Reazione dell’orologio
La reazione dell’orologio è una reazione chimica in cui si osserva un cambiamento periodico di colore dovuto a reazioni di ossidoriduzione o da un cambiamento nella concentrazione di determinati componenti. Sebbene la reazioni dell’orologio sia fenomenologicamente simile alle classiche reazioni oscillanti in cui si verifica un cambiamento nella sequenza di colori, la natura precisa, il comportamento e il meccanismo dipendono dal substrato e dalle condizioni di reazione.
La velocità della reazione dell’orologio può essere modificata introducendo un catalizzatore nel sistema di reazione, che può anche funzionare come autocatalizzatore. Negli studi cinetici in una reazione dell’orologio si misura il tempo impiegato da una reazione chimica per produrre una determinata quantità di prodotto con diverse concentrazioni di reagenti. Quando si esegue una reazione dell’orologio si assume che le variazioni nella concentrazione dei reagenti siano insignificanti e che non si abbia variazione di temperatura
Il punto finale osservabile viene utilizzato per determinare quando è stata prodotta la quantità desiderata di prodotto e quindi quando arrestare il timer. La concentrazione del prodotto aumenterà improvvisamente quando il reagente limitante sarà esaurito.
Usi della reazione dell’orologio
Oltre ad essere spesso utilizzata nelle lezioni di chimica per introdurre l’importanza dell’osservazione e dell’ipotesi nel metodo scientifico, la reazione dell’orologio può essere utilizzata per la determinazione dell’equazione di velocità per una reazione.
Eseguendo una reazione dell’orologio in varie condizioni e misurando la velocità della reazione si può determinare l’equazione di velocità per la reazione, l’ordine di reazione e l’energia di attivazione. Consente inoltre di studiare i fattori che influenzano la velocità della reazione e il meccanismo della reazione.
La reazione dell’orologio che segue un tipo di cinetica non lineare consente inoltre di indagare l’effetto di eventuali inibitori di una reazione e di testare l’efficacia di determinati catalizzatori. L’uso di nanocatalizzatori ha ampliato l’uso e la gamma di applicazioni della reazione dell’orologio.
Esperimento della bottiglia blu
L’esperimento della bottiglia blu è la classica reazione dell’orologio mostrata sia per le presentazioni accademiche che per le attività pratiche di laboratorio. In questa reazione viene preparata in una bottiglia chiusa contenente un po’ d’aria una soluzione acquosa contenente destrosio, idrossido di potassio e blu di metilene. La reazione dell’orologio può essere realizzata anche con glucosio e idrossido di sodio.
Per realizzare la reazione si aggiungono 8 g di idrossido di potassio a 300 mL di acqua in una beuta da 500 mL e si mescola fino a quando il solido non si è sciolto. Si aggiunge 10 g di destrosio e alcune gocce di soluzione indicatrice di blu di metilene e infine si aggiunge acqua fino a 500 mL e si tappa la beuta dopo aver mescolato accuratamente.
Si lascia riposare la soluzione finché la soluzione non diventa incolore. Dopo aver agitato la soluzione ritorna a colorarsi di blu e il fenomeno si ripete in un tempo di 10-15 minuti. Le reazioni che coinvolgono il colorante organico blu di metilene forniscono un esempio utile per studiare le velocità di reazione.
Reazioni:
Il blu di metilene (abbreviato MB) esiste in due forme, una forma ridotta e una forma ossidata, che hanno colori diversi. La forma ridotta del blu di metilene (MBred) è incolore, mentre la forma ossidata (MBox) è blu. La forma ridotta può essere convertita nella forma ossidata semplicemente agitandola con ossigeno nell’aria secondo la reazione:
MBred + O2 ⇌ MBox
La velocità della reazione in cui la forma ossidata del blu di metilene si trasforma nella forma ridotta in presenza di destrosio e idrossido di potassio, può essere studiata misurando il tempo necessario alla scomparsa della colorazione blu che avviene secondo la reazione:
MBox + destrosio + KOH ⇌ MBred
Reazione di Old Nassau
Un altro esempio di reazione dell’orologio è la reazione di Old Nassau nota anche come reazione di Halloween in cui il colore di una soluzione cambia da arancione a nero. Ad essa fu dato il nome di reazione di Old Nassau con cui viene detta la nota Università di Princeton dove alcuni studenti la realizzarono per la prima volta.
Per realizzare questa reazione occorre mescolare disporre di tre beker da 250, 400 e 600 mL rispettivamente.
Nel primo beker sono mescolati 65 mL di una soluzione di solfito acido di sodio NaHSO3 0.25 M e 85 mL di una soluzione di salda d’amido.
Sono posti 150 mL di una soluzione 0.01 M di HgCl2 nel secondo beker
Nel terzo beker sono messi 110 mL di una soluzione di KIO3 0.10 M e 40 mL di acqua deionizzata.
Il contenuto dei primi due beker è mescolato e rapidamente aggiunto nel terzo beker. Il contenuto dei primi due beker è mescolato e rapidamente aggiunto nel terzo beker.
Reazioni
Nel primo stadio gli ioni iodato sono ridotti dall’idrogenosolfito secondo la reazione di ossidoriduzione in cui lo iodio passa da numero di ossidazione +5 a numero di ossidazione -1 e lo zolfo passa da numero di ossidazione + 4 a +6 :
IO3– +3 HSO3– ⇌ I– + 3 SO42- + 3 H+
Nel secondo stadio lo ioduro formatosi reagisce con lo ione Hg2+ per dare un precipitato di ioduro di mercurio (II) di color arancione:
Hg2+ + 2 I– ⇌ HgI2↓
Dopo la precipitazione di tutto lo ione Hg2+ nel terzo stadio della reazione di Old Nassau l’eccesso di ioduro reagisce con lo iodato in una reazione di comproporzione con formazione di iodio:
IO3– +5 I– + 6 H+ ⇌ 3 I2 + 3 H2O
Lo iodio formatosi reagisce nel quarto stadio con la salda d’amido per dare una tipica colorazione blu scurissimo dovuta alla formazione un complesso blu con lo iodio.
Reazione di Landolt
La reazione di Landolt dovuta al chimico svizzero Hans Heinrich Landolt è forse la più tipica e nota reazione dell’orologio. La reazione di Landolt coinvolge perossido di idrogeno e ioduro di potassio in presenza di un catalizzatore acido:
H2O2(aq) + 2 I–(aq) + 2 H+(aq) → 2 H2O(l) + I2(aq)
In presenza di salda d’amido lo iodio forma con essa un complesso blu scuro. Tuttavia, poiché lo scopo è quello di determinare la velocità iniziale della reazione, si deve cronometrare il tempo necessario per formare una quantità specifica di iodio. Per fare questo, viene aggiunta una quantità nota di tiosolfato di sodio.
Metodica
Per la reazione di Landolt occorre preparare:
Una soluzione detta soluzione A:
A-1: 0.50 M di ioduro di potassio (15 mL)
A-2: 0.028 M di tiosolfato di sodio pentaidrato. Poiché ne occorrono 250 mL servono 1.74 g di Na2S2O3· 5 H2O
A-3: 1 % di salda d’amido ottenuta solubilizzando 1 g di salda d’amido in 100 mL di acqua
Una soluzione detta soluzione B preparata di fresco:
2.0 M di acido solforico (100 mL)
3 % acqua ossigenata (100 mL)
Nella reazione avviene l’ossidazione dello ione ioduro a iodio ad opera del persolfato che costituisce lo stadio lento della reazione:
2 I–(aq) + S2O82-(aq) → I2(aq) + 2 SO42-(aq)
La reazione viene fatta in presenza di una quantità nota di ione tiosolfato S2O32- che reagisce rapidamente con lo iodio formato nella prima reazione per dare tetrationato e ioduro:
I2(aq) + 2 S2O32-(aq) → 2 I–(aq) + S4O62-(aq)
Fin quando è presente lo ione tiosolfato esso reagisce con lo iodio. Questa reazione competitiva previene la reazione dello iodio con l’amido pertanto non si verifica alcuna variazione di colore. Quando il tiosolfato è stato consumato lo iodio prodotto nella prima reazione reagisce con la salda d’amido per dare un complesso blu con lo iodio.
La comparsa del complesso blu intenso indica che è stato prodotto abbastanza iodio e che tutto il tiosolfato è stato consumato
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il 5 Dicembre 2024