
Aplicando la definición de energía libre de Gibbs la
preexponencial.
ecuación de Eyring se escribe de la siguiente forma.
Tabla 2. Energía de preexponencial obtenidos.
Artículo HNO3 HCl
𝑬𝒂 (kJmol-1) 99,7 70,4±17,0 93,0±3,6
activación
y
𝑘=
factor
𝑘𝐵 𝑇 −Δ≠ 𝐻/𝑅𝑇 Δ≠ 𝑆/𝑅 𝑒 𝑒 ℎ
(6.2)
Con el objetivo de línealizar la ecuación el término preexponencial se divide a ambos lados de la ecuación y
A (M-1s-1)
se saca logaritmo a ambos lados.
5,1*1018 4,0*1010±1,1*1010 1,8*1014±7,9*1012
Δ≠ 𝐻 Δ≠ 𝑆 𝑘ℎ �=− + ln � 𝑅𝑇 𝑅 𝑇𝑘𝐵
(6.3)
𝑚 = −Δ≠ 𝐻/𝑅
(6.4)
Donde 𝑘 es igual a la ecuación (5.4), de esta forma se
El error en la energía de activación para el sistema
tiene que:
con HNO3 fue de 29,4% y para el de HCl fue de
𝑏 = Δ≠ 𝑆/𝑅
6,7%. Lo anterior muestra que si bien existieron
(6.5)
Teniendo en cuenta que la mayor parte de 𝑦 es constante
errores al realizar el procedimiento experimental la
(solo varían t y T) se observa que la gráfica se modifica
reacción si se llevó a cabo aun cuando no se
casi que únicamente como una translación.
observó el color característico del complejo.
-ln(kh/kBT)
El factor preexponencial varía en varios órdenes de magnitud respecto al valor reportado en el artículo, esto concuerda con lo observado en el laboratorio pues los tiempos de viraje eran mucho mayores a lo que se esperaba. Un experimento posterior reveló que la causa de la diferencia temporal estaba relacionada con la
-24,50 -25,00 -25,50 -26,00 -26,50 -27,00 -27,50 -28,00 -28,50 -29,00 -29,50 3,15E-03
3,23E-03
3,32E-03
3,40E-03
1/T (K-1)
difusión del indicador en la solución puesto que para los dos sistemas estudiados el indicador era adicionado justo
Gráfica 2. Con cuadrados los resultados reportados en el artículo, los triángulos los obtenidos con HNO3 y los círculos con HCl.
antes de realizar la mezcla, mientras que al agregar el indicador directamente en la solución madre el tiempo de espera disminuía considerablemente siendo del orden de
A partir de las regresiones se obtienen los siguientes
magnitud del valor esperado. Este hecho explica las
valores.
diferencias en los factores preexponenciales ya que para reacciones en solución este factor depende también de la difusión. 4
que la entalpía de activación es de (67,9±17,0) kJ/mol y
Tabla 3. Entropía y entalpía de activación obtenidos.
Artículo HNO3 HCl
𝚫≠ 𝑺 (JK-1mol-1) 105 56±1 69±12
la entropía de activación (56±1) J/Kmol.
𝚫≠ 𝑯 (kJmol-1)
De la misma forma para el sistema con ácido clorhídrico
97,2 67,9±17,0 90,5±3,6
se obtuvo que la energía de activación es de (93,0±3,6) kJ/mol, el factor preexponencial (1,8*1014±7,9*1012)
Los resultados de la entropía de activación tienen un
M-1s-1, la entalpía de activación (90,5±3,6) kJ/mol y la
error de 47% para el sistema con ácido nítrico y 35%
entropía de activación (69±12) J/Kmol.
para el de ácido clorhídrico. Los errores en la entalpía
Con los resultados obtenidos y considerando las fuentes
fueron de 30% y 6,9% correspondientemente.
de error el comportamiento del sistema con HCl y el Lo anterior proporciona información sobre la fuente de
sistema con HNO3 fue muy similar por lo cual no existió
error principal además del tiempo de difusión. El error
un efecto cuantitativamente notorio del HNO3 como
en la entalpía fue mucho menor al error en la entropía
agente oxidante en la oxidación de Yoduro por Hierro
esto indica que el error está relacionado con la
(III).
temperatura, puesto que la entropía depende en mayor
REFERENCIAS
medida de ésta. 𝐻 = 𝑈 + 𝑃𝑉 𝑆=
𝑄 𝑇
(7.1)
Bauer, J. (2008). Kinetics and Mechanism of Iodide
(7.2)
Oxidation by Iron(III):A Clock Reaction Approach. Journal of Chemical
En el caso de la entalpía la influencia de la temperatura se encuentra en la energía interna (𝑈) y contribuye en
Bauer, J. (2008). The Effect of Temperature and Ionic
forma de adicción, mientras que en la entropía la
Strength on the Oxidation of Iodide by Iron(III): A
temperatura contribuye como cociente lo cual hace que
Clock Reaction Kinetic Study. Journal of Chemical
su efecto sea más notorio. Kinetics and Mechanism of Iodide Oxidation by Esto concuerda con las barras de error de las gráficas
Iron(III):A Clock Reaction Approach . Recuperado el día
puesto que en la experimentación existió un afán reducir
20, 2014 de
el tiempo entre cambios de temperatura mediante la
http://webdelprofesor.ula.ve/ciencias/isolda/guias/colori
adición de agua caliente al baño termostatado lo cual en
metria.pdf
últimas influenció en la estabilidad térmica del experimento.
Reacción reloj. Recuperado el día 20, 2014 de http://www10.uniovi.es/semanacyt2009/documentos/Rea
CONCLUSIONES
ccion_reloj.pdf
Para el sistema con ácido nítrico se determinó que el valor de la energía de activación corresponde a (70,4±17,0) kJ/mol, y el factor preexponencial a (4,0*1010±1,1*1010) M-1s-1. Adicionalmente se encontró 5
Efecto de la temperatura en la oxidación de Yoduro por Hierro (III): Un estudio cinético de una reacción de reloj. RESUMEN Referente a la oxidación de yoduro por hierro (III) se estudia una reacción de reloj en donde a partir de las concentraciones de reactivos y tiempo de viraje es posible encontrar funciones de estado y la energía de activación de la reacción. En concordancia se estudiará el efecto de la temperatura en el sistema y se evaluara el cambio del medio en el cual se da la reacción. INTRODUCCIÓN En relación a una reacción de reloj, a partir de la cuál por
de almidón y la solución B compuesta por nitrato de
medio de un cambio de color se establece el fin de la
hierro y ácido nítrico. En el momento inicial las dos
transformación de los reactivos en productos. En este
soluciones son translúcidas y al mezclarse se espera que
caso de oxidación de yoduro por hierro (III). Se pretende
haya un viraje inmediato a un color violeta que poco a
estudiar la cinética y el mecanismo de reacción. Esto se
poco se desvanece y se torna translúcida, en este instante
puede realizar por la dependencia de distintos factores a
la solución se torna de color azul oscuro y se dice que en
lo largo del tiempo en el cual transcurre la reacción.
dicho instante ha finalizado la transformación de los reactivos a productos, este proceso se observa en la
Por una parte la dependencia de las concentraciones de
figura 1.
las sustancias químicas empleadas para la reacción es conocida, entonces este proceso puede ser representado por una ecuación química que define la velocidad de reacción
como
una
función
dependiente
de
la
concentración de los reactivos y a partir del orden de reacción de cada uno de estos se conoce entonces el orden total de la reacción. Estos órdenes de reacción son
Figura 1. Montaje experimental de oxidación de yoduro por hierro (lll).
determinados experimentalmente. 𝑣 = 𝑘[𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏
(1)
Para este caso la ecuación que define la velocidad de reacción es: 𝑣 = 𝑘 [𝐹𝑒
3+ ][ − ]2
𝐼
(2)
Las dos sustancias mezcladas para dar la reacción esperada son una solución A compuesta por tiosulfato de sodio, yoduro de potasio, nitrato de potasio e indicador
El proceso anterior y los cambios de color esperados se dan por el siguiente mecanismo de reacción: 𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑞) + 𝑆2 𝑂3 2− (𝑎𝑞) ⇆ [𝐹𝑒(𝑆2 𝑂3 )]+ (𝑎𝑞)
2𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑞) + 3𝐼 − (𝑎𝑞) → 2𝐹𝑒 2+ (𝑎𝑞) + 𝐼3 − (𝑎𝑞)
𝐼3 − (𝑎𝑞) + 2𝑆2 𝑂3 2− (𝑎𝑞) → 3𝐼− (𝑎𝑞) + 𝑆4 𝑂6 2− (𝑎𝑞)
2𝐼3 − (𝑎𝑞) + 𝑎𝑙𝑚𝑖𝑑ó𝑛 → 𝑎𝑙𝑚𝑖𝑑ó𝑛 − 𝐼5 − + 𝐼 − (𝑎𝑞)
En donde como paso inicial al mezclar las soluciones A
METODOLOGÍA
y B lo iones Fe3+ forman un complejo con el tiosulfato En
haciendo que la solución se torne púrpura. Los iones
un
primer
momento
dos
soluciones
fueron
preparadas. Una solución A de 1L compuesta por
Fe3+ en exceso que se encuentran en solución son
Na2S2O3, KI, y KNO3 e indicador de almidón, una
capaces de realizar una reacción de oxidación y lo iones
solución B de 0,1L que contenía Fe(NO3)3 y HNO3. Acto
yoduros son oxidados para formar iones triyoduro que
seguido se utiliza un termostato inicialmente a ~23°C.
reaccionan de forma inmediata con el tiosulfato. El
En donde se ubicaron dos alícuotas de cada solución,
complejo púrpura formado al comienzo de la reacción
55mL y 5mL, respectivamente. La solución B es
metaboliza la liberación de iones tiosulfato (necesarios
inyectada en la solución A, y a partir de ese momento se
para la reacción con triyoduro) en este momento la
contabiliza el tiempo hasta que la disolución vira a un
solución va perdiendo el color y poco a poco se vuelve
color azul-violeta.
transparente. Esta reacción continúa hasta que todos los iones tiosulfato se han consumido. En este instante la
Este procedimiento se realiza para 5 temperaturas, con
reacción entre triyoduro y almidón tiene lugar y se da la
diferencias de 3°C en cada una de ellas. Adicionalmente
formación del complejo de color azul oscuro.
se realizan tres replicas en cada temperatura. Para el estudio de la reacción en un medio diferente se lleva a
Por otro lado al estudiar el proceso y mecanismo anterior
cabo el mismo procedimiento, con la única diferencia de
también se pretende evaluar la dependencia del proceso
los reactivos usados.
respecto a la temperatura en donde se pueden estudiar la entalpía (Δ≠ 𝐻), entropía (Δ≠ 𝑆) y energía de activación
RESULTADOS
(𝐸𝑎 ), realizando de esta forma un paralelo entre los
Al realizar una gráfica del logaritmo del inverso del
valores teóricos y experimentales estableciendo entonces
tiempo en función del inverso de la temperatura se
el desarrollo óptimo del experimento.
obtiene un comportamiento lineal cuya pendiente (𝑚) se
Finalmente se analizará el mismo procedimiento pero
relaciona con la energía de activación y el intercepto (𝑏)
cambiando una variable, el medio en que se da la
con el factor preexponencial de la ecuación de
reacción. Es decir, cambiar el ácido nítrico por ácido
Arrhenius.
clorhídrico y el nitrato de potasio por cloruro de potasio. 0,00
Evaluando entonces las posibles alteraciones que se
-1,00
-ln(t)
puedan presentar producto de esto. A partir de esto se establecen los objetivos del
-2,00 -3,00 -4,00
experimento y del presente trabajo que son replicar los
-5,00
resultados del artículo. Para dos medios diferentes:
-6,00 3,20E-03
determinar la dependencia de la temperatura en la oxidación de Yoduro por Hierro (III). Y Encontrar la energía, entalpía y entropía de activación.
3,28E-03
3,36E-03
1/T (K-1)
3,44E-03
Gráfica 1. Los símbolos cuadrados son los resultados reportados en el artículo, los triángulos hacen referencia al sistema con HNO3 y los círculos con HCl. 2
A continuación se presentan los las regresiones obtenidas para cada sistema de la forma.
1. Ley de velocidad Conociendo el mecanismo de reacción es posible
(3)
𝑦 = 𝑚𝑥 + 𝑏
establecer las leyes integradas de velocidad. 𝑑 [𝐹𝑒 +2 ] = 𝑘2 [𝐹𝑒𝐼 +2 ][𝐼 − ] 𝑑𝑡
Tabla 1. Regresiones lineales de los resultados obtenidos en el laboratorio.
Artículo HNO3 HCl
𝒎 -12000 -8470 -11186
𝒃 37,2 24,4 32,8
𝑹𝟐 0,8517 0,9955
(4.1)
Aplicando la condición de preequilibrio es posible conocer la concentración de FeI+2. [𝐹𝑒𝐼 +2 ] = 𝐾1 [𝐹𝑒 +3 ][𝐼 − ]
(4.2)
𝑑 [𝐹𝑒 +2 ] = 𝑘2 𝐾1 [𝐹𝑒 +3 ][𝐼 − ]2 𝑑𝑡
(4.3)
Remplazando (4.2) en (4.1). ANÁLISIS DE RESULTADOS De acuerdo a los resultados observados se observa que el cambio físico esperado no se llevó a cabo, ya que al
Integrando y teniendo en consideración el método de las
mezclar las dos soluciones no se vio un cambio súbito de
velocidades iniciales junto con el tiosulfato como
color a púrpura. Sin embargo al transcurrir un
reactivo límite.
determinado tiempo la solución vira a un color azul
∫[𝐹𝑒 +2 ]
[𝐹𝑒 +2 ]
oscuro, cambio que según el artículo era esperado. De
0 =0
𝑡
𝑑 [𝐹𝑒 +2 ] = 𝑘2 𝐾1 [𝐹𝑒 +3 ][𝐼 − ]2 ∫0 𝑑𝑡
[𝐹𝑒 +2 ] = [𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ]0 = 𝑘2 𝐾1 [𝐹𝑒 +3 ]0 [𝐼− ]20 𝑡
esta forma se establece que la reacción sí se llevó a cabo,
(4.4) (4.5)
2. Arrhenius
ya que fue posible observar el color azul que comprueba
Es posible obtener la energía de activación de la reacción
que el complejo penta-yodado se formó.
a partir de la ecuación de Arrhenius. Por lo anterior se puede plantear entonces que lo que
𝐸𝑎
𝑘 = 𝐴𝑒 −𝑅𝑇
afectó que no se evidenciara el color violeta fue que las
Para linealizar la ecuación se saca logaritmo a ambos
concentraciones de los reactivos utilizados no eran
lados de la igualdad.
óptimas, es decir, que en el caso del ion Fe3+, no se encontraba
suficientemente
concentrado
para
ln 𝑘 = ln 𝐴 −
ver
físicamente el acomplejamiento con el tiosulfato. Por
Por otra parte se plantea el mecanismo de reacción que 𝑘=
sigue la reacción y partir de esto se puede encontrar las funciones de estado y la energía de activación, ln �
inicio del presente trabajo. 𝐹𝑒 −3 + 𝐼 − ↔ 𝐹𝑒𝐼 +2
(5.2)
𝑇
(5.3)
𝑘 = 𝑘2 𝐾1
(5.4)
[𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ]0
1 2 �𝑡 � +3 − [𝐹𝑒 ]0 [𝐼 ]0
[𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ]0
[𝐹𝑒 +3 ]0 [𝐼− ]0
1
2 � 𝑡 ��
= ln 𝐴 −
𝐸𝑎 1 � � 𝑅 𝑇
(5.5)
Separando el logaritmo en dos partes y dejando de forma
𝐹𝑒𝐼 +2 + 𝐼 − → 𝐹𝑒 +2 + 𝐼2− 2𝐼2− → 𝐼3− + 𝐼 −
� �
Aplicando lo anterior en la ecuación (5.2)
cumpliendo de esta forma con el objetivo planteado al
(k3)
𝑅
ecuación (4.5) se tiene:
lo que se pasa a un color azul directamente.
(k2)
𝐸𝑎 1
Teniendo en cuenta que 𝑘 es una constante aparente y la
otra parte la reacción de oxidación es bastante rápida por
(K1)
(5.1)
explícita el logaritmo del tiempo. − ln 𝑡 = ln 𝐴 − ln 3
[𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ]0
[𝐹𝑒 +3 ]0 [𝐼− ]0
2−
𝐸𝑎 1 � � 𝑅 𝑇
(5.6)
De esta forma: (5.7)
𝑚 = −𝐸𝑎 /𝑅
𝑏 = ln 𝐴 − ln
[𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ]0
3. Eyring
(5.8)
[𝐹𝑒 +3 ]0 [𝐼 − ]0 2
Con la ecuación de Eyring es posible conocer la entalpía y entropía de activación de la reacción.
Usando los valores de la Tabla 1 y la incertidumbre en la
𝑘=
pendiente y en el intercepto se obtienen los siguientes
𝑘𝐵 𝑇 −Δ≠ 𝐺/𝑅𝑇 𝑒 ℎ
(6.1)
valores para la energía de activación y el factor
Aplicando la definición de energía libre de Gibbs la
preexponencial.
ecuación de Eyring se escribe de la siguiente forma.
Tabla 2. Energía de preexponencial obtenidos.
Artículo HNO3 HCl
𝑬𝒂 (kJmol-1) 99,7 70,4±17,0 93,0±3,6
activación
y
𝑘=
factor
𝑘𝐵 𝑇 −Δ≠ 𝐻/𝑅𝑇 Δ≠ 𝑆/𝑅 𝑒 𝑒 ℎ
(6.2)
Con el objetivo de línealizar la ecuación el término preexponencial se divide a ambos lados de la ecuación y
A (M-1s-1)
se saca logaritmo a ambos lados.
5,1*1018 4,0*1010±1,1*1010 1,8*1014±7,9*1012
Δ≠ 𝐻 Δ≠ 𝑆 𝑘ℎ �=− + ln � 𝑅𝑇 𝑅 𝑇𝑘𝐵
(6.3)
𝑚 = −Δ≠ 𝐻/𝑅
(6.4)
Donde 𝑘 es igual a la ecuación (5.4), de esta forma se
El error en la energía de activación para el sistema
tiene que:
con HNO3 fue de 29,4% y para el de HCl fue de
𝑏 = Δ≠ 𝑆/𝑅
6,7%. Lo anterior muestra que si bien existieron
(6.5)
Teniendo en cuenta que la mayor parte de 𝑦 es constante
errores al realizar el procedimiento experimental la
(solo varían t y T) se observa que la gráfica se modifica
reacción si se llevó a cabo aun cuando no se
casi que únicamente como una translación.
observó el color característico del complejo.
-ln(kh/kBT)
El factor preexponencial varía en varios órdenes de magnitud respecto al valor reportado en el artículo, esto concuerda con lo observado en el laboratorio pues los tiempos de viraje eran mucho mayores a lo que se esperaba. Un experimento posterior reveló que la causa de la diferencia temporal estaba relacionada con la
-24,50 -25,00 -25,50 -26,00 -26,50 -27,00 -27,50 -28,00 -28,50 -29,00 -29,50 3,15E-03
3,23E-03
3,32E-03
3,40E-03
1/T (K-1)
difusión del indicador en la solución puesto que para los dos sistemas estudiados el indicador era adicionado justo
Gráfica 2. Con cuadrados los resultados reportados en el artículo, los triángulos los obtenidos con HNO3 y los círculos con HCl.
antes de realizar la mezcla, mientras que al agregar el indicador directamente en la solución madre el tiempo de espera disminuía considerablemente siendo del orden de
A partir de las regresiones se obtienen los siguientes
magnitud del valor esperado. Este hecho explica las
valores.
diferencias en los factores preexponenciales ya que para reacciones en solución este factor depende también de la difusión. 4
que la entalpía de activación es de (67,9±17,0) kJ/mol y
Tabla 3. Entropía y entalpía de activación obtenidos.
Artículo HNO3 HCl
𝚫≠ 𝑺 (JK-1mol-1) 105 56±1 69±12
la entropía de activación (56±1) J/Kmol.
𝚫≠ 𝑯 (kJmol-1)
De la misma forma para el sistema con ácido clorhídrico
97,2 67,9±17,0 90,5±3,6
se obtuvo que la energía de activación es de (93,0±3,6) kJ/mol, el factor preexponencial (1,8*1014±7,9*1012)
Los resultados de la entropía de activación tienen un
M-1s-1, la entalpía de activación (90,5±3,6) kJ/mol y la
error de 47% para el sistema con ácido nítrico y 35%
entropía de activación (69±12) J/Kmol.
para el de ácido clorhídrico. Los errores en la entalpía
Con los resultados obtenidos y considerando las fuentes
fueron de 30% y 6,9% correspondientemente.
de error el comportamiento del sistema con HCl y el Lo anterior proporciona información sobre la fuente de
sistema con HNO3 fue muy similar por lo cual no existió
error principal además del tiempo de difusión. El error
un efecto cuantitativamente notorio del HNO3 como
en la entalpía fue mucho menor al error en la entropía
agente oxidante en la oxidación de Yoduro por Hierro
esto indica que el error está relacionado con la
(III).
temperatura, puesto que la entropía depende en mayor
REFERENCIAS
medida de ésta. 𝐻 = 𝑈 + 𝑃𝑉 𝑆=
𝑄 𝑇
(7.1)
Bauer, J. (2008). Kinetics and Mechanism of Iodide
(7.2)
Oxidation by Iron(III):A Clock Reaction Approach. Journal of Chemical
En el caso de la entalpía la influencia de la temperatura se encuentra en la energía interna (𝑈) y contribuye en
Bauer, J. (2008). The Effect of Temperature and Ionic
forma de adicción, mientras que en la entropía la
Strength on the Oxidation of Iodide by Iron(III): A
temperatura contribuye como cociente lo cual hace que
Clock Reaction Kinetic Study. Journal of Chemical
su efecto sea más notorio. Kinetics and Mechanism of Iodide Oxidation by Esto concuerda con las barras de error de las gráficas
Iron(III):A Clock Reaction Approach . Recuperado el día
puesto que en la experimentación existió un afán reducir
20, 2014 de
el tiempo entre cambios de temperatura mediante la
http://webdelprofesor.ula.ve/ciencias/isolda/guias/colori
adición de agua caliente al baño termostatado lo cual en
metria.pdf
últimas influenció en la estabilidad térmica del experimento.
Reacción reloj. Recuperado el día 20, 2014 de http://www10.uniovi.es/semanacyt2009/documentos/Rea
CONCLUSIONES
ccion_reloj.pdf
Para el sistema con ácido nítrico se determinó que el valor de la energía de activación corresponde a (70,4±17,0) kJ/mol, y el factor preexponencial a (4,0*1010±1,1*1010) M-1s-1. Adicionalmente se encontró 5
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