LABORATORIO DE OPERACIONES DE SEPARACIÓN, REACCIÓN Y CONTROL 2015720 - 5

INFORME DE PRÁCTICA REACCIÓN DE DEGRADACIÓNGrupo 3

Fabián Leonardo Aguirre Izaquita; Jonathan Rodrigo Tobo Niño; Liliana Bolívar Bello Departamento de Ingeniería Química, Facultad de Ingeniería

Universidad Nacional de Colombia-Sede Bogotá D.C.

Presentado a: Juan Camilo Cely Garzón Fecha: 12 de Septiembre de 2014

I. PROBLEMA

De acuerdo a la solicitud de la empresa filial que contactó a la universidad, se quiere analizar la cinética de reacción para la degradación de peróxido de hidrógeno, el cual tiene usos en la industria derivados del blanqueamiento de diversos productos industriales, textiles y alimenticios como el queso y el algodón. Se pide establecer las condiciones óptimas de reacción a escala industrial para dicha reacción, en pro de establecer las condiciones más apropiadas de uso a escala industrial.

II. OBJETIVOS

Objetivo general

Determinar y analizar la cinética de reacción de la reacción de degradación de peróxido de hidrógeno, analizando el comportamiento general del mismo respecto a la temperatura n el ámbito industrial

Objetivos específicos

Hallar la ecuación cinética de reacción de la degradación del peróxido de hidrógeno.

Observar y analizar las dependencias respecto a la concentración de catalizador.

III. RESUMEN

Esta práctica consistió en la determinación de la cinética de reacción de la degradación e peróxido con un catalizador de yodo (yoduro), para lo cual se hizo un montaje a escala de laboratorio en done se cuantificó el volumen de oxígeno producido en la reacción a través de una probeta invertida en un baño termostatado. Se hicieron tres corridas variando la concentración e catalizador para posteriormente ajustarlas a un modelo de primer orden de reacción por el método integral. La reacción que se discute obedeció a una e primer orden según la linealización de las gráficas mostradas en las corridas 2 y 3; en la primera no se observó tal comportamiento debido a la muy baja concentración de catalizador y reactivos que dificultaban el estudio cinético

al mostrar una reacción particularmente lenta; aun así, importantes puntos fueron discutidos los cuales serán explicados en su debido momento. Por último, se hicieron inferencias a escala industrial de las mejores condiciones de reacción discutidas posteriormente.

IV. INTRODUCCIÓN (MARCO TEÓRICO)

La fotocatálisis es un proceso catalítico según el cual se produce una alteración fotoquímica de alguna especie química como resultado de la absorción de radiación por otra especie fotosensible (catalizador). En función del catalizador se diferencian dos tipos de fotocatálisis:

Fotocatálisis homogénea: En este caso el catalizador (normalmente hierro) está disuelto en el agua que contiene los contaminantes a tratar, por lo que todos los elementos que intervienen en el proceso se encuentran en la misma fase. El proceso fotocatalítico homogéneo más conocido es el foto-Fenton basado en la utilización del reactivo de Fenton. El reactivo o método de Fenton es una mezcla de sales de hierro (II) y peróxido de hidrógeno que produce el radical hidroxilo como especie activa según la siguiente reacción:

Fe2+¿+H 2O2→Fe3+¿+OH•+OH−¿¿¿ ¿

En el proceso foto-Fenton se utiliza la luz solar ó UV lo que permite obtener radicales OH• adicionales y regenerar el ion Fe2+ que actúa como catalizador homogéneo, de acuerdo con la reacción:

Fe3+¿+OH−¿+hv →Fe2+¿+OH •¿ ¿¿

Fotocatálisis heterogénea: En la fotocatálisis heterogénea se emplea un sólido semiconductor (TiO2, ZnO, ZrO2, CeO2, CdS, ZnS, etc) que forma una dispersión bajo irradiación para estimular una reacción en la interfase sólido líquido o sólido-gas. El mecanismo de fotorreacción comienza cuando el semiconductor es irradiado con fotones cuya energía es igual o mayor a la separación energética existente entre la banda de valencia y la de conducción (Eg). En esta situación, tiene lugar una absorción de esos fotones y la creación en el seno del catalizador de pares electrón-hueco, los cuales se disocian en fotoelectrones libres en la banda de conducción y foto-huecos en la banda de valencia. Simultáneamente, tiene lugar una adsorción de los contaminantes y el foto-hueco genera un radical hidroxilo (OH•) que oxidará el contaminante adsorbido. El flujo neto de electrones es nulo y el catalizador permanece inalterado tal y como se muestra en el esquema de la Figura 1.

Figura 1: Esquema de un proceso de catálisis heterogénea.

Desde el punto de vista espectroscópico, las especies semiconductoras se caracterizan por presentar una única banda ancha de absorción en la zona del violeta azul, asociada a la transferencia de carga desde la banda de valencia a la de conducción.

La frecuencia umbral v, a partir de la que es efectiva la absorción determina la energía de band-gap Eg, siendo Eg=hv donde h es la constante de Plank (6,624 10 -34 Js). Los valores de Eg de la mayoría de los semiconductores implican el uso de luz en la zona del ultravioleta durante los procesos de depuración fotocatalítica.

Los procesos de degradación fotocatalítica eficaces que deberían producir la mineralización completa de los substratos degradados, sin embargo, muchas veces el proceso se finaliza en compuestos intermedios si éstos no presentan toxicidad o no hay riesgos de exposición a los mismos.

En general la degradación fotocatalítica sigue el modelo de Langmuir-Hinshelwood. En los procesos de catálisis heterogénea el modelo de Langmuir-Hinshelwood considera la reacción entre dos especies adsorbidas sobre el catalizador adsorbatos). El fundamento de este modelo es una reacción unimolecular que se puede representar según el siguiente equilibrio:

A(aq) ⇔ A(ads) → B(aq)

La etapa limitante o determinante del mecanismo es la etapa de descomposición en la superficie del catalizador, de manera que la velocidad de reacción considerada de pseudo primer orden es el producto de la constante cinética asociada a la descomposición por la concentración de adsorbato A dada por la ecuación de adsorción de Langmuir:

A=Kc1+Kc (1)

En definitiva, la velocidad de eliminación o degradación del substrato r viene dada por la siguiente ecuación:

r=dcdt

=K [ Kc1+Kc ] (2)

donde k es la constante de velocidad dependiente de la intensidad luminosa, K es la constante de adsorción y c es la concentración del substrato que se pretende degradar. A baja adsorción y también a baja concentración, (Kc<<1) la ecuación (2) resulta ser una cinética de pseudo primer orden:

r=kKc (3)

Separando variables:dcdt

=kc ,≫ dcc

=kKdt (4)

Si definimos el periodo de semivida t1/2 o vida media al tiempo necesario para reducir, en estas condiciones, la concentración del substrato a la mitad, la ecuación (5) queda de la siguiente manera:

t 1/2=−ln 2/kK (5)

Si por el contrario la adsorción es alta y/o la concentración alta (Kc>>1), la ecuación (2) se reduce a una cinética de orden cero y por tanto, la adsorción domina el proceso:

r=k (6)

En este sentido se puede afirmar que la velocidad de reacción presenta una dependencia con la concentración según la figura 2 donde se observa una cinética de pseudoprimer orden a bajas concentraciones y una cinética de orden cero a altas.

Figura 2: Evolución de la cinética en el mecanismo Langmuir-Hinshelwood.

Los estudios de fotodegradación se realizan con diferentes especies que presentan absorción a una determinada longitud de onda λ. La variación de la absorción permite estudiar la degradación del indicador y por tanto, del proceso fotocatalítico, determinando experimentalmente el mencionado periodo de semivida (t1/2). Entre otros, el ácido Naranja II, un colorante sulfonado monoazo de fórmula molecular C16H11N2SO4Na, se utiliza como colorante modelo en los estudios de degradación fotocatalítica.

V. MATERIALES Y REACTIVOS

Tabla 1: Materiales y reactivos a usar durante el proyecto de degradación

Materiales ReactivosManguera ajustable a la boquilla del matraz Peróxido de hidrógeno (H2O2)Tina pequeña para el baño termostatado. AguaProbeta con salida lateral de 500 ml. Solución de catalizador Yoduro de Potasio (KI)

VI. EQUIPO Y ACTIVIDADES EXPERIMENTALES

La práctica se llevará a cabo en el laboratorio de catálisis, del edificio 412 de la Universidad Nacional de Colombia, bajo el siguiente procedimiento:

Listado de tareas:

1) Búsqueda de los materiales, probeta , matraz con salida lateral y tina para el baño termostatado, así como los reactivos

2) Lavado de los materiales conseguidos3) Preparación del baño termostatado4) Instalación de la probeta invertida.5) Unión de la manguera de caucho con la salida del matraz.6) Adición de la sustancia que regula la velocidad de la reacción (Catalizador)7) Sellamiento del matraz8) Toma de datos9) Desmontaje del aparejo10) Limpieza del material11) Devolución del material12) Entrega de metadatos

Ruta crítica: 1,2,3,5,7,8,12,10,11 En el diagrama d bloques se observa claramente la ruta indicada por las tareas resaltadas cuya ruta se sigue por flechas azules.

10 minutos

20 minutos 2 minutos 45 minutos10 minutos

20 minuios2 minutos 2 horas, 10 min 15 minutos 5 minutos

15 minutos5 minutos

FinTarea 11Tarea 10

Tarea 6

Tarea 5Tarea 7 Tarea 8

Tarea 12

Tarea 9Tarea 3

Tarea 4

InicioTarea 1 Tarea 2

Figura 3: Ruta crítica del proyecto de degradación de peróxido

El diagrama de flujo del procedimiento se muestra a continuación:

Inicio Tomar un matraz con salida lateral de 500 ml y añadirle alrededor de 200

ml de agua.

Agregar al matraz 5 ml de peróxido de

hidrógeno concentradconcenctrado

Preparar un baño termostatado a 50°C

Colocar una probeta invertida en el baño termostatado. Debe estar llena de agua

Unir una manguera desde la salida

lateral del matraz hasta la parte inferior de la

probeta invertida. Añadir una gota de catalizador.

Tapar herméticamente el matraz con una tapa de caucho. Introducirla

en el baño

Figura 4: Diagrama de operación del equipo a emplear.

Figura 5: Esquema del montaje del equipo a emplear en la degradación de peróxido.

VII. PLAN DE CONTINGENCIA

A continuación se describen los hechos principales de fallas, y su respectiva acción a seguir.

Posible Imprevisto Acción Correspondiente a EjecutarTemperaturas excesivamente altas en la reacción

Adicionar gradualmente más contenido de agua a temperatura ambiente en el matraz de reacción.

No

Tomar datos para baños de 40 y 60 °C

Fin

Escape del oxígeno dentro de la probeta de recolección

Esperar a que la reacción termine. En un nuevo ensayo disminuir aún más la concentración de peróxido inicial.

Rotura del material por choque térmico Disponer de los residuos de vidrio adecuadamente. Reiniciar el experimento

Reacción muy rápida, incuantificable. Repetir el experimento disminuyendo la concentración de catalizador.

El siguiente cuadro resume cómo detectar las posibles fallas en el equipo

Falla Acción para detectarlaRotura de la manguera Sumergir la manguera en agua y verificar la no

aparición de burbujasFalla en el sello del tapón y la manguera en la salida del matraz

Llenar el matraz con agua y verificar que no se salga del instrumento.

La temperatura del baño termostatado no es la adecuada según os análisis.

Monitorear el baño constantemente con un termómetro.

VIII. Ecuaciones y manejo de datos

Se calculan las moles de peróxido que reaccionan:

Molesde peróxido Iniciales= volumende peróxido∗DensidadPesoMolecular

Para hallar la velocidad de la reacción a una temperatura y concentración dadas, se sabe que:

r=−12

d [H2O2 ]dt

=12

d [H2O ]dt

=d [O2 ]dt

Donde r es la velocidad de reacción respecto al peróxido de hidrógeno o reactivo límite multiplicados por los coeficientes estequiométricos, si la reacción fuera de desaparición de un mol con respecto al reactivo límite. Como en este caso se medirá el volumen de oxígeno recolectado dentro de la probeta es mejor plantear la velocidad en términos de éste, así:

r=d [O2 ]dt

Que también puede estar expresada con el cambio en el volumen:

r=d V O2

dt

La ecuación de la cinética queda expresada como:

−rH 2O2=k CH 2O2

n

Si se toma en cuenta la velocidad inicial de reacción:

−rH 2O20=( d V O2

dt )t=0

La tabla de toma de datos tentativa se reporta a continuación.Vol H2O

CatalizadorVol inicial

H2O2

Tiempo (s) Vol. Desplazado (mL)

0306090

120150180210240270300330360390410

IX. MUESTRA DE CÁLCULOS

Concentración de peróxido vs tiempo

Para determinar el volumen de oxígeno producido, se halló la diferencia entre la lectura tomada y la lectura inicial, para hallar el volumen de agua desplazado por el oxígeno.

V O2=hi−h

Luego, mediante el uso de la ley de los gases ideales, y teniendo en cuenta la temperatura y presión de trabajo, se convirtió ese volumen a moles de oxígeno:

n=PVRT

Para calcular el número de moles que se le agregaron al peróxido, con su peso molecular se despejó el número de moles agregadas.

nH 2O2=15%p /V∗10mL

34 g/mol=0.04411765

Para calcular su concentración, se asume que el volumen permanece constante, calculamos la concentración de peróxido en el Erlenmeyer, teniendo en cuenta la estequiometria de la reacción, como:

CH 2O2=n0 H 2O2

−2∗nO2V

Donde n0H 2O2=0.04412moles

Cinética de reacción por medio del método integral

La velocidad de reacción propuesta en la literatura (Análisis volumétrico de óxido-reducción.) presenta una relación directamente proporcional con la concentración de catalizador, como sigue:

r A=−dC A

dt=kCCCA

Siendo C A=C H2O2,CC=ConcentracióndeCatalizador

Y las unidades: C=[molL ] , k=[L/s .mol ]

Considerando además que la concentración del catalizador CC es constante a lo largo de la reacción, la ecuación de velocidad se convierte en:

r A=−dC A

dt=kcC A

Aplicando el método integral, separando variables e integrando tenemos:

−∫C A0

CA dC A

C A

=∫0

t

kC dt

Que resulta en:

−lnCA

CA 0

=kC t

De manera, que mediante una gráfica de – lnC A

C A0

vs t se puede determinar kC.

Una vez, con ayuda de la gráfica, se encuentra el valor de kC se procede a encontrar el valor de k utilizando la relación entre ambas:

kC=k C c=1E-5despejando :k=kCCC

Teniendo en cuenta que CC se considera constante para cualquier tiempo y siempre es 0,05M

k=1e-50.05

=2.00E-04

X. REPORTE DE RESULTADOS

Como se había hecho notar, se muestran las tablas de consolidación experimental en el que se reúne todo el tratamiento de datos, así como la toma de datos experimentales. Se hicieron tres corridas bajo condiciones diferentes, las cuales son descritas en cada toma de datos. Los tres ensayos se hicieron a 40ºC y una presión de 560mmHg (Presión de Bogotá).

Tabla 2: Datos experimentales para la corrida número 1

Corrida 1Catalizador KI 0.05M 1mlVol inicial H2O2

0.6% 20 ml

Tiempo (min)Vol. Desplazado (±2.5 ml)

0 802 1004 1156 1258 125

10 13012 13014 130

Tabla 3: Datos experimentales para la corrida número 2

Corrida 2Catalizador KI0.05M 1mlVol inicial H2O2

15% 10 ml

Tiempo (min)Vol. Desplazado (±2.5mL)

0 1302 1404 1556 1708 190

10 20512 22014 23016 24018 25520 27022 29024 30026 31028 32030 33032 34034 34536 35038 36040 37042 38044 39046 40048 41050 41552 42054 43056 43558 440

60 45062 46064 46566 47068 48070 48072 50074 505

Tabla 4: Datos experimentales para la corrida número 3

Corrida 3Catalizador KI 0.05M 2mlVol inicial H2O2

15% 10 ml

Tiempo (min)Vol. Desplazado (±2.5mL)

0 1302 1404 1506 1608 175

10 18012 20014 21516 23518 24520 26022 28024 29026 30028 310

Tras el tratamiento de los datos de acuerdo a la muestra de cálculos, se llegaron a los siguientes datos de resultados:

Corrida 1:

- Catalizador usado: 1 ml KI 0.05M- Volumen inicial de H2O2, 20 ml 0.6% p/v

Tabla 5: Tratamiento de datos para la corrida de datos número 1

Tiempo (s) Tiempo (min)Vol. Desplazado

(±2.5 ml) Vol O2 moles O2Concentración

H2O2 ln CH2O2in/Ch2o2

0 0 80 0 0 0,003529 0,0000000120 2 100 20 0,00057347 0,003472 0,0163819240 4 115 35 0,00100358 0,003429 0,0288468360 6 125 45 0,00129031 0,003400 0,0372439480 8 125 45 0,00129031 0,003400 0,0372439600 10 130 50 0,00143368 0,003386 0,0414691720 12 130 50 0,00143368 0,003386 0,0414691840 14 130 50 0,00143368 0,003386 0,0414691

0 100 200 300 400 500 600 700 800 9000.003300

0.003350

0.003400

0.003450

0.003500

0.003550

Concentracion H2O2 vs Tiempo

Tiempo (seg)

Conc

entr

ació

n H2

O2

(mol

/L)

Figura 1: Gráfica de concentración de Peróxido a lo largo de la reacción

0 100 200 300 400 500 600 700 800 9000.00000000.00500000.01000000.01500000.02000000.02500000.03000000.03500000.04000000.0450000

Linealización Método Integral

Tiempo (seg)

ln(H

2O2

in/H

2O2)

Figura 2: Gráfica de linealización por el método integral

Corrida 2:

- Catalizador de KI, 1 ml 0.05M- Volumen de H2O2 inicial, 10 ml 15%p/v

Tabla 6: Tratamiento de datos para la corrida número 2

Tiempo (s) Tiempo (min)Vol. Desplazado

(±2.5mL)Vol O2 moles O2

concentración H2O2 ln CH2O2in/Ch2o2

0 0 130 0 0,0000000 0,04412 0,0000000120 2 140 10 0,0002867 0,04406 0,0013007240 4 155 25 0,0007168 0,04397 0,0032550360 6 170 40 0,0011469 0,04389 0,0052131480 8 190 60 0,0017204 0,04377 0,0078298600 10 205 75 0,0021505 0,04369 0,0097969720 12 220 90 0,0025806 0,04360 0,0117678840 14 230 100 0,0028674 0,04354 0,0130839960 16 240 110 0,0031541 0,04349 0,0144018

1080 18 255 125 0,0035842 0,04340 0,01638191200 20 270 140 0,0040143 0,04331 0,01836581320 22 290 160 0,0045878 0,04320 0,02101731440 24 300 170 0,0048745 0,04314 0,02234561560 26 310 180 0,0051613 0,04309 0,02367581680 28 320 190 0,0054480 0,04303 0,02500771800 30 330 200 0,0057347 0,04297 0,02634131920 32 340 210 0,0060215 0,04291 0,0276768

2040 34 345 215 0,0061648 0,04288 0,02834522160 36 350 220 0,0063082 0,04286 0,02901402280 38 360 230 0,0065949 0,04280 0,03035312400 40 370 240 0,0068817 0,04274 0,03169392520 42 380 250 0,0071684 0,04268 0,03303652640 44 390 260 0,0074551 0,04263 0,03438102760 46 400 270 0,0077419 0,04257 0,03572722880 48 410 280 0,0080286 0,04251 0,03707533000 50 415 285 0,0081720 0,04248 0,03775003120 52 420 290 0,0083154 0,04245 0,03842523240 54 430 300 0,0086021 0,04240 0,03977693360 56 435 305 0,0087455 0,04237 0,04045343480 58 440 310 0,0088888 0,04234 0,04113043600 60 450 320 0,0091756 0,04228 0,04248583720 62 460 330 0,0094623 0,04223 0,04384303840 64 465 335 0,0096057 0,04220 0,04452233960 66 470 340 0,0097490 0,04217 0,04520204080 68 480 350 0,0100358 0,04211 0,04656294200 70 480 350 0,0100358 0,04211 0,04656294320 72 500 370 0,0106092 0,04200 0,04929034440 74 505 375 0,0107526 0,04197 0,0499733

0 500 1000 1500 2000 2500 3000 3500 4000 4500 50000.04050

0.04100

0.04150

0.04200

0.04250

0.04300

0.04350

0.04400

0.04450

Concentracion H2O2 vs Tiempo

Tiempo (seg)

Conc

entr

ació

n de

Per

óxid

o (m

ol/L

)

Figura 3: Gráfica de concentración de peróxido respecto al tiempo.

0 500 1000 1500 2000 2500 3000 3500 4000 4500 50000.0000000

0.0100000

0.0200000

0.0300000

0.0400000

0.0500000

0.0600000

f(x) = 1.08705498383858E-05 x + 0.00410595342868877R² = 0.980804303544438

Ajuste Integral

Tiempo (seg)

ln (H

2O2

in/

H2O

2)

Figura 4: Gráfica de ajuste por el método integral

Corrida 3:

- Catalizador usado, KI, 2 ml 0.5M- Volumen peróxido, 10 ml 15% p/v

Tabla 7: Tratamiento de datos para la corrida número 3

Tiempo (s) Tiempo (min)Vol. Desplazado

(±2.5mL)Vol O2 moles O2

concentracion H2O2 ln CH2O2in/Ch2o2

0 0 130 0 0,0000000 0,044118 0,0000000120 2 140 10 0,0002867 0,044060 0,0013007240 4 150 20 0,0005735 0,044003 0,0026031360 6 160 30 0,0008602 0,043946 0,0039072480 8 175 45 0,0012903 0,043860 0,0058666600 10 180 50 0,0014337 0,043831 0,0065206720 12 200 70 0,0020072 0,043716 0,0091408840 14 215 85 0,0024373 0,043630 0,0111104960 16 235 105 0,0030107 0,043516 0,0137427

1080 18 245 115 0,0032975 0,043458 0,01506141200 20 260 130 0,0037276 0,043372 0,01704271320 22 280 150 0,0043010 0,043257 0,01969071440 24 290 160 0,0045878 0,043200 0,02101731560 26 300 170 0,0048745 0,043143 0,02234561680 28 310 180 0,0051613 0,043085 0,0236758

0 200 400 600 800 1000 1200 1400 1600 18000.0424000.0426000.0428000.0430000.0432000.0434000.0436000.0438000.0440000.0442000.044400

Concentracion H2O2 vs Tiempo

Tiempo (seg)

Conc

entr

ació

n pe

róxi

do (m

ol/L

)

Figura 5: Perfil de concentración para el peróxido de hidrógeno en la reacción.

0 200 400 600 800 1000 1200 1400 1600 18000.0000000

0.0050000

0.0100000

0.0150000

0.0200000

0.0250000f(x) = 1.49528651017098E-05 x − 0.00102537118544727R² = 0.993630348775986

Ajuste Integral

Tiempo (seg)

ln(H

2O2

in/H

2O2)

Figura 6: Gráfica de ajuste integral para la corrida número tres.

XI. COSTOS DE LA PRACTCA

La práctica realizada tiene un costo de operación de $120.000 COP en los servicios de extensión del Laboratorio de Ingeniería Química de la Universidad Nacional de Colombia, Sede Bogotá.

Adema los costos de los reactivos utilizados en esta práctica son:

Yoduro de potasio, BAKER ANALYZED ACS Reagent 99.6%, LOT 826160. $ 903.77 COP/0.83 g

Peróxido de hidrogeno, Panreac stabilized PRS 30% w/v (100 vol.) LOT 0000391505. $2932.75 COP/52 ml.

Costo Total = $ 123,836.52 COP

XII. ANÁLISIS DE RESULTADOS

La práctica en cuestión se enfocó en la determinación de la cinética de reacción para el proceso e degradación de peróxido bajo ciertas condiciones específicas. Para ello se buscó establecer un panorama de posible aplicación en el ámbito industrial a partir del comportamiento observado a escala de laboratorio, condición en donde se intentó molar el estudio de esta reacción con el método integral a partir de datos experimentales. Los resultados se discuten claramente a lo largo de este análisis en aras de decidir las mejores condiciones de operación a escala industrial.

En primer lugar, note que en las tres corridas la concentración de peróxido de hidrógeno disminuye conforme avanza la reacción, aspecto que puede ser evidenciado en las gráficas de perfil de concentración. Eso tiene sentido, ya que el reactivo en cuestión se consume paulatinamente a lo largo el proceso analizado a medida que la cantidad de oxigeno producida aumenta, lo que se ve reflejado en un aumento en el volumen registrado en la probeta. Como las condiciones en las cuales se sometieron los experimentos son ligeramente diferentes, es de esperar que en donde haya más concentración inicial de peróxido, y más presencia de catalizador, la reacción ocurra más rápido hasta la conversión de oxígeno.

En este caso en específico se observó que el impacto de la concentración del catalizador no fue el todo importante, lo que puede verse comparando las corridas de datos dos y tres, condición en donde en la segunda, teniendo una cantidad mayor de catalizador, presentó aproximadamente el mismo patrón de degradación, es decir, tendencias de comportamiento similares tal como se observa en las primeras etapas de reacción respecto a la corrida número dos. Esto puede explicarse por las reacciones paralelas que pueden ocurrir entro delo seno de la solución e partida, condición en done debido a posibles contaminantes o agentes externos, se pueden dar reacciones ajenas con el catalizador. Incluso se pueden dar algunas reacciones de formación de complejos entre el catalizador y algunas moléculas de agua dependiendo de su interacción con el potasio.

Ahora bien, para la determinación de la cinética de esta reacción se hizo uso del método integral, método consistente en el ajuste de los datos experimentales a una línea recta por ensayo y error para observar un comportamiento determinado. En este caso, los datos se ajustaron razonablemente a una reacción de primer orden según la gráfica de linealidad mostrada en cada una de las corridas. Hay que tener en cuenta que la corrida número uno no obedeció a una línea recta por fallos experimentales, por ejemplo, puede que el baño termostatado no haya estado a la

temperatura adecuada o bien, puede que la preparación de las soluciones iniciales haya incurrido en métodos erróneos. También puede haberse debido a que la concentración de peróxido en el sistema era tan pequeña que la cuantificación de la cinética de la reacción no era del todo fácil, o mejor dicho, podía presentar ligeras variaciones en su comportamiento esperado. En todo caso, y de acuerdo a las corridas número dos y tres, se determinó que la reacción era de primer orden.

Como era de esperarse, los puntos que hacen parte de la línea que debería verse claramente en las curvas respectivas de linealización no se ubican perfectamente dentro de la línea, pero la tendencia sí se puede aproximar a una línea recta. Los datos que intentan evadir dicha tendencia no lo hacen de una forma tan pronunciada como para impedir la calificación de la reacción correspo9ndiente como de primero orden respecto a os reactivos empleados. Pero, ¿qué significa que sea de orden uno? La respuesta reside en la proporcionalidad que existe entre la velocidad de desaparición del peróxido y las concentraciones de los reactivos (o velocidad de desaparición de estos), la cual posee una proporcionalidad que viene determinada por la constante hallada bajo la pendiente de la gráfica de ajuste del método integral. La explicación por la cual la corrida número 1 no se ajustó a este método puede residir en la concentración de los agentes participantes en la reacción, el catalizador y el peróxido, cuyas concentraciones eran tan bajas que su estudio cinético no era confiable a causa de la lentitud de la producción de oxígeno a partir del peróxido puesto inicialmente.

El comportamiento de la reacción también es dependiente de la temperatura en el sentido de que modifica el parámetro de la constante de proporcionalidad. En este caso, y dado que se manejaron condiciones de temperaturas cercanas a los 40°C, se puede aproximar un mismo valor de este para todas las corridas. Note que dicho valor fue relativamente bajo, 2x10-4, lo que podría decir teóricamente que la reacción analizada es poco factible de forma espontánea; sin embargo, ese valor parece ser razonable si se tienen en cuenta todas las condiciones de reacción fuera de la temperatura, como las concentraciones de catalizador y de peróxido en cada una de las corridas llevadas a cabo, las cuales fueron tan bajas que se producía poco oxígeno gaseoso por unidad de tiempo; en otras palabras, la velocidad de desaparición del peróxido era muy pequeña, lo que debe verse reflejado en el valor de la constante hallada dado que las concentraciones eran tan pequeñas que la reacción de dificultaba en el sentido de que la probabilidad de choque de las moléculas el catalizador y el peróxido era muy pequeña.

Lo anterior también se ve sustentado por el hecho de que por la manguera no se observaba un rosario continuo de burbujas emergiendo del extremo, sino más bien una serie de burbujas que se desprendían cada periodo de tiempo más bien prolongado; si se observan los datos experimentales, se aprecia que el volumen aumentó lentamente, pero también de forma constante, lo que ratifica la aproximación de reacción de primer orden cuantificada con el método integral. La proporcionalidad en la velocidad de desaparición de peróxido se hacía evidente en su ritmo constante en la producción e burbujas, y el valor de su constante de proporcionalidad refleja la tasa pequeña de dicha producción. De acuerdo a esto, las suposiciones hechas con el método integral resultó ser ciertas bajo el contexto del experimento llevado a cabo (Producción constante,

pero a una tasa pequeña de producción de oxígeno o lo que es equivalente, a una tasa pequeña de desaparición de peróxido)

¿Pero cómo podríamos inferir las mejores condiciones de esta reacción a una escala industrial? La respuesta reside en la dependencia de las reacciones respecto a la temperatura. En este caso, cuanto más alta sea la temperatura, la reacción se desarrollará a velocidades mucho más elevadas; así, teniendo en cuenta que a 40 °C y con muy poco catalizador y peróxido la reacción se llevó a cabo de forma lenta, se podría afirmar que para obtener un buen nivel de producción (ni muy bajo ni muy alto) a una escala industrial se recomiendan temperaturas que no superen los 50ºC, de igual forma, la concentración del catalizador no debe ser muy grande pero sí debe ser ligeramente mayor a la cantidad que se usó a escala de este laboratorio, al igual que con la misma concentración de peróxido al inicio de la reacción puesta en juego. Se recomienda entonces también tener en cuenta los propósitos de la reacción, ya que dependiendo de dicho aspecto, la reacción se verá condicionada por las especificaciones del producto que se quiera elaborar. De esta forma, diríamos que la elación e catalizador también es influyente en la reacción, ya que si su cantidad es muy alta, la reacción puede darse tan rápido que es imposible medir su cinética en las condiciones apropiadas, y viceversa. Respecto a la presión se recomendarían presiones circundantes a la atmosférica.

XIII. CONCLUSIONES

La cinética de reacción es muy importante en aras de predecir el comportamiento de una reacción y hacer predicciones a escala industrial, ya que permite ver el impacto de variables externas como la temperatura o la composición de los reactivos.

Es importante la adecuación de las condiciones de la reacción con el fin de garantizar un buen estudio cinético. No se recomiendan concentraciones muy bajas de reactivos debido que la lentitud en la reacción provocada por la poca probabilidad de encuentro del catalizador con el peróxido dificulte la cuantificación del volumen.

Al igual que cualquier otra reacción, la degradación e peróxido está fuertemente condicionada por las especificaciones del producto a escala industrial. La velocidad de la reacción puede tener una amplia gama espectral dependiendo de sus finalidades y propósitos en la cadena productiva.

XIV. Bibliografía

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