CINETICA DEL SISTEMA PERDISULFATO-YODURO

I. OBJETIVO

Investigar el efecto de la concentración, temperatura y catalizador en la velocidad de una reacción química.

II. TEORICA

La reacción que se investiga se realiza entre el ion yoduro y el ion perdisulfato.

2I- + S2O82- → 2SO4

2- + I2 (1)

En la experimento la concentración de ion yoduro se mantiene constante reduciendo rápidamente el I2 formado (ecuación (1)) a I- con tiosulfato S2O3

2-,

I2 + 2S2O32- → 2I- + S4O6

2- (2)

Por tanto, la velocidad de la ecuación (1) es función de la concentración de perdisulfato. La cantidad de perdisulfato que reacciona esta controlada por la cantidad de S2O3

2- que se agrega al sistema. También se añade a la solución indicador de almidón. Se combina con el I2 después de la destrucción de todo el S2O3

2- formando un color azul intenso.

En este experimento, se adiciona a cada sistema una cantidad fija conocida de S 2O32-. Se determina

el tiempo que tarda en aparecer el color azul; este es inversamente proporcional a la velocidad de reacción (mientras mas corto es el tiempo, mas rápida es la reacción). La temperatura se mantiene constante.

La velocidad general para la ecuación (1) es

Velocidad = d ¿¿ = -k¿¿ (3)

Donde a es el orden de reacción a I- y b es el orden de reacción respecto a S2O82−¿¿. Como ¿ se

mantiene constante en todo el experimento, se define una constante de pseudovelocidad.

k´ = k¿¿ (4)

y

Velocidad = d ¿¿ (5)

Y

log (velocidad)= logk´ + b log ¿ (6)

PROCEDIMIENTO

A. Efecto de la concentración de reacción.1. En diez tubos de ensayo limpios y secos, adicionar utilizando una pipeta 10,9,8,7,6,5,4,3,2,

y 1 ml respectivamente de la solución de S2O82−¿¿. En los últimos nueve tubos agregar

agua destilada hasta completar el volumen de cada uno a 10 ml. Utilizar también una pipeta.

2. Agregar al primer tubo rápidamente 10 ml de solución KI-almidón - S2O32−¿¿ empezando a

la vez a cronometrar el tiempo. Mezclar perfectamente las soluciones (inmediatamente después de poner en marcha el cronometro). Registrar el tiempo de la primera aparición de un color azul.

3. Repetir este procedimiento con los otros nuevos, adicionando cada vez rápidamente 10 ml

de solución KI-almidón -S2O32−¿¿. Si el tiempo lo permite repetir el experimento y utilizar

los valores promedio en los cálculos.B. Efecto de las temperaturas sobre la velocidad de reacción.1. A un tubo de ensayo limpio y seco añadir con una pipeta 4 ml de solución 0.02 M de K2S2O8

y 6 ml de agua destilada. En un segundo tubo de ensayo colocar 10 ml de solución KI-

almidón - S2O32−¿¿. Colocar ambos tubos en un vaso de precipitado con agua y hielo.

Cuando la temperatura de ambos tubos sea constante, verter el contenido del tubo de KI-

almidón -O32-S2O3 dentro del otro y cronometrar el tiempo. Mezclar el contenido de los

tubos por agitación. Registrar el tiempo que tarda en aparecer el primer color azul en la solución. Registrar la temperatura de los soluciones antes y después de iniciar la reacción.

2. Repetir el procedimiento anterior sumergiendo ambos tubos en agua a una temperatura aproximada de 10°C. (Medir la temperatura exacta).

3. Repetir el procedimiento anterior a temperatura ambiente (alrededor de 20°C). (Medirla temperatura exacta.)

4. Repetir el procedimiento anterior para sumergir los tubos en un vaso de precipitado o un baño de agua que se mantenga a una temperatura aproximada de 40°C. (Medir la temperatura exacta). Manténgase el calentamiento con un mechero Bunsen.

C. EFECTO DE LA CATALISIS SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION1. Preparar dos tubos de la misma manera que se describió en la parte B antes, a

temperatura ambiente. Agregar unas cuantas gotas de solución de catalizador FeSO4 –CuSO4 a la solución de perdisulfato. Mezclar las soluciones y medir el tiempo en que aparece el primer color azul.

Análisis de datos

1. Calcular la concentración de ion perdisulfato en cada uno de los 10 tubos de la parte A.2. A partir de la concentración de tiosulfato de sodio en la solución de KI-almidón S 2O3

2- y de la estequiometria de la reacción, calcular la cantidad y la velocidad de consumo (mol/1-seg) de S2O8

2- en cada uno de los diez sistemas. ¿Por qué suponerse que d¿ /dt es constante en cada sistema?

3. Representar gráficamente log (velocidad de reacción) respecto a log (concentración de ion perdisulfato) ¿Cual es el orden de la reacción respecto a la concentración de ion perdisulfato? (Ver ecuación (6)).

4. Calcular las velocidades de reacción para la parte B de la misma manera que la parte A. ¿Cual es el efecto de la temperatura sobre la velocidad de esta reacción? Trace una grafica en ln (K´) respecto al reciproco de la temperatura absoluta (1/T). A partir de la pendiente determine el valor del factor preexponencial. A, en la ecuación de Arrhenius.

K´ = A exp (-Ea /RT)

5. Describa el efecto del catalizador en la velocidad de esta reacción ¿Cuál es su efecto en E a

en la ecuación de Arrhenius?6. Sugiera un método para determinar K y a, el orden de reacción con respecto a I -, (ver

ecuación (3) y (4)).

Aparatos

Tubos de ensayo, 30 ml con tapones de corcho (20 por equipo de estudiantes). Cronometro. Baño de agua, 40°C. Baño de hielo. Termómetro, 0-100°C Pipetas

Reactivos

Perdisulfato de potasio, K2S2O8, 0.02 M: Agregar 5.4 g de K2S2O8 a agua destilada y diluir a 1 litro.

Reactivo de yoduro de potasio/almidón/tiosulfato: Disolver 49,8 g de KI, 50 ml de solución de almidón (ver Experimento 23) y 0.200g de NaS2O3 en agua destilada y diluir a 1 litro. Este reactivo es 8.06 x 10-4 M en S2O3

2- y 0.3 M en KI.

Solución de catalizador sulfato ferroso-sulfato de cobre: Disolver 25g de FeSO4 – 7H2O y 30g de CuSO4 -5H2O en 200 ml de agua destilada.

Bibliografía

1. Snoeyink, V.L. y D. Jenkins, Química del agua, Limusa, 1983 capitulo 2.2. Moews, P.C.,Jr., y R.H.Petrucci. “The Oxidation of lodide lon by Persulfate Ion, “J.Chem.Ed.,

41. 1964,pp. 549-551.

DEMOSTRACION DE LA VELOCIDAD DE HIDRATACIÓN DEL DIÓXIDO DE CARBONO

I. OBJETIVO

Demostrar que la hidratación del dióxido de carbono y la deshidratación del acido carbónico requieren un tiempo de reacción que puede determinarse.

II. TEORIA

El dióxido de carbono no es un acido en el sentido de Brönsted porque no contiene protones. Se hace dibasico por hidratación a H2CO3 donde por reacción de transferencia de protones se producen iones HCO3 y CO3

2-.

H2CO3 + OH- ⇆ CO32- + H2O (1)

HCO3 + OH- ⇆ CO32- + H2O (2)

La velocidad de hidratación del dióxido de carbón disuelto.

CO2(ac) + H2O ⇆ H2CO3 (3)

Puede ser observarse visualmente en soluciones acuosas frías saturadas con CO2(ac) porque la baja temperatura disminuye la velocidad de reacción.

La reacción puede seguirse en forma visual por el cambio de color de un indicador de pH como es el azul de bromotimol que es amarillo a un pH 6, verde a un pH de 7, y azul a un pH de 8. Se prepara una solución saturada fría de CO2(ac) disolviendo un poco de hielo seco en agua destilada que contiene azul de bromotimol. Inicialmente esta solución es amarilla. El proceso de adicionar base y formar un color azul que se desvanece puede repetirse hasta que por ultimo se ha agregado tanta base que la solución permanecerá de color azul.

La interpretación de estos fenómenos es la siguiente: el acido carbónico, H2CO3, reacciona muy rápidamente (microsegundos) con ion CH- para formar HCO3 y algo de CO3

2-. Esta reacción nunca determina la velocidad. Como la mayoría del acido carbónico esta presente en forma de CO2

anhidro, debe hidratarse (ecuación 3) antes de que pueda reaccionar con el ion OH -. Este proceso de hidratación es el que requiere de un tiempo apreciable. El H2CO3 formado por la hidratación de CO2 reacciona de inmediato con el exceso de OH -. Continúa formándose más H2CO3 hasta que toda la base presente se neutraliza o hasta que todo el CO2 presente se consume. El curso de la reacción se ve con más claridad en una solución fría ya que la reacción de hidratación es mas lenta que a la temperatura ambiente.

En soluciones con pH ˂ 8 no hay intercambio de CO2 entre el líquido y la fase gaseosa durante el proceso, la cinética de la reacción puede expresarse mediante la ecuación para la velocidad de cambio de concentración de CO2 con el tiempo.

dCO2dt

= -kf [CO2 ]+ kf [H 2CO3 ]

Donde kf es la constante de velocidad para la reacción directa (ecuación 3) y k f es la constante de velocidad para la reacción inversa (ecuación 3). El CO2 desaparece porque se hidrata a una velocidad proporcional a su propia concentración instantánea, mientras que se forma a partir de H2CO3 a una velocidad proporcional a la concentración de este ultimo.

La concentración del agua es alta y esencialmente constante, y se incluye implícitamente en kr.

PROCEDIMIENTO

Se le proporcionara una solución fría que se ha saturado con CO2. Tomar aproximadamente 200 ml y colocarlos en un matraz Erlenmeyer. Agregar suficiente indicador de azul bromotimol para que el color de la solución sea amarillo (3 ó 4 gotas). Ahora agregar 1 ó 2 ml de NaOH 0.1M y mezclar suavemente por rotación del matraz. El color cambiara de amarillo a azul y después volverá al tono amarillo. Repetir la adición de NaOH varias veces notando que cada vez la reversión a amarillo es más lenta.

Preguntas

1. Comentar el concepto de la etapa limitante de la velocidad en una serie de reacciones utilizando como ejemplo el sistema que se estudia.

2. Diseñar un experimento que demostraría la reacción de deshidratación: H2CO3 → H2O + CO2

3. ¿Cuál esperaría que fuera la etapa limitante de la velocidad en esta serie de reacciones inversas?

4. ¿Qué factores cinéticos se modifican por la baja temperatura? ¿Qué otros parámetros pueden ser sensibles a la temperatura en la reacción CO2.agua?

Aparatos

Matraces Erlenmeyer, 500ml, pipetas y probetas graduadas, 250 ml.

Reactivos

Hidróxido de sodio, aproximadamente 0.1 M: Disolver 4g de NaOH en 250ml de agua destilada y diluir a 1 litro.Solución de indicador para pH con azul de bromotimol: Solución acuosa al 1 porciento.Solución saturada de CO2: Agregar hielo seco a agua destilada, dejar disolver. Mantener la solución refrigerada en una botella completamente llena y tapada hasta su uso. (2) Otra forma de preparar esta solución es agregar 3g de NaHCO3 a 1 litro de agua destilada fría (4°C) y acidificar a pH 4 con HCl M. Almacenar de la misma manera que en el método (1).

BIBLIOGRAFIA

1. Kern,D., M., J. Chem. Educ., 37, 14 (1960).2. Snoeyink,V. L., y D. Jenkins, Quimica del agua, Limusa, 1983, capitulo 4.

CINÉTICA DE LA HIDRÓLISIS DEL PIROFOSFATO

OBJETIVO

Verificar la forma de la ley de la velocidad para la hidrolisis de pirofosfato e investigar el efecto de la temperatura en esta reacción.

TEORIA

Los pilofosfatos son fosfatos que contienen mas de un grupo fosfato enlazado por la unión fosfato condensada (P-O-P). Estos compuestos son de uso común como constituyentes en detergentes sintéticos y en tratamientos de agua como agentes de umbral para evitar la precipitación de

CaCO3(s) en soluciones sobresaturadas. En agua tienden a hidrolizarse a ortofosfato, hecho que interesa por que el ortofosfato puede ser un nutriente limitante para los organismos fotosintéticos en ciertas aguas receptoras. Para el estudio de la hidrolisis de polifosfatos se ha seleccionado el pirofosfato, HnP2O7

n-4

HnP2O7(n-4) + H2O → 2HmPO4

m-3 + (2m-n-2) H+ (1)

Donde n, el numero de protones enlazados a P2O74-, y m, el numero de protones en donde n, el

numero de protones en PO43- dependen del pH del sistema. La velocidad de esta reacción es de

primer orden respecto de cada uno de los reactantes o de segunda orden en general (Referencia 4). Sin embargo en solución acuosa diluida puede analizarse como una reacción de pseudoprimer orden. Por tanto, la ley de velocidad

d [PP ]dt

= -k [PP ] [H 2O ] (2)

Puede determinarse en forma aproximada como

d [PP ]dt

= -k´ [PP ]

(3)

Donde k´ es una constante de velocidad de pseudoprimer orden, t es el tiempo de reacción y [PP ] representa la concentración total de pirofosfato, sin tomar en cuenta el grado de protonacion.

Como el procedimiento analítico que se utiliza en este experimento mide solo el ortofosfato, es conveniente escribir la ley de la velocidad en términos de la concentración inicial de pirofosfato, [PP ]0, y la concentración del ortofosfato, [P ], producido por la reacción, donde

[PP ]= [H 4 P2O7 ] + ¿ + ¿ + ¿ + ¿

Y

[P ]= [H 3PO 4 ] + ¿ + ¿ + ¿

[PP ]= [PP ]0 – ½ [P ] (4)

Por tanto,

Puesto que |P| = 0 a t=0

Sustituyendo la ecuación (4) en la Ec. (3).

d ¿¿ = -k ([PP ]0−12

[P ]) (5)

Por reordenamiento e integración

Log [PP ]0

[PP ]0−12

[P ] = k ´ t2.3

(6)

Ó

Log ([PP ]0-1/2 [P ]¿= k ´ t2.3

+ log [PP ]0 (7)

Así pues, una grafica de log[PP ]0-1/2 [P ]¿ respecto a t producirá una línea recta con pendiente

–k´/2.3 e intersección de log [PP ]0 en t= 0.

La velocidad de reacción depende en gran forma de pH, y la reacción es mucho mas rápida a pH bajo. En apariencia el ion hidronio, H3O+´, reacciona con el polifosfato para hacer mas fácil la ruptura del enlace P-O-P (Referencia 3).

La velocidad de reacción varía también con la temperatura. La ecuación de Arrhenius describe el efecto de la temperatura sobre la constante de velocidad K´.

logk´ = −Ea2.3RT

+ loga (8)

Donde Ea es la energía de activación en cal/mol, T es la temperatura absoluta en °K, R es la constante de los gases ideales, 1.99 cal/mol °K y a es una constante llamada el factor de frecuencia, o factor preexponencial, cuyas dimensiones son seg1-. Una grafica de log k´ respecto q 1/T produce una línea con pendiente –Ea/2.3R. Se ha encontrado que Ea varia

con el pH y la composición iónica de la solución: los valores típicos para sistemas diluidos están en el intervalo de 10-25 kcal/mol.

En este experimento se utiliza el método de análisis de ortofosfato que utiliza acido vanadomolibfosforico (véanse los detalles en el experimento 3). Este método se basa en la reacción de molibdato de amonio con ortofosfato en solución acida para formar acido molibdofosforico. En presencia de vanadio se forma un color amarillo cuya intensidad es proporcional a la concentración de ortofosfato. Este método es satisfactorio para concentraciones de P-P04 entre 4 y 18 mg/l (1.29 x 10-4 a 5.8 x 10-4 M).

PROCEDIMIENTO

NOTA: Este experimento puede llevarse a cabo en una sesión de laboratorio como un trabajo con el todo el grupo. A cada equipo de estudiantes se le asignara la experimentación a una temperatura. Los datos se combinan y los estudiantes harán el análisis individual.

1. Preparación de la curva patrón.a) En matraces volumétricas de 50 ml se agrega un volumen de solución básica de

ortofosfato para abarcar un intervalo de concentración de P-PO4 entre 25 y 600 µg/50 ml (3-23 x 10-5 a 1.12 x 10-3 M) si el intervalo de temperaturas va de 35 a 100°C. Sera suficiente utilizar seis a ocho muestras. A cada una de estas muestras y a un matraz adicional en “blanco”, agregar 10 ml de reactivo de vanadato molibdato y diluir a 50 ml con agua destilada.

b) Después de 10 min, medir la absorbancia utilizando un espectrofotómetro visible. Seleccionar la longitud de onda para la determinación de absorbancia en base a la temperatura que se utilice para el experimento de velocidad de acuerdo con las siguientes normas: 420 nm a 5°C, 420 nm a 25°C, 470 nm a 50°C y 490 nm a 70-100°C.Ajustar el espectrofotómetro a cero utilizando el blanco.

c) Trazar la grafica de absorbancia respecto a concentración de fosfato (moles PO4/1).2. Relación entre la velocidad de reacción y la concentración de pirofosfato a

temperatura ambiente.a) Pesar 900 mg de pirofosfato de sodio (NaP2O7, 10H2O) y disolver en

aproximadamente 100 ml de agua destilada.b) Agregar 600 a 650 ml de agua destilada a un matraz volumétrico de 1000 ml.

Agregar a este, cuidadosamente 200 ml de HCl concentrado. Enfriar a temperatura ambiente. Medir y registrar la temperatura exacta.

c) Agregar solución de Na4P2O7 a la solución de HCl en el matraz volumétrico de 1000 ml. Empezar a registrar el tiempo tan pronto como se haya agregado la solución de Na4P2O7. Diluir con rapidez a la marca utilizando agua destilada.

d) Después de 5 min retirar exactamente 10 ml del recipiente de reacción y colocarlo en un vaso de precipitado pequeño. Agregar de inmediato de 12 a 14 ml de NaOH 1 M, según sea apropiado y ajustar el pH al intervalo de 4 a 10(esto es muy importante) gota a gota con NaOH o HCl 1M. Al elevar el pH la reacción se detiene. Debe registrarse el tiempo exacto en que se agregue la mayor parte de la base fuerte. Este tiempo se utiliza en los cálculos de la velocidad de reacción.

e) Transfiera esta solución a un matraz volumétrico de 50 ml, agregue 10 ml del reactivo de vanadato molibdato y diluya a la marca con agua destilada. Diez minutos después de la adicion del reactivo vanadato molibdato, lea y registre la absorbancia. Ajuste a cero el espectrofotómetro utilizando un blanco (véase parte 1. Procedimiento).

f) Repita los pasos d y e después de transcurrido un tiempo de 15, 30, 45, 60, 90, 105, 120 y 150 min.

g) La concentración de fosfato determinada de la curva patrón es un 1/5 de la concentración en el recipiente de reacción por la dilución 1:5 de la concentración en el recipiente de reacción por la dilución 1:5 que se realizo en la etapa 3.e. Corrija las concentraciones para obtener la concentración efectiva en el matraz de reacción.

h) Calcule |PP|0 a partir de la información proporcionada en la parte 2.a.

3. Velocidad de reacción a otras temperaturas.

a) Seguir el procedimiento dado en la parte 2 para las temperaturas aproximadas 5, 50 y 70°C utilizando la curva patrón y la longitud de onda apropiada. No agregue la solución de Na4P2O7 al acido hasta que la temperatura de la solución de acido, la solución de fosfato y el agua dilución haya llegado a la temperatura del experimento. Después de diluir a 1000 ml, transferir el contenido del matraz volumétrico a un vaso de precipitado para mayor facilidad en el control de la temperatura y en el muestreo.

b) Haga determinaciones a los 5, 15, 30, 45, 60, 105, 120 y 150 min (o aun mas si el tiempo lo permite) en la muestra a 5°C; a los 5, 10, 15, 25, 35, 45, 55, 65, 75, y 90 min en la muestra a 50°C y a los 2, 4, 6, 8, 10, 12 y 15 min en la muestra a 70°C. Repita estas determinaciones en la muestra a 70°C si el tiempo lo permite.

ANÁLISIS DE DATOS

1. En la misma grafica trace las curvas de log ([PP ]0−12

[P ]) respecto al tiempo para

cada una de las temperaturas. Determine si la ley de velocidad es de pseudoprimer orden y describa sus datos en forma satisfactoria.

2. Determine las constante de velocidad, k´, para cada temperatura.3. Determine la energía de activación, Ea, representada log k´ respecto a 1/T.

¿Describa la ecuación de Arrhenius en forma apropiada al efecto de la temperatura?

Aparatos

Baño de agua (2). Baño de hielo. Potenciómetro. Espectrofotómetro: Bausch and Lamb Spectronic 20 o su equivalente. Matraces volumétrico, 50 ml y 1 litro. Pipetas, 25 ml y vasos de precipitado, 500 ml, embudos.

Reactivos

1. Solución de hidróxido de potasio (2M): Disolver 224.4 de KOH en 500-600 ml de agua destilada en un vaso de precipitado. Transferir a 1 matraz volumétrico de 2 litros y diluir a 2 litros (también puede utilizarse NaOH.) (Aproximadamente 125 ml por grupo de estudiantes).

2. Reactivo de vanadato molibdato: Ver experimento 3.3. Solución base de ortofosfato: Ver experimento 3.4. Pirofosfato de sodio, Na4P2O7 – 10 H2O.5. HCl, concentrado.6. HCl, 1 M: Diluir 43 ml de HCl concentrado a 500 ml en un matraz volumétrico. 30

ml en un frasco gotero por grupo de estudiantes.7. KOH, 1 M: (También puede utilizarse NaOH). 30 ml en un frasco gotero por grupo

de estudiantes.

Bibliografía

1. Snoeyink, V.L., y D Jenkins, Quimica del Agua, Limusa, 1983, capitulo 2.2. Standard Mathods for the Examination of Water and Wastewater, 14a.ed.,

American Public Health Association, 1976, pp. 466-4883.

3. Van Wazer, J.R., E. J. Griffith, y J.F. McCullouhg, “Structure and Properties of the Condensed Phosphates. VII. Hydrolytic Degradation of Pyro-and Tripolyphosphate, “J. Amer. Chem. Soc., 77, 1955, pp. 287-291.

4. Campbell, D.O., y M.L. Kirkpatrick, “A Kinetic Study of the Hidrolysys of pyrophosphates, “J. Amer, Chem. Soc., 76, 1954, pp. 893-901.

CINÉTICA DE LA ACTIVIDAD DE LA ENZIMA DE FOSFATASA ALCALINA EN LODOS ACTIVADOS AGOTADOS EN FOSFATO

OBJETIVO

Determinar la actividad de las enzimas de fosfatasa alcalina en lodos activados agotados en fosfatos y relacionar esta actividad al substrato y a la concentración de enzima.

TEORIA

Las fosfatasas alcalinas son un grupo de enzimas que catalizan la reacción general.

Monoester de ortofosfato + H2O → alcohol + H3PO4 (1)

En lodos activados y algas, estas enzimas se producen en cantidades importantes solo cuando estos cultivos se desarrollan en un medio limitado en fosfatos inorgánicos. Cuando hay un suministro suficiente de fosfato inorgánico las enzimas se reprime.

La actividad de estas enzimas puede determinarse por un análisis en donde la enzima hidroliza el fosfato de p-nitrofenol (PNPP) transformándolo en el anion p-nitrofenol (PNP) y acido fosfórico.

(NO2C6H4O)3 PO + 5 OH- 3 NO2C6H4O- + HPO42- + 2 H2O (2)

El color amarillo del PNP a pH > 7 permite su determinación colorimétrica.

La cinética de muchas reacciones enzimáticas puede describirse por:

E + S ⇆ ES → E + P (3)

El método de Michaelis – Menten que sigue la reacción general:

35°C

Fosfatasaalcalina

Donde E = enzima

S= substrato

ES = complejo enzima substrato

P = producto

La relación entre las concentraciones de enzima y substrato y la velocidad de formación del producto con frecuencia pueden expresarse por la ecuación de Michaelis – Menten (Referencia 2) en la siguiente forma:

Para el subtrato, cuando la concentración de enzima esta en exceso y es constante (no limita la velocidad).

Velocidad de formación del producto = R= Rmax|S|K s+|S|

(4)

Para la enzima, cuando la concentración de substrato esta en exceso y es constante (no limita la velocidad).

R = Rmax|E|K E+S

(5)

Donde Rmax = velocidad máxima de formación del producto.

Ks = concentración del substrato a 0.5 Rmax

KE = concentración de enzima a 0.5 Rmax

En este procedimiento se utiliza como fuente disponible de enzima un cultivo de lodos activados que se ha agotado en fosfato inorgánico haciéndolo desarrollarse en un medio deficiente en fosfato inorgánico. No se utiliza fosfotasa alcalina por razones económicas. Se supone que la concentración de enzima es proporcional a la masa de lodos activados.

PROCEDIMIENTO

Este experimento deberá llevarse a cabo con toda la clase: uno de los equipos de estudiante mide la cinetica del substrato y otros grupos determinan la cinetica de la enzima.

1. Homogenizar el lodo activado agotado en fosfatos que contiene 1500-2000 mg/1 de solidos suspendidos durante 1 minuto, utilizando una licuadora a baja velocidad.

2. Extraer muestras mezcladas de 10 ml por triplicado y filtrar a través de filtros Whatman GF/C previamente tarados para determinar los solidos totales suspendidos en el lodo activado.

3. Cinética del substrato.

a) De la solución base PNPP, preparar volúmenes de 100 ml con 700, 350, 200, 100, 30 y 10 mg/1 de PNPP y colocarlos en vasos de precipitado de 200 ml.

b) Ajustar el pH de las soluciones de PNPP a 9 agregando gota a gota regulador Tris.c) Dejar reposar las soluciones regulada de PNPP para que alcancen el equilibrio en un

baño de agua a 35°C.d) Filtrar porciones de 5 ml de lodos activados mezclados a través de filtros Whatman

GF/C inmediatamente antes de usarlas y colocar los filtros en las soluciones reguladas de PNPP a 35°C. Espacie los tiempos en que inicie los experimentos de manera que sea posible efectuar determinaciones posteriores a intervalos de tiempo convenientes.

e) Incubar las muestras con lodos activados en la solución de PNPP durante 15 min.f) Verter 20 ml de solución de PNPP incubado bien mezclada, a través de filtro Wahtman

GF/C. Medir rápidamente la concentración de PNP en el filtrado utilizando un espectrofotómetro.

g) Repetir las operaciones de la parte 3F a intervalos de tiempo de 30, 60 y 90 minutos desde el tiempo inicial de experimentación, regresando en cada ocasión el filtrado y la solución al matraz de incubación.

4. Cinética de la enzima

a) Colocar 100 ml de la solución básica con 70 mg/L de solución de PNPP en cada uno de 7 vasos precipitados de 200 ml.

b) Ajustar el ph de las soluciones de PNPP a 9.0 agregando gota a gota el regulador tris.c) Equilibrar las soluciones reguladas de PNPP en un baño de agua a 35°C.d) Inmediatamente antes del experimento filtrar volúmenes de lodos activados

mezclados y homegenizados atraves del filtro Whatman para obtener masa de solidos suspendidos de 2, 5, 10, 15, 20, 25 y 30 mg. Agregue los activados para separar volúmenes de 100 ml de solución con 700 ml/L de PNPP espaciando los tiempos iniciales de los experimentos lo mismo que en 3d.

5. Estandarización de PNPP

Preparar una curva estándar para la concentración de PNP (µmol/1) respecto a absorbancia a 400 nm utilizando un espectrofotómetro visible con una celda de media pulgada. Preparar concentraciones de PNP desde 1-20 µmoles de PNP/L diluyendo la solución estándar 1mM de PNP.

Ajustar el pH de las muestras utilizadas para preparar la curva estándar hasta un pH minimo de 9 por adición gota a gota de regulador tris.

Analisis de datos

1. Preparar la grafica de un µmol de PNP producido/(litro-mg lodos activados) respecto a tiempo para cada concentración inicial de PNPP utilizada en la parte 3 del procedimiento.

2. Medir la pendiente de cada una de estas curvas. Graficar la pendiente (µmol PNP/ litro producido/ mg lodos activados-hora).

3. Determinar el R máximo y Ks apartir de la pendiente y intersección de una grafica de la forma inversa de la ecuación (4):

1R =

1Rmax

+K s

Rmax|S|(5)

4. Repetir el análisis de datos en la parte 1 a 3 para los datos obtenidos en la parte 4 del experimento.

Preguntas

1. ¿Se ajusta en forma satisfactoria la ecuación de Michaells-Menten a los datos de variación en la concentración de enzima y substrato? Si no es asi, intente ajustar los datos con alguna otra relación apropiada.

2. Si las ecuaciones de Michaells-Menten proporcionan un buen ajuste de los datos ¿Cuáles son los valores de Ke, Ks y Rmax?

3. ¿Qué variación en la actividad de fosfatasa alcalina esperaría a observar si la concentración del fosfato en el medio utilizado para cultivar fuera (a) doble (b) triple (c) cuádruple mientras que los otros constituyentes permanecerían al mismo nivel.

4. Cual seria la estimación de la importancia de la actividad de la fosfotasa alcalina en el tratamiento de los lodos activados en una agua negra domestica típica (DBO5 = 200mg/L, P-PO4 =10 mg/L, N = 30 mg/L)?

Aparatos

Baño de agua a 35°C, para contener hastam12 vasos de precipitado de 200 ml. Spectronic 20 de Bausch and lomb o equivalente para lecturas a 400 nm. Vasos de precipitado 200 ml (15 por grupo de estudiantes). Potenciómetro. Aparato con filtro Millipore con un tubo de ensayo a insertado en matraz Buchner

para recibir el filtrado. Termómetro, 0-100°C. Filtros de fibra de vidrio Whatman GF/C 47 mm de diámetro, Probeta graduada, 2 litros, para llenar y extraer material de una unidad de lodos

activados. Licuadora con baja velocidad y capacidad para 1 litro.

Reactivos

1. Regulador Tris. (NH2C(CH2OH)3) 0.1M.2. Solución de p-nitrofenol, 0.001 M.3. Solución de fosfato de p-nitrofenol, 700 mg/1 (1500 ml por grupo de estudiantes).4. Solución glucosa, 20 g/L.5. Solución de NaHPO4 5g/L.

6. Solución de NH4Cl, 7.5 g/L.7. Preparación de los lodos activados deficientes en fosfatos (agotados).a) Aproximadamente 1 semana antes de iniciar el experimento obtenido 2 litros de lodos

activados de la planta de tratamiento de aguas municipales residuales.b) Colocar los 2 litros de lodos activados en una probeta graduada de 2 litros a la que se le ha

ajustado un difusor de aire y se le hace pasar aire atraves de un litro de lana de vidrio para evitar que la grasa y el aceite entren al cultivo.

c) Permitir que los 2 litros de lodos activados se sedimenten durante 1 hora cortando la corriente de aire.

d) Verter el sobrenadante.e) A 2 litros de agua corriente agregar 20 ml de solución de glucosa, 2 ml de solución de

NH4Cl y 2 ml de solución de Na2HPO4.f) Agregar esta solución bien mezclada al lado activado sedimentado y aerear durante 23

horas.g) Sedimentar durante 1 hora.h) Repetir los pasos 7 de d) a g) durante una semana aproximadamente, verificando de vez

en cuando los niveles de solidos suspendidos en el lodo activado para determinar si permanecen en el intervalo de 1500 a 2000 mg/L. si el nivel de solidos sobrepasa esta cifra descartar algo de los solidos del cultivo. Si los niveles de solidos son inferiores, ajustar la cantidad de muestra filtrada para obtener el nivel deseado en el experimento de la enzima.

Bibliografía

1. Fruh, E. G., W. E. Morgan, H.G. Moore, Jr., R. B. Higgins, y M.L. Shashan, “An Enzymatic Technique to Defect Surplus phosphorus Uptake by Activated Sludge, “Proc. 5 th Internat. Cont. on Water Polln, Res..1. 1970, pp.11 2/1-14.

2. Snoeyink, V.L., y D. Jenkins, Quimica del agua, Limusa, 1983, capitulo 2.3. Fitzgerald, G.P.,Nelson, T.C., “Extractive and Enzymatic Analyses for Limiting or Surplus

Plosphorus in Algae, “J. Phycology, 2 1966, p.32.

CINÉTICA DE LA OXIDACION DE HIERRO FERROSO

OBJETIVO

Ilustrar la cinética química de la oxidación del hierro ferroso: verificar los efectos de la concentración de oxigeno y de ion hidrogeno sobre la velocidad de oxidación de Fe(II) y determinar la constante de velocidad para la reacción.

TEORIA

Las reacciones químicas pueden llevarse a cabo lentamente a bien no verificarse, aun cuando la termodinámica las favorezca. En ausencia de catalizadores la oxidación del hierro ferroso por oxigeno es muy rápida a valores alcalinos de pH, pero en solución acida se lleva a cabo con suma lentitud. La reacción puede representarse mediante las dos ecuaciones siguientes, aunque en realidad es más complejo:

Fe2+ + ¼ O2 + H+ → Fe3+ + ½ H2O (1)

Fe3+ + 3 OH- → Fe(OH)3(s) (2)

La primera reacción limita a la velocidad. La hidrolisis y precipitación de ion férrico es rápida. El hidróxido férrico es muy insoluble entre pH 5 y 11. A concentraciones elevadas de Fe 2+ y valores de pH superiores 7.5, la reacción de la ecuación (1) puede estar limitada por la velocidad de transferencia de oxigeno a la solución.

A valores de pH neutros, la velocidad de la primera reacción se representa por la ecuación (3) (Referencia 3).

−d [Fe (II) ]dt

=k [Fe(II )] ¿¿ (3)

La velocidad de oxidación de Fe (II) es de primer orden, respecto a la concentración de Fe(II) y a PO2 y de segundo orden respecto a ¿. La expresión de velocidad también puede escribirse en forma logarítmica.

−d [Fe (II) ]dt

=k ¿¿ (4)

Que puede integrarse entre las condiciones límite (O, |Fe(II )|0) hasta (t, |Fe(II )|¿ a pH y PO4

constantes. A continuación se representan los datos para la oxidación de Fe (II) en función del tiempo para un pH constante, PO2 = 0,21 atm y T= 20°C (Referencia 2).

Procedimiento

El experimento se llevara a cabo como un ejercicio de toda la clase. Cada equipo de estudiantes realizara dos experimentos de cinética de la Tabla 1.

Tabla 33.1 El tiempo aproximado para el muestreo (minutos) en la determinación de las condiciones de pH y O2.

pH Aire Oxigeno7.4 1 3 6 9 12 15 207.2 3 5 10 15 20 25 30 2 5 8 11 14 17 20

7 5 10 15 20 25 30 40 3 6 9 12 16 20 256.8 5 10 20 30 40 50 60 5 10 15 20 25 30 356.7 5 10 15 20 25 30 40

1. Agregar 125 ml de regulador Tris y 350 ml de agua destilada a un vaso de precipitado de 1 litro.

2. Ajustar el contenido del vaso de precipitado al pH deseado agregando NaOH 1.0 M.3. Airear energéticamente con aire o con oxigeno puro durante cuando menos 5 minutos.

Reajustar el pH cuando sea necesario. Medir y registrar la temperatura.4. A la solución aireada agregar 25 ml de solución de sulfato ferroso amónico. Empezar a

cronometrar el tiempo.5. A los tiempos de muestreo indicados en la tabla 1 registrar el tiempo exacto, el pH y la

temperatura. Tomar una muestra de 5 ml y colocarla en un matraz volumétrico de 50 ml. Agregar de inmediato 10 ml de solución de a-fenantrolina y 5 ml de regulador de acetato de amonio.

6. Una vez tomadas todas las muestras leer la absorbancia de cada una a 510 nm.7. Elaborar una curva estándar para Fe (II) utilizando alrededor de 8 estándares desde 0 a 32

mg/L.8. Determinar la concentración inicial de Fe (II) ejecutando las etapas 1, 3, 4, 5 al Ph

establecido por el regulador Tris en la etapa 1. Analizar 4 muestras en replica y determinar el promedio.

Análisis de datos

El análisis de datos se divide en dos partes. Primero se supondrán validas las ecuaciones de velocidad (3) y (4) y se determinaran los valores de k. En segundo lugar, se supondrá valida la ecuación (5) y se utilizaran los datos para calcular el orden de reacción respecto a Fe (II).

−d [Fe (II) ]dt

=k [Fe (II)a ]¿¿ (5)

1. Trazar la grafica de log [Fe(II )] respecto a tiempo y calcular k´ = k ¿¿ PO2 para cada experimento.2. Si PO2 y pH son constantes, la ecuación (5) puede escribirse en forma logarítmica:

log (-Δ|Fe ( II )|Δt

) = logK´ + a log[Fe ( II ) ] (6)

Donde K´ = K¿¿ PO2

Trazar la grafica de Δ [Fe(II )]Δt

respecto a t y ajustar a los datos una curva continua.

Utilizar los datos de esta curva para representar la grafica de log (Δ [Fe(II )]Δt

) respecto a

log [Fe ( II ) ] a los tiempos en que se determino Fe (II).

A partir de la pendiente de esta última grafica determinar el orden de la reacción respecto a Fe (II).

Preguntas1. El valor que Stumm y Lee (Referencia 3) obtuvieron para k es 8.0 (±2.5) x 10+13 min-1

atm-1 a 20°C en un sistema regulado con bicarbonato. Sugiera la razón de que existían diferencias entre su valor experimental de k y el mencionado por estos autores.

2. Convierta la constante de velocidad determinada en forma experimental (k) a un valor

valido para la expresión de velocidad expresada en función de [O2(ac )] en lugar de

PO2 y de ¿ en lugar de [OH ]-.3. Estudie los factores que influyen en la eliminación de Fe (II) en agua freática anoxica

con un pH de 7.5 y un contenido de Fe (II) de 10-4M.

Aparatos

Vasos de precipitado, 1 litro (1 por equipo de estudiantes). Pipetas. Tanque de oxigeno con regulador. Suministro de aire comprimido. Tubería de, 3/16 plg d.i.

Conexiones de vidrio en “Y” ¼ plg d.e. Tubería de vidrio, ¼ plg de d.e. Cronometro ( 1 por equipo de estudiantes). Espectrofotómetro Bausch and Lomb Spectronic 20 o equivalente. Cubetas (celdas). Matraces volumétricas, 50 ml (10 por equipo de estudiantes).

Reactivos

Solución estándar de Fe (II) 0.01 M: Agregar 1 ml de HNO3 IM a de 500 ml de agua destilada. Agregar 3.922 g de sulfato ferroso amoniaco (Fe(NH4)2 (SO4)2 – 6 H2O), mezclar y diluir a 1 litro. H SO, concentrado.

NaOH: 1M. Regulador Tris, 0,1 M, ajustado a pH 6.0 con H2SO4 concentrado solución de

o.fenantrolina: Disolver 100 mg de monohidrato de 1,10- fenantrolina, C12H8N2 – H2O en 100 ml de agua destilada agitando y calentando a 80°C; no permitir la ebullición. Descartar si la solución se oscurece. Si se agregan al agua 2 gotas de HCl concentrado no es necesario el calentamiento.

Solución reguladoras de acetato de amonio: Disolver 250 g de acetato de amonio NH4C2H3O2 en 150 ml de agua destilada. Agregar 700 ml de acido acético concentrado (glacial) hasta que el volumen de la solución sea ligeramente superior a 1 lito.