ESTUDIO CINÉTICO DE UNA REACCIÓN DE FORMACIÓN DEL ÁCIDO ACÉTICO A PARTIR DE ANHÍDRIDO ACÉTICO, A TRAVÉS DE ESPECTROFOTOMETRÍA UV - VISIBLE.

Crismary Machado R., Liliana M. Rodríguez S.

Universidad Pedagógica Experimental Libertador – Instituto Pedagógico de Caracas.

Junio 2012.

RESUMEN

Toda reacción química, posee una ley de rapidez, que describe la forma en que se relacionan cada una de los reactivos con una constante, la cual dependerá de la concentración de cada uno de las especies reactivas. En este sentido, se planteó para el presente trabajo de laboratorio, determinar el orden de una reacción y la constante de rapidez de formación de un compuesto orgánico como es el ácido acético, a partir de la hidratación de anhídrido acético, mediante espectrofotometría UV – Visible. Se implementó un método colorimétrico indirecto, ya que se utilizó el iodo como indicador durante la reacción. Se realizó un gráfico de absorbancia en función de la longitud de onda para determinar el espectro del iodo y el ʎmax = 470nm, valor se utilizó para realizar la curva de calibración. De la curva de calibración se obtuvo el rango de concentración ideal para realizar el estudio cinético del cual se obtuvo que la reacción es de orden cero según los gráficos de abs/t para ambas cinéticas donde se varió el volumen de un reactivo, donde se determinaron los valores de k siendo estos 0,0015mol.dm3 s-1 y 0,0031mol.dm3.s-1 para cada una de las cinéticas realizadas, concluyendo que en este tipo de reacciones no se produce un intermediario es muy reactivo eliminando el paso lento de la reacción.

Introducción

Un catalizador es una sustancia

(compuesto o elemento) capaz de acelerar o

retardar una reacción química,

permaneciendo éste mismo inalterado ya

que no se consume durante la reacción. Los

catalizadores funcionan al disminuir o

incrementar la energía de activación que

requiere una determinada reacción para

iniciarse.

Toda reacción química, intervenga o no

un catalizador en ella, posee una ley de

rapidez, la cual describe la forma en que se

relacionan cada una de los reactivos con una

constante de rapidez. El valor de dicha

expresión dependerá de la concentración de

cada uno de las especies reactivas.

De esta forma, si se estudia el cambio en

las concentraciones de determinadas

especies a lo largo de una reacción, se

puede establecer con facilidad su ley de

rapidez. Este estudio puede efectuarse por

diversos métodos como RMN dinámico,

actividad óptica o espectrofotometría

ultravioleta y visible. En este sentido, en el

presente trabajo de laboratorio, se determinó

el orden de una reacción y la constante de

rapidez de formación de un compuesto

orgánico como es el ácido acético, a partir

de la hidratación de anhídrido acético,

mediante espectrofotometría UV – Visible,

para lo cual se implementó un método

colorimétrico indirecto, ya que se utilizó el

iodo como indicador durante la reacción. La

importancia de este tipo de estudios radica

en que la base de muchos procesos

industriales es la cinética de las reacciones,

ya que esto depende que se implementen

catalizadores o inhibidores para mejorar la

eficacia de la producción.

Materiales y Reactivos

Para la realización del trabajo

práctico de laboratorio fueron necesarios los

siguientes materiales: matraces aforados de

25 cm3, dos vasos de precipitado de 150

cm3, dos agitadores de vidrio, un matraz

aforado de 250 y dos de 100 cm3 con sus

tapas, Spectronic 20, celdas. De igual forma,

fueron necesarios los siguientes reactivos:

250 cm3 de disolución de KI 1 mol/dm3, 25

cm3 de disolución de Iodo en KI 0,5mol/dm3,

25 cm3 de disoluciones de iodo en KI 5x10-

4; 1x10-3; 2x10-3; 7,5x10-3; 1,2x10-2 y 2,5x10-2

mol/dm3, 200 cm3 de disolución de KIO3 0,2

mol/dm3.

Procedimiento Experimental

Para la preparación de 250 cm3 de KI

1 mol3 se emplearon 41,4 g de esta sal. Para

los 25 cm3 la disolución de I2 en KI 0,1

mol/dm3, se midieron 0,633g del sólido, se

colocaron en el matraz correspondiente y se

completo hasta el aforo con la disolución de

KI. Para la preparación de las diferentes

diluciones de 25 cm3 de I2 en KI, se tomaron

0,125, 0,25, 0,50, 1,875, 3, y 6,25 cm3 de la

disolución 0,1 mol/dm3 para preparar

disoluciones a 5x10-4; 1x10-3; 2x10-3; 7,5x10-

3; 1,2x10-2 y 2,5x10-2 mol/dm3

respectivamente; se realizó la curva de

calibración con estas disoluciones en el

Spectronic 20 (gráfico No. 2).

Con la disolución 2x10-3 mol/dm3 se

realizó el espectro del iodo en el Spectronic

20 (gráfico No. 1). Para el primer estudio

cinético se tomaron 8 cm3 de disolución de

KI 1 mol/dm3, 0,01 cm3, y se completó con

disolución de KIO3 0,2 mol/dm3 hasta el aforo

de un matraz de 50 cm3. Se procedió a medir

la transmitancia de la disolución en el

Spectronic 20, durante varios intervalos de

tiempo (cuadro No. 3). Se reprodujo el

procedimiento anterior variando el volumen

de KI a 15 cm3 (cuadro No. 4).

Tablas y gráficos.

Tabla No. 1. Resultados obtenidos en la

determinación del espectro del I2.

ʎ(nm) Abs ʎ(nm) Abs

450 1,69

460 1,69

470 1,69

475 1,39

480 1,39

485 1,09

490 1,04

500 0,82

505 0,74

515 0,69

520 0,65

525 0,63

530 0,6

540 0,65

545 0,52

550 0,49

Abs

440 460 480 500 520 540 5600

0.20.40.60.8

11.21.41.61.8

ʎ(nm)

Gráfico No. 1. Absorbancia en función de

la longitud de onda del I2

Tabla No. 2. Resultados obtenidos en la

curva de calibración del I2.

Abs C mol/dm3

5,00x-04

1,00x-03

2,00x-03

7,50x-03

1,20x-02

2,50x-02

0,250,461,15

222

Abs.

0 0.001 0.002 0.003 0.004 0.005 0.006 0.007 0.0080

0.5

1

1.5

2

2.5

f(x) = 232.64 x + 0.32524R² = 0.903613185873805

C mol/dm3

Gráfico No. 2. Absorbancia en función de

la concentración del I2

Tabla No. 3. Resultados obtenidos en el

primer estudio cinético de la formación

de ácido acético.

t (s) Abs t (s) Abs

128 1,30

166 1,39

211 1,52

245 1,69

269 1,69

342 1,69

388 1,69

424 1,82

Abs

110 160 210 260 310 360 4101

1.2

1.4

1.6

1.8

2

f(x) = 0.0015344576838 x + 1.1767741369632R² = 0.834048783613458

Tiempo (s)

Grafico No. 3. Absorbancia en función del

tiempo de la reacción de formación de

ácido acético.

lnAbs.

50 100 150 200 250 300 350 400 4500

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

f(x) = 0.00135230698 x + 0.07199129134R² = 0.790650277711347

Tiempo (s)

Grafico No. 4. Ln de la Absorbancia en

función del tiempo de la reacción de

formación de ácido acético.

1/Abs.

50 100 150 200 250 300 350 400 4500

0.10.20.30.40.50.60.70.80.9

f(x) = − 0.000645523435 x + 0.80976894471R² = 0.80500513429411

Tiempo (s)

Grafico No. 5. 1/Absorbancia en función

del tiempo de la reacción de formación de

ácido acético.

Tabla No. 4. Resultados obtenidos en el

segundo estudio cinético de la formación

de ácido acético.

t (s) Abs t (s) Abs

68 1,22

92 1,35

120 1,52

146 1,60

174 1,69

198 1,69

235 1,82

256 1,82

690 1,82

Abs.

60 110 160 210 2601

1.2

1.4

1.6

1.8

2

f(x) = 0.0031335638 x + 1.0826045392R² = 0.932547246195667

Tiempo

(s)

Grafico No. 6. Absorbancia en función del

tiempo de la reacción de formación de

ácido acético. Cinética 2

lnAbs

0 100 200 300 400 500 600 700 8000

0.10.20.30.40.50.60.70.8

f(x) = 0.000632189 x + 0.340433047R² = 0.571213348847807

Tiempo (s)

Grafico No. 7. Ln de la Absorbancia en

función del tiempo de la reacción de

formación de ácido acético. Cinética 2.

1/ Abs.

50 100 150 200 250 300 350 400 4500

0.10.20.30.40.50.60.70.80.9

f(x) = − 0.0006455234 x + 0.80976894471R² = 0.80500513429411

Tiempo (s)

Grafico No. 8. 1/absorbancia en función

del tiempo de la reacción de formación de

ácido acético

Tabla No. 5. Concentración de ácido

acético en función del tiempo del primer

estudio cinético.

t (s) C mol/dm3 t (s) C mol/dm3

128 5x10-4

166 9,1x10-4

211 1,4x10-3

245 2,2x10-3

296 2,2x10-3

342 2,2x10-3

388 2,2x10-3

424 2,76x10-3

C (mol/dm3)

100 150 200 250 300 350 400 4500

0.0005

0.001

0.0015

0.002

0.0025

0.003

f(x) = 0.00000657965708 x − 0.000000030697446R² = 0.834456190489048

Tiempo (s)

Grafico No. 9. Concentración en función

del tiempo de la reacción de formación de

ácido acético en el estudio No. 1.

Tabla No. 6. Concentración de ácido

acético en función del tiempo del

segundo estudio cinético.

t (s) C mol/dm3 t (s) C mol/dm3

68 5,9x10-4

92 1,1x10-3

120 1,8x10-3

146 2,2x10-3

174 2,6x10-3

198 2,6x10-3

235 3,16x10-3

256 3,16x10-3

C mol/dm3

50 100 150 200 250 3000

0.0005

0.001

0.0015

0.002

0.0025

0.003

0.0035f(x) = 0.00001344372287 x − 0.000002369846794R² = 0.933067762557577

Tiempo (s)

Grafico No. 10. Concentración en función

del tiempo de la reacción de formación de

ácido acético en el estudio No. 2.

Discusión de resultados.

Como se puede observar en el

gráfico No.1 de la determinación del

espectro del I2 que se obtuvo un ʎmax de

470nm. Este valor de ʎ se tomó como

referencia para realizar la curva de

calibración gráfico No. 2. La curva de

calibración permitió obtener los parámetros

de concentración necesarios para el estudio

cinético que se realizó posteriormente. En

cuanto a la interpretación de los datos

cinéticos se basa principalmente en un

hallazgo empírico llamado la “Ley de acción

de masas” en una disolución la velocidad de

una reacción elemental es proporcional a la

las concentraciones de los reactivos,

elevados a las potencias de sus coeficientes

estequiométricos y es independiente de

otras concentraciones y reacciones. (Moore

y Pearson, 1981).

Sin embargo, lo anterior no se

cumple en el caso de reacciones orden 0,

tendencia que se observó en el trabajo de

laboratorio para esta reacción (Gráfico No. 3)

de acuerdo con Daniel, (1971), “en una

reacción de orden cero, se tiene una línea

recta cuando se toma la concentración del

producto x a diferentes tiempos” (p.346).

Cabe destacar la importancia de lo descrito

anteriormente ya que este estudio cinético

se realizó en función de la formación de

productos, cuyas concentraciones se

determinaron de manera indirecta.

Del gráfico anterior (No. 3) se obtuvo

un valor de la pendiente como lo indica la

siguiente fórmula.

At = -k2t + A0

↓ ↓ ↓

y mx b

Donde y es la absorbancia, -k.x es la

pendiente y b el punto de corte. Cabe

destacar que por ser una recta positiva, se

tendrá un valor de k positivo lo cual se puede

evidenciar tanto en el gráfico como en el 6.

Por otro lado, gráficos fueron necesarios

para determinar el orden de la reacción, con

el cual se determinó la constante de rapidez

de la misma.

De acuerdo con lo anterior, se

descartan los gráficos No 5, 6, 7, y 8 ya que

tanto para el estudio cinético 1 y el estudio

cinético 2, los valores del coeficiente de

correlación lineal (R2) más aceptables

corresponden a los obtenidos en los gráficos

No. 3 y 6. Es por ello que se determina que

el orden de la reacción es 0.

En este sentido, las reacciones de

orden cero se encuentran con más

frecuencia en reacciones heterogéneas en

superficies. La velocidad de reacción en este

caso es independiente de la concentración

de la sustancia reactiva.

Según Calvet, (1956), la rapidez de la

reacción sea producto de un arreglo

molecular o degradación fotoquímica, efecto

del disolvente o de la superficie. Éste tipo de

reacciones parece trascurrir en una etapa

única, existiendo una posibilidad de que se

dé una colisión efectiva (disposición

adecuadas de las moléculas) para formar un

compuesto intermediario de corta duración,

seguido de otra reacción que origina los

productos finales, éste intermediario se

puede considerar como un producto de la

primera reacción y un reactivo de la

segunda.

La ecuación química, se puede

representar como sigue;

(CH3CO)2O + H2O → 2CH3COOH, de la

forma;

A + B → P

Es importante mencionar que no

todas las colisiones de A y B conducen

necesariamente a una reacción que origina

los productos P; existen varios factores que

deben satisfacer para que la reacción de

produzca. En consecuencia, sólo una cierta

fracción de las colisiones conducirán a la

reacción, a su vez, la velocidad con la que A

y B reaccionan dependerá del producto o de

la rapidez (frecuencia) a la que la moléculas

colisionan, y del factor, que expresa la

probabilidad de que las moléculas

reaccionen. Este último factor, una vez que

han entrado en contacto, es lógicamente una

función de la naturaleza de las que

moléculas que reaccionan y no de la

contracción de los reactivos.

Por otra parte, el valor para la

constante k para una reacción de orden cero

será igual a la pendiente, en este caso se

obtuvo un valor de k para la cinética 1 de

0,0015 mol.dm3.s-1 y para la cinética 2 de

0.0031 mol.dm3.s-1, siendo estos los mismos

valores para la rapidez de reacción debido a

que r = k.

La rapidez de la reacción indica la

posibilidad de colisión de las moléculas. Es

de esperarse un valor alto, debido que la

reacción se lleva con mucha rapidez, las

posibilidades de colisión deben ser altas, la

propia naturaleza de la reacción, favorece

los choques efectivos. Según Wentwork y

Lander (1975), en el caso en que una

molécula de A y una molécula de B,

reaccionan para dar un producto P, esta

etapa de reacción se denomina bimolecular,

y la constante K se denomina constante de

velocidad bimolecular.

Es importante destacar que el

estudiado realizado se llevó a cabo por

método indirecto o conocido como

iodométrico, el cual comprende la

determinación de oxidantes. En ellos, la

sustancia a determinar es puesta en

contacto con un exceso de ion yoduro, con lo

que se libera una cantidad de iodo

equivalente química te a la cantidad de

oxidante presente. (Skoog, West, Holler y

Crouch, 2005).

En disoluciones acuosas, el bromo

molecular tiene un color café rojizo. En la

reacción, con el anhídrido acético todas las

especies eran incoloras, por tanto está

especie, proporcionó el color de la

disolución, haciendo posible la medición de

absorbancia. Durante la experimentación se

observó la rapidez progreso de la reacción y

por tanto formación de ácido acético,

parámetro observado inicialmente de forma

cualitativa gracias a la intensificación del

color.

Conclusiones

1. Los productos esperados, se

obtienen rápidamente debido a que se

forman productos termodinámicamente

estables.

2. El estudio permitió demostrar que la

reacción de hidratación del anhídrido

acético, posiblemente no exista la

presencia de un intermediario, o que el

mismo sea muy reactivo por tanto se prueba

que una reacción es simple, de un solo paso.

3. Una vez que se conocen los estados

inicial y final de una reacción elemental

(descripción termodinámica), se pueden

proponer una infinidad de rutas para que

ocurra; la cinética intenta eliminarla mayoría

de estas posibilidades y sugerirla más

factible.

4. En las reacciones de orden cero La

velocidad de reacción en este caso es

independiente de la concentración de la

sustancia reactiva.

5. Se recomienda la implementación de

un inhibidor que permita observar el

desarrollo cinético de la reacción.

Referencias.

Calvet, E. (1956). Cinética Química (3ª ed).

Tomo I. Madrid: Salvat Editores S.A.

Daniels, F. (1971). Fisicoquímica. España: CECSA.

Moore, J. y Pearson, G. (1981) Mecanismo

de Cinética (3d ed). Madrid: Thompson.

Skoog, D., West, D., Holler, F. y Crouch, S.

(2005). Fundamentos de química

analítica (8a. ed.). Madrid: Thompson.

Wentworth, W. y Lander, S. (1975).

Fundamentos de Química Física.

España. Editorial Reverté, S.