Principal Método científico Mapa curricular Cómo investigar Cómo informar Bitácora Índice
 
Arriba Metodología

 

 

 

"Calor de reacción: Descomposición del peróxido de hidrógeno"

por: Alma Rosa Báez Márquez

 
 

 

.

 

 

RESUMEN

En este proyecto experimental se determinó el calor de descomposición del Peróxido de Hidrógeno (H2O2).   (-22.62Kcal) Para ello, se prepararon 300ml de H2O2  0.2N, obteniendo por valoración una concentración experimental de la misma de 0.2401N, la cual se valoró con una solución de KMnO4 0.1N a la cual también se le determinó su concentración experimental arrojando un valor de 0.096408N.

Con la  solución de H2O2 de concentración conocida y utilizando MnO2, el cual se utiliza como catalizador para acelerar el proceso de descomposición del peróxido, se determinó la masa del H2O2 que se descompone dando un valor de 0.17884g y con este valor obtuve el Nº de moles dando un valor de 0.00526mol y así determiné el valor del calor de descomposición del Peróxido dando un valor de -26.4 Kcal. Con un porcentaje de error del 14.31%.

 

ABSTRACT

In this pilot project determined the heat of decomposition of hydrogen peroxide (H2O2). For this, prepared H2O2 300ml 0.2N, obtaining a concentration valuation experimental 0.2401N thereof of which was titrated with 0.1N KMnO4 solution to which is also determined its experimental concentration yielding a value 0.096408N.

With solution of H2O2 known concentration and using MnO4, which is used to accelerate the process of decomposition of the peroxide was determined that the mass of the H2O2 decomposes 0.17884g y value of this value obtained the moles No. giving 0.00526mol value and thus determined the value of the heat of decomposition of the peroxide giving a value of -26.4 kcal.

 

Introducción;

               El Calor de reacción (Qr) se define como la energía absorbida por un sistema cuando los productos de una reacción se llevan a la misma temperatura de los reactantes. Para una definición completa de los estados termodinámicos de los productos y de los reactantes, también es necesario especificar la presión. Si se toma la misma presión para ambos, el calor de reacción es igual al cambio de entalpía del sistema, ∆H r. En este caso podemos escribir:

Qr = ∆Hr

Los calores de reacción se calculan a partir de los calores de formación. Por  ejemplo:   

aA + bB  à  rR + sS

El calor de reacción en este caso es igual a los calores de formación de los productos menos los calores de formación de los reactivos:

∆H0 Tref = r (∆H0 fR) Tref  + s(∆H0 fs) Tref  -  a(∆H0 fA) Tref – b(∆H0 fB) Tref

∆H0 Tref =∑αi (∆H0 fi) Tref  

DHTref <0 reacción exotérmica (se desprende calor)

DHTref >0 reacción endotérmica (se absorbe calor)

               El peróxido de hidrógeno (H2O2), es un compuesto químico con características de un líquido altamente polar, fuertemente enlazado con el hidrógeno tal como el agua, que por lo general se presenta como un líquido ligeramente más viscoso que éste.

Es conocido por ser un poderoso oxidante. También conocido como agua oxigenada, es un líquido incoloro a temperatura ambiente con sabor amargo. Pequeñas cantidades de peróxido de hidrógeno gaseoso se producen 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 o algunos metales, como el cobre, la plata o el bronce.

El peróxido de hidrógeno se encuentra en bajas concentraciones (3 - 9 %) en muchos productos domésticos para usos medicinales y como blanqueador de vestimentas y el cabello. En la industria, el peróxido de hidrógeno se usa en concentraciones más altas para blanquear telas y pasta de papel, y al 90% como componente de combustibles para cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas. En otras áreas como en la investigación se utiliza para medir la actividad de algunas enzimas como la catalasa.

El uso del agua oxigenada como desinfectante casero se debe a que, al contacto con sangre, suciedad, etc. de la heridas, se descompone y desprende oxígeno nativo según la siguiente reacción:

H2O2 (ac.)  à    H2(liq.)  + 1/2 O2 (gas)↑ + Qdescomp

El oxígeno desprendido es el que desinfecta. En este caso el peróxido de hidrógeno actúa como oxidante.  Además hay desprendimiento de cierta cantidad de calor, circunstancia que nos permitirá diseñar el proyecto experimental sobre calorimetría, esto es: saber que tanto calor como una forma de la energía está presente en la reacción de descomposición, lo cual resulta de particular importancia, a nivel didáctico e industrial.

Una forma de expresar la concentración de las disoluciones de peróxido es en volúmenes, lo que significa: el número de volúmenes de O2, medido en condiciones normales, que pueden formarse al descomponerse el H2O2 contenido en un volumen de la disolución.

Así, una muestra de agua oxigenada con una concentración de un 3 % de H2O2 se dice que es de 10 volúmenes, ya que, un volumen de agua oxigenada de esa concentración produce, aproximadamente, un volumen de O2 diez veces mayor al de la disolución.

Por ejemplo: Si  tenemos un litro de agua oxigenada de la concentración indicada. En ese litro habrá, aproximadamente, 30 g de H2O2, en realidad, algo más. Al descomponerse.

H2O2 (ac.)  à    H2(liq.)  + 1/2 O2 (gas)

1 mol de peróxido (34.0 g.)  à un mol de agua  +  1/2 mol de oxígeno (11.2 litros a "T" y "P" estándar)

En consecuencia, un litro de solución al  3 % (con 30 g. de peróxido), producirá:

  H2O2 O2 H2O2 O2 (gas)

Se puede fácilmente entender que al descomponerse 1L de peróxido al 3 % se producen  9.88 litros de oxígeno, es decir 10 veces el volumen de la solución

Aunque el peróxido de hidrógeno sea oxidante, según acaba de indicarse, al reaccionar con un oxidante más enérgico que él, como el  KMnO4, se comporta como reductor, de acuerdo con la siguiente reacción:

Oxidación del reductor: H2O2  − 2e−   à O2 + 2 H+      

Reducción del oxidante: MnO4  + 5e− + 8 H+   à Mn++  + 4 H2O   

Reacción iónica global: 2 MnO4− + 5 H2O2 + 6 H+   à 2 Mn++  + 5 O2 + 8 H2

De acuerdo con la ecuación química, el equivalente gramo del peróxido de hidrógeno en esta reacción es igual a la mitad de un mol. (Recuérdese que el equivalente gramo de un oxidante, o de un reductor, es igual al mol de la sustancia dividido entre el número de electrones que intercambia en la reacción redox.) En consecuencia, la concentración de un agua oxigenada de 10 volúmenes es, aproximadamente:

 

30g H2O2 / 17 g eq-g = 1.75 N

PERMANGANIMETRÍA

               Para calcular el peso equivalente de una sustancia oxidante o reductora, se debe dividir el peso molecular de la misma con respecto al cambio del número de oxidación.

Las soluciones de los oxidantes más comunes en la titulación de los reductores son los siguientes: KMnO4, K2Cr2O7 y el KI, mientras que los reductores más comunes son:   Na2C2O4,  H2C2O4  y el Cl-.  

El KMnO4 no puede utilizarse como patrón primario debido a que el KMnO4 aún para análisis contiene siempre pequeñas cantidades de MnO2. Además cuando se prepara la solución de permanganato de potasio, el agua destilada puede contener sustancias orgánicas que pueden llegar a reducir el KMnO4 a  MnO2 y el mismo  KMnO4 es capaz de oxidar al agua según la siguiente ecuación:

4 KMnO4 + 2 H2à 3 O2  + 4 MnO2  +  4 KOH

Esta reacción es catalizada por el mismo MnO2 que se va formando, debido al calor, la luz, la presencia de ácidos o bases y sales de Mn, pero si se toman las debidas precauciones en la preparación de la solución y en la conservación de la misma, la reacción puede hacerse razonablemente lenta. Una vez que se disuelve el KMnO4 se debe calentar la solución para acelerar la oxidación de la materia orgánica, con la consiguiente precipitación de  MnO2 y posteriormente enfriar para que se coagule el  MnO2, inicialmente coloidal. A continuación debe separase el MnO2 para evitar que catalice la descomposición del KMnO4. Dicha separación se realiza por filtración con lana de vidrio o con crisol de vidrio, nunca con papel de filtro.

La solución filtrada debe guardarse en frascos oscuros color ámbar y de ser posible con tapón esmerilado para evitar la acción de la luz y la contaminación con  polvillo atmosférico. La solución así preparada y conservada, es estable durante algunos meses, ésta se debe valorar con  un patrón primario reductor tal como el  Na2C2O4 anhidro o el As2O3,  etc. El más utilizado es el Na2C2O4  el que se puede adquirir con un muy elevado grado de pureza y que al disolverse en medio ácido (H2SO4 ) se transforma en   H2C2O4  según la siguiente reacción:

2 KMnO4 + 5 Na2C2O4  + 8 H2SO4    à 2 MnSO4   + K2SO4  + 5 Na2SO4  + 10 CO2 + 8 H2O

con un cambio en el número de oxidación de:  Mn7+   + 5e−    à Mn++  

por lo que el peso equivalente de permanganato de potasio resulta:

Para obtener resultados concordantes y estequiométricos debe seguirse una metodología operativa muy estricta: La temperatura de la solución debe ser aproximadamente de 80 °C. (una ebullición incipiente) pues a temperaturas menores la reacción es muy lenta y a temperaturas mayores, ya en franca ebullición se produce la descomposición del  H2C2O4 en CO  y  H2O.

Por tratarse de un proceso autocatalítico (el catalizador son los iones de Mn++ que se forman), al comienzo de la valoración, la concentración de los iones de Mn++ es muy baja y la reacción es muy lenta, pero luego de agregar algunos mililitros del  KMnO4, la concentración aumenta y la reacción se hace instantánea.

En la valoración con KMnO4 0.1 N  el indicador es el mismo KMnO4  pues bastan unas gotas más para dar una coloración rosada. Este color del punto final desaparece lentamente por la reducción gradual del KMnO4  por la presencia de iones Mn++ y Cl, por lo tanto debemos esperar que tal coloración persista por espacio de treinta segundos.

El PROBLEMA es determinar el calor de reacción de manera experimental del H2O2 determinando de igual manera la concentración del mismo por medio de la valoración de este con KMnO4 con Na2C2O4.

El OBJETIVO es determinar experimentalmente la entalpía de descomposición del H2O2 en medio acuoso, así como el porcentaje de error del valor experimental.

HIPÓTESIS, el H2O2 se descompone con rapidez en O2 y H2O en presencia de un catalizador como el MnO2 obteniéndose un calor de descomposición teórico de -22.62Kcal. Utilizando una solución de  H2O2  0.2N y una solución de KMnO4 0.1N.

Determinar el calor de descomposición, determinando para ello, la concentración experimental de ambas soluciones.

Para determinar en un calorímetro, la energía absorbida o desprendida de una reacción como es el caso particular del calor de descomposición del peróxido de hidrógeno, es conveniente primero que todo, plantear una ecuación del balance general de calor en el sistema.

Qganado = Qperdido

En esta ecuación es necesario distinguir, quién gana energía en el sistema y quién la cede. En un caso general que nos planteara cualquier proyecto experimental, "la reacción de descomposición", sería de la forma:

AB (ac)  à A (ac)  + B (ac) + Q descomposición  

notamos que al descomponerse el compuesto AB; es esta reacción la que cede el calor

Qganado =- Qdescomposición

ahora, si analizando "Qganado" éste debe corresponder a  la cantidad de calor que absorbe el calorímetro y el agua contenida en donde se agrega "AB", para realizar la reacción de descomposición, por lo tanto tenemos que.

Qcalorímetro + Qagua = -Qdescomposición

Como el proceso se realiza a  "P = cte." entonces:

Qp = mCp∆T

por lo tanto:

(mCp∆T)calorímetro + (mCp∆T)agua = -Qdescomposición

 

DISEÑO EXPERIMENTAL  

 

  MATERIAL:

  • Calorímetro

  • Cápsula de porcelana

  • Desecador

  • Vidrio de reloj

  • Pipeta graduada

  • Balanza analítica

  • Mufla

  • Vasos de precipitados

  • Potenciómetro

  • Soporte universal

  • Parrilla de agitación con agitador

  • Parrilla de calentamiento

  • Embudo de tallo corto

  • Bureta

  • Pinzas para bureta

  • Matraces aforados

  • Pesafiltros

  • Fibra de vidrio

  • Anillo de fierro

 

REACTIVOS:

  1. Agua destilada: para preparar todas las disoluciones.

  2. H2SO4

  3. KMnO4

  4. Na2C2O4: usado como estándar primario.

  5. H2O2

METODOLOGÍA:

Después de la construcción del calorímetro ... Has click aquí para ver la Metodología

RESULTADOS EXPERIMENTALES

Constante Calorímetro ...

Incremento de la temperatura por la ...

Titulación del ...

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

               Los resultados de este proyecto experimental, son satisfactorios ya que por medio de la valoración primero del KMnO4 y la determinación de la concentración del H2O2 antes y después de adicionarle MnO2 para acelerar la descomposición del peróxido. Se logró determinar el calor de descomposición del peróxido, como se observa en las tablas de resultados experimentales, los valores de la normalidad no varían de manera exorbitante en comparación con las normalidades teóricas.

Aunque cabe mencionar que el valor del calor está 3.78Kal/mol por arriba del valor teórico esperado, lo me lleva a un porcentaje de error del 16.7%.

Esto se debe a diferentes factores uno de ellos se debe a las técnicas de medición, que posiblemente no se realizaron de manera adecuada.

CONCLUSIONES

A pesar de que se intentó tener los menores errores posibles, la experimentación no estuvo exenta de ellos. Pero a nuestro parecer: Se cumple el objetivo de este proyecto experimental, ya que por la aplicación de conceptos de calorimetría se logró determinar el calor de reacción del H2O2 .

RECOMENDACIONES

Para evitar esto errores, se sugiere llevar a cabo la siguiente recomendación: Para  la fuga de calor se recomienda que el tapón del tubo por donde se vierten los reactivos sea más grande que el que se utilizó en esta experimentación y que sea de otro material, para este caso sirve bien un gotero de plástico que embone a la perfección. Seguramente que esta recomendación ayudará a una mejor experimentación y un resultado más preciso, que como consecuencia nos dejaría más satisfechos.

BIBLIOGRAFÍA

AYRES, G. H. Análisis químico cuantitativo. Harla. México 1978.

BURMISTROVA, O. A. Prácticas de química física. Editorial Mir, Moscú 1986.

JONES, JB (et, al.). Ingeniería Termodinámica. Prentice Hall. México 1995.

MORAN, M. J. (et, al.). Fundamentos de termodinámica técnica. Segundo tomo. Reverté, Barcelona 1995.

OROZCO, D. F. Análisis químico cuantitativo, Porrúa. México, 1978

PALMER, W. G. Química física experimental, EUDEBA, Buenos Aires, 1966.

PERRY ROBERT H., Manual del Ingeniero Químico, Sexta edición. Mc Grow-Hill, México

 
    Informes

 

 

Mapa del Sitio

.
Basic Science applied to Chemical Engineering
Diseño del Sitio Web: Ing. Mario Barroso Moreno,  e-mail:  mariobm@unam.mx    
Última modificación: 13 de Junio de 2016