UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA

FACULTAD DE INGENIERIA QUÍMICA Y METALURGIA

ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERIA EN INDUSTRIAS ALIMENTARIAS

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE INGENIERÍA QUÍMICA

PRÁCTICA Nº 01

“DESCOMPOSICIÓN DE PERÓXIDOS DE HIDRÓGENO”

CURSO : INGENIERÍA DE BIOPROCESOS (AI-444)

PROFESOR : Ing. REYNOSO ALBARRACIN, Tiburcio.

ALUMNOS : ALLCCA CHAUPIN, Ruth Nery

GUITIERREZ VIVAS, Deisy

OCHOA MANTILLA, Betsi Carely

PRADO CERDA, John Eduar

ZAMORA BAUTISTA, Vanesa Sandy

GRUPO : Martes 7:00-9:00am.

AYACUCHO - PERU

2015

I. OBJETIVOS

Determinar el orden de reacción.

Determinar la constante de velocidad.

La energía de activación de la descomposición de hidrogeno, catalizada por el

yoduro, según la ecuación estequiométrica:

2H2O -----------------2H2O + O2

II. FUNDAMENTO TEÓRICO

2.1. CINÉTICA QUÍMICA

La cinética química estudia las velocidades de reacción y sus mecanismos. Se

entiende por mecanismo la descripción detallada de cada uno de los pasos

intermedios de una reacción. Para comprender el mecanismo de una reacción se

estudia los cambios de velocidad debidos a las variaciones en las concentraciones de

los reactivos, de los productos, de los catalizadores y de los inhibidores. Resultan así

mismo muy útiles los estudios acerca del efecto sobre la velocidad de reacción, de

los cambios de temperatura, del disolvente, de la concentración, de los electrolitos o

de la composición isotópico (DANIELS, 1980).

2.2. PEROXIDO de HIDROGENO (Agua Oxigenada): 

Nombre Peróxido de hidrógeno (Agua Oxigenada)

Fórmula química H2O2 

Apariencia líquido incoloro 

Peso molecular 34,0 uma 

Punto de fusión 272,6 K (-0,4 °C) 

Punto de ebullición 423 K (150 °C) 

Densidad 1,4 ×10³ kg/m³ 

Solubilidad miscible

El compuesto químico peróxido de hidrógeno (H2O2) es un líquido viscoso,

conocido por ser un poderoso oxidante. También se conoce como agua oxigenada,

es un líquido incoloro a temperatura ambiente con sabor amargo. Pequeñas

cantidades de peróxido de hidrógeno gaseoso ocurren naturalmente en el aire. El

peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone rápidamente a oxígeno y agua

con liberación de calor. Aunque no es inflamable, es un agente oxidante potente que

puede causar combustión espontánea cuando entra en contacto con materia orgánica.

2.3. ESTABILIDAD Y REACTIVIDAD DE H2O2

La sustancia es un oxidante fuerte y reacciona violentamente con materiales

combustibles y reductores.

La sustancia se descompone al calentarla suavemente o bajo la influencia de la luz,

Produciendo oxígeno.

2.4. DESCOMPOSICIÓN DE PEROXIDO DE HIDROGENO

De forma semejante se ha demostrado que la etapa lenta en la descomposición

térmica del peroxido de hidrógeno es la disociación de la molécula en 2 radiales

hidroxilo.

(KEITHJ, 1979).

Catalizador Energía de Activación Kcal/mol

Sin catalizador 18

Ion yoduro 13.5

Platino 11.7

Catalasa de hígado 5.5

Puesto que los catalizadores intervienen químicamente, las velocidades de tales

reacciones vienen determinadas por las mismas variables que las reacciones

ordinarias, tales como concentración y la naturaleza química del catalizado. En la

mayoría de los casos, la velocidad de una reacción catalizada es de 1er orden

respecto a la concentración del catalizador, sin embargo, puesto que la velocidad

puede ser finita en ausencia de catalizador (STANLEY M. WALAS, 1965).

2.5. VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN

La reacción química origina una nueva distribución de o los átomos que constituyen

las moléculas. La velocidad depende, por tanto, de la naturaleza de las sustancias

participantes y de las condiciones de operación.

2.6. ENERGÍA DE ACTIVACIÓN

La energía de activación se deduce a partir de las medidas del efecto de la

temperatura sobre la velocidad específica de reacción.

Dentro de los pequeños intervalos de Tº en que suelen efectuarse las medidas

cinéticas, la energía de activación es independiente de la Tº. Esto puede interpretarse

suponiendo que la energía de activación es igual al calor de formación de un

compuesto intermedio, dado que la variación con la Tº de la diferencia de los calores

sensibles entre productos y los reactantes suele ser muy pequeña en las condiciones

mencionadas.

Los catalizadores modifican la energía de activación, probablemente por alterar el

mecanismo de la reacción (STANLEY M. WALAS, 1965).

2.7. LA TEMPERATURA A LA CUAL SE LLEVA A CABO LA REACCIÓN

La rapidez de las reacciones químicas aumenta confirme se eleva la temperatura.

Por ejemplo: las reacciones bacterianas que conducen a la descomposición de la

leche se llevan a cabo con mayor rapidez a temperatura ambiente que a temperaturas

bajas.

La medición de velocidades reacción debe efectuarse a temperaturas constantes

porque el calentamiento las modifica. Se estima con gran aproximación que un

aumento de 10°C en la temperatura provoca la duplicación de la velocidad de

reacción.

2.8. LA PRESENCIA DE CATALIZADORES

La rapidez de muchas reacciones se puede aumentar agregando una sustancia que se

conoce como catalizador. Para que se lleve a cabo una reacción química es necesario

un cierto nivel de energía, esto se conoce como energía de activación.

Un catalizador acelera la velocidad de la reacción disminuyendo la energía de

activación y sin modificar el producto y sin ser consumido durante la reacción.

Las enzimas son catalizadores biológicos, moléculas de proteínas que actúan como

catalizadores aumentando la velocidad de reacciones bioquímicas específicas.

(www.catalizadoresblog 2345.com)

III. EQUIPOS Y REACTIVOS

Bureta de gas de 50 mL, termostato ajustable, cronómetro.

Agitador.

Peróxido de hidrógeno al 3%.

Solución de KI.

Solución de MnO2 (opción).

III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Preparar 6 ml de solución reaccionante, mezclando 3 mL de solución de KI con

3mL de solución de Agua oxigenada en un Erlenmeyer de 25 mL con un poco de

gránulos de vidrio o glas vedas.

2. Llévese la mezcla de la reacción a la temperatura de operación deseada.

3. conecte el frasco a la bureta y tome lecturas del volumen indicado en el menisco del

líquido H2O (en la bureta, mientras agita el Erlenmeyer sumergido en el baño

termostático).

4. haga unas 10 ó 12 lecturas o más según vea por conveniente.

5. Al hacer la lectura del volumen del gas de oxigeno es preciso igualar los niveles del

líquido en el frasco nivelador y la bureta de gas.

6. termina cuando se halla desprendido 75 a 100 cm3 de gas (ó 50 cm3).

7. Efectúe 3 corridas a temperaturas diferentes, empezando con la temperatura

ambiente y aumentando la temperatura en cada corrida unos 5º C.

8. Una vez terminada la toma de muestras en cada corrida, descomponga el H2O2

residual introduciendo el reactor en un beaker con agua a ebullición durante unos 2

minutos.

9. Deje enfriar a la temperatura de reacción volviendo el Erlenmeyer al baño y cuando

el volumen se estabilice anótese la lectura como volumen final.

Nota: Al efectuar la correlación de datos, transfórmese la ecuación de velocidad

propuesta a términos de:

Vo= Lectura de Volumen a t = 0

Vt = Lectura de Volumen a t = t

Vf = Lectura de Volumen final.

V. RESULTAOS Y DISCUSIONES

V.1.RESULTADOS

CÁLCULOS

TEMPERATURA = T1 = 20 ºC

HALLAR EL VOLUMEN TOTAL DEL OXIGENO DESPRENDIDO

(V) = 112ml

Datos

T1 = 20 ºC = 293 K

Volumen de muestra = 6 ml = 0.006 L

a ----------------- 0

(a-x) ----------------- x

Donde:

a = volumen hacia el infinito

x = volumen generado por la reacción

TABLA Nº 01: Resultados calculados para 20 ºC

t (min.) V (ml) (a - x) a/(a-x) Log(a/(a-x)) K

0 0 10 1.000 0.000 0.0000

5 5 5 2.000 0.301 0.1387

10 7 3 5.000 0.699 0.1610

15 10 0 0.000 0.000 0.0000

K promedio para 20 ºC = 0.0749

CALCULOS:(a – x) = 10 – 1 = 10 mL

(a/(a – x)) = 10/(10 – 0) = 1.0204

Log [a/(a - x)] = Log (1.00) = 0,000

k = (2,303/t) log [a/(a - x)]

k = (2.303/1)[0.0000]

TABLA Nº 02: Resultados calculados para 30 ºC

t (min.) V (ml) (a - x) a/(a-x) Log(a/(a-x)) K

0 0 9 1.000 0 0

5 5 4 2.250 0.352 0.1622

10 7 2 4.500 0.653 0.1504

15 9 0 0.000 0.000 0.0000

K promedio para 30 ºC = 0.1042

TABLA Nº 03: Resultados calculados para 40 ºC

t (min.) V (ml) (a - x) a/(a-x) Log(a/(a-x)) K

0 0 10 1 0.000 0.00

5 5 5 3 0.477 0.2198

10 8 2 6 0.778 0.3792

15 10 0 0 0.000 0.0000

K promedio para 40 ºC = 0.29971. graficar (a – at) vs. t, Hallar la velocidad de reacción para cada valor del tiempo. La

velocidad es tangente al ángulo de inclinación de cada punto. Ejemplo:

PARA 20°C

GRÁFICO Nº 01: (TIEMPO (min.) Vs. (a- x)

PARA 30 º C

GRÁFICO Nº 02: (TIEMPO (min.) Vs. (a- x)

PARA 40 º C

GRÁFICO Nº 03: TIEMPO (min.) Vs. (a- x)

2. Graficar la velocidad de reacción vs. tiempo. V (mL/s) vs. t (s).

TABLA Nº 04: Resultados de la velocidad para 20, 30, 40 ºC

tiempo (s) velocidad (ml/s) 20°C

velocidad (ml/s) a 30°C

velocidad (ml/s) a 40°C

0 1.000 1.000 0.800

300 0.600 0.400 0.700

600 0.400 0.400 0.200

900 0.000 0.000 0.000

3. Graficar el Log de la velocidad para diferentes intervalos de tiempo, así como Log

(a – at) vs. tiempo, Log V vs. t, Log (a – at) vs. t.

GRÁFICO Nº 04: Velocidades A 20, 30, 40 ºC Vs. Tiempo (Segundos)

tiempo (s) Para 20 ºC Para 30ºC Para 40ºC

velocidad

(ml/s) 20°C

log (v) velocidad

(ml/s) 30°C

log(v) velocidad (ml/s)

40°C

log(v)

0 1.000 0.000 1.000 0.000 0.800 -0.097

300 0.600 -0.222 0.400 -0.398 0.200 -0.699

600 0.400 -0.398 0.400 -0.398 0.200 -0.699

900 0.000 0.000 0.000 0.000 0.000 0.000

GRÁFICO Nº 05: Log (Velocidades) A 20, 30, 40 ºC Vs. Tiempo (Segundos)

4. calcular el orden de la reacción

Para determinar el orden de la reacción graficaremos los siguientes valores

tiempo vs. Log (a-x)

Todos los valores calculados a las tres temperaturas son de primer orden

5. graficar (a – x) vs. t, Hallar la velocidad de reacción para cada valor del tiempo. La

velocidad es tangente al ángulo de inclinación de cada punto. Ejemplo:

Ya se calculó la velocidad en la tabla anterior

6. hallamos la energía de avivación y compararlo con su valor teórico.

Energía de activación de k = 0,1042 y T = 30ºC

Energía de activación de k = 0.2997 y T = 40ºC

5.2. DISCUSIONES

según este enunciado teórico, las velocidades varían de acuerdo a la temperatura,

agitación y las condiciones de operación, este enunciado se logró experimentar,

observando ciertamente que la velocidad, varía de acuerdo a lo que se trabaja, es

decir de acuerdo a las condiciones, como por ejemplo la temperatura y el grado de

agitación, todo ello se logró observar en la práctica

SEGÚN (STANLEY M. WALAS, 1965). La energía de activación se deduce a

partir de las medidas del efecto de la temperatura sobre la velocidad específica de

reacción. Dentro de los pequeños intervalos de Tº en que suelen efectuarse las

medidas cinéticas, la energía de activación es independiente de la Tº. Los

catalizadores modifican la energía de activación, probablemente por alterar el

mecanismo de la reacción, en la práctica se encontró valores muy altos de la energía

de activación, que se supone que la temperatura influye en la energía de activación y

también el tipo de catalizador, es por ello que los valores son muy diferentes entre si.

Por lo tanto en la práctica se logró comprender que la temperatura si influye con este

valor.

Las velocidades de reacción debe efectuarse a temperaturas constantes porque el

calentamiento las modifica. Se estima con gran aproximación que un aumento de la

temperatura provoca la alteración de la velocidad de reacción. este enunciado se

logró comprobar en la práctica trabajando a varias temperaturas

SEGÚN (cinetica\Cinética Química - Monografias_com.htm). La rapidez de

muchas reacciones se puede aumentar agregando una sustancia que se conoce como

catalizador. Con el uso de catalizadores en la práctica se logra observa la rapidez con

lo que reacciona y aumenta rápidamente la producción de oxigeno, esta definición

teórica se logró experimentar con resultados en la práctica.

VI. CONCLUSIONES

El orden de la reacción es de primer orden

Determinamos la constante de velocidad y la energía de activación.

VII. CUESTIONARIO

1. Swintosky y Col han obtenido los datos siguientes en la descomposición de

primer orden de la penicilina:

Temperatu

ra

73 43 54

K1 en hr-1 0.216 0.0403 0.0119

Represente gráficamente los resultados y calcúlese la energía de activación

¿Cuál es el factor de frecuencia?

SOLUCIÓN

Para energía de activación 1

Energía de activación de k = 0,0403 y T = 43ºC

Energía de activación de k = 0,0119 y T = 54ºC

VII. BIBLIOGRAFÍA

DANIELS S. 1980 “Fisicoquímica”. Editorial CECSA. México.

STANLEY M. WALAS, 1965 “Cinética de REACCIONES QUÍMICAS”

Ediciones Madrid (España)

KEITHJ. LAIDLER, 1979 “Cinética de reacciones” Edit. ALHAMBRA S. A.

MÓSTOLES (Madrid)

www.catalizadoresblog 2345.com

(cinética\Cinética Química - Monografias_com.htm)