Existen una serie de reacciones que se denominan oscilantes o relojes químicos. Se producen con ciertas mezclas de reactivos en las que la concentración de uno o más de ellos experimenta cambios periódicos, o bien cuando se dan cambios repentinos de una propiedad después de un tiempo de inducción predecible. Estas reacciones sirven como ejemplo de fenómeno termodinámica de no equilibrio.
Una muy fácil de realizar y muy vistosa es la de Briggs- Rauscher, que se realiza como se muestra en el vídeo o con algunas variantes. Se lleva a cabo con peróxido de hidrógeno, un yodato, una sal de manganeso divalente (Mn2+) como catalizador, un ácido fuerte (sulfúrico (H2SO4) o perclórico (HClO4), que no son reactivos como tales pero que aportan la acidez necesaria y un compuesto orgánico que disponga de un átomo de hidrógeno activo (enólico) que reducirá lentamente el yodo elemental (I2) a ion yoduro (I–). El ácido malónico (CH 2(COOH) 2) funciona muy bien. Finalmente, se añade almidón, que permite detectar el ion triyoduro (I3–) porque este forma con el almidón un complejo de color azul.
En la reacción se producen cambios periódicos recurrentes tanto graduales como repentinos, lo que prueba que se está dando una combinación compleja de reacciones lentas y rápidas simultáneamente. El mecanismo detallado es muy complicado, pero en esencia se puede decir que hay dos procesos básicos, cada uno de los cuales implica varas reacciones:
- Proceso radical (A) : se trata de un proceso rápido y autocatalítico en el que está involucrado el manganeso y radicales libres intermedios que hacen reaccionar al peróxido de hidrógeno y al yodato para obtenerse yodo libre y oxígeno. Este proceso también consume yoduro a cierta velocidad.
- Proceso no radical (B): el ácido malónico consume lentamente yodo elemental en presencia de yodato. Este proceso implica la producción de ion yoduro.
La clave está en que el proceso A solo puede funcionar a bajas concentraciones de yoduro, y esto implica la creación de un bucle de realimentación. Efectivamente, inicialmente, la concentración de yoduro es baja y el proceso A genera yodo libre que se acumula gradualmente, consumiendo yoduro. Mientras tanto el proceso B genera lentamente el ion yoduro a partir del yodo libre a una velocidad proporcional a la concentración de I2. En cierto momento la concentración de yoduro es tan alta que el proceso A se detiene, parándose la producción de yodo elemental, el cual, recordemos, está siendo consumido por el proceso B. Al detenerse A, la concentración de yodo libre va cayendo, y por tanto el proceso B no puede generar yoduro a partir de él, lo que permite al proceso A iniciarse de nuevo. Es muy importante tener en cuenta además de todo esto que hay un equilibrio de formación de ion triyoduro (I3–) a partir de ion yoduro (I–) y yodo elemental (I2), por lo que las concentraciones de estos dos últimos dependen también de este proceso.
El resultado global de ambos procesos es, en balance aproximado, este:
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IO3– + 2 H2O2 + CH2(COOH) 2 + H+ → ICH(COOH)2 + 2O2 + 3 H2O
Los cambios de color observados durante la reacción corresponden a las acciones de los dos procesos: el color ámbar que se va haciendo más intenso lentamente es debido a la producción de yodo libre por el proceso A. Cuando el proceso A se detiene deja de consumir iones yoduro. Estos aumentan su concentración por el proceso B y se combinan con el yodo elemental para formar el ion triyoduro (I3–), que reacciona con el almidón formando el complejo de color azul. Pero como el proceso B sigue actuando, la disminución de la concentración de I2 supone también la disminución de la concentración del complejo y el color se va desvaneciendo. La reanudación del proceso A es invisible, pero puede seguirse mediante un electrodo selectivo. (No hay que olvidar que hay un “juego” entre las concentraciones de yodo, yoduro y triyoduro.)
Mantener la agitación durante toda la reacción facilita observar los cambios bruscos de color.
