Este documento describe un experimento para determinar el orden de reacción y la constante de velocidad de la descomposición de peróxido de hidrógeno catalizada por yoduro. El experimento involucra medir el volumen de oxígeno producido a diferentes temperaturas y usar los datos para calcular la constante de velocidad a cada temperatura. Luego, los valores de constante de velocidad se usan para determinar la energía de activación de la reacción, la cual se compara con el valor teórico reportado.

1. 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

2. 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,

3. 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.
OHOH 222 → (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

4. 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

5.  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.

6. 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
2222 22 OOHOH K
+→
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

7. 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
n
KKK
K n+++
=
...21
1
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 = 0.2997
1. 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:
[ ] smL
tt
xaxa
V /
)(
)()(
12
21
1 =
−∆
−−−∆
=
 PARA 20°C

8. 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)

9. 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)

10. 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)

11. 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.
)(
)(
**3,2*
12
21
1
2
TT
TT
R
k
k
Lna
−






=Ε
 Energía de activación de k 2 = 0,1042 y T = 30ºC
)293303(
)293*303(
*9,1*3,2*
0.0749
0.1042
−





=Ε Lna
cala 04.205=Ε
 Energía de activación de k 2 = 0.2997 y T = 40ºC
calLna 83.238
)303313(
)303*313(
*9,1*3,2*
1042.0
0.2997
=
−





=Ε
5.2. DISCUSIONES

12.  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 (cineticaCinética 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:

13. Temperatu
ra
73 43 54
K1 en hr-1 0.216 0.040
3
0.0119
Represente gráficamente los resultados y calcúlese la energía de activación
¿Cuál es el factor de frecuencia?
SOLUCIÓN
 Para energía de activación 1
)(
)(
**3,2*
12
21
1
2
TT
TT
R
k
k
Lna
−






=Ε
 Energía de activación de k 2 = 0,0403 y T = 43ºC
)346316(
)346*316(
*9,1*3,2*
0.0749
0403,0
−





=Ε Lna
calEa 6157.26739=

14.  Energía de activación de k 2 = 0,0119 y T = 54ºC
)316327(
)316*327(
*9,1*3,2*
0403,0
0119,0
−





=Ε Lna
52855.50074=Ea
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
 (cinéticaCinética Química - Monografias_com.htm)