ASPECTOS BASICOS DE LA ELABORACION DE ACIDO SULFURICO Características del Acido Sulfúrico Fabricación de Acido Sulfúrico Generación de Anhídrido Sulfuroso Conversión de SO2 a SO3 Absorción del Anhídrido Sulfúrico Utilización del Acido Sulfúrico en la Industria Plantas de Acido: Un Concepto Ecológico Volver a Indice General Características del Acido Sulfúrico El ácido sulfúrico es un líquido viscoso, de densidad 1,83 g/ml, transparente e incoloro cuando se encuentra en estado puro, y de color marrón cuando contiene impurezas. Es un ácido fuerte que, cuando se calienta por encima de 30ºC desprende vapores y por encima de 200ºC emite trióxido de azufre. En frío reacciona con todos los metales y en caliente su reactividad se intensifica. Tiene gran afinidad por el agua y es por esta razón que extrae el agua de las materias orgánicas, carbonizándolas. Por la acción corrosiva sobre los metales, el ácido sulfúrico genera hidrógeno molecular, gas altamente inflamable y explosivo. Propiedades:
36
Embed
ASPECTOS BASICOS DE LA ELABORACION DE ACIDO SULFURICO
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Transcript
ASPECTOS BASICOS DE LA ELABORACION DE ACIDO
SULFURICO Características del Acido Sulfúrico Fabricación de Acido Sulfúrico Generación de Anhídrido Sulfuroso Conversión de SO2 a SO3 Absorción del Anhídrido Sulfúrico Utilización del Acido Sulfúrico en la Industria Plantas de Acido: Un Concepto Ecológico Volver a Indice General
Características del Acido SulfúricoEl ácido sulfúrico es un líquido viscoso, de densidad 1,83 g/ml, transparente e incoloro cuando se encuentra en estado puro, y de color marrón cuando contiene impurezas. Es un ácido fuerte que, cuando se calienta por encima de 30ºC desprende vapores y por encima de 200ºC emite trióxido de azufre. En frío reacciona con todos los metales y en caliente su reactividad se intensifica. Tiene gran afinidad por el agua y es por esta razón que extrae el agua de las materias orgánicas, carbonizándolas.
Por la acción corrosiva sobre los metales, el ácido sulfúrico genera hidrógeno molecular, gas altamente inflamable y explosivo.
Propiedades:
Nombre químico Acido Sulfúrico
Fórmula H2SO4
Estado Físico Líquido
Color Claro, de incoloro a turbio
Punto de inflamación No tiene
CorrosiónAltamente corrosivo a casi todos los
metales con desprendimiento de hidrógeno.
Reactividad
Además de atacar a muchos metales, es un agente fuertemente oxidante y puede
causar inflamación en contacto con materiales orgánicos y productos como
nitratos y cloratos.
Reacciona Exotérmicamente con el agua.
Temperatura de ebullición
160 a 332ºC dependiendo de su concentración.
Higroscopocidad Sí.
Volver a Indice GeneralVolver Aspectos Básicos
Fabricación de Acido Sulfúrico La fabricación de ácido sulfúrico involucra tres pasos básicos:
o Generación de anhídrido sulfuroso (SO2).o Conversión de SO2 a anhídrido sulfúrico (SO3).(SO2).o Absorción del anhídrido sulfúrico (SO3) en una solución
de agua para formar el ácido sulfúrico (H2SO4).
Volver a Indice GeneralVolver Aspectos Básicos
Generación de Anhídrido SulfurosoEn las fundiciones esto se logra durante los procesos de fusión de minerales sulfurados.
La reacción general que describe este proceso se representa de la siguiente forma :
S + O ---> SO2
Volver a Indice GeneralVolver Aspectos Básicos
Conversión de SO2 a SO3En esta etapa el SO2 reacciona con oxígeno en presencia de una sustancia que cataliza la reacción en condiciones apropiadas de temperatura. Este proceso esta descrito por la siguiente reacción:
SO2 + 1/2 O2 ---> SO3
Volver a Indice GeneralVolver Aspectos Básicos
Absorción del Anhídrido SulfúricoEn esta etapa el SO3 producido es puesto en contacto con una solución acuosa de ácido sulfúrico, de este modo el SO3 es absorbido por el agua aumentando la concentración de ácido. La siguiente ecuación describe la reacción química:
SO3 + H2O ---> H2SO4
Volver a Indice GeneralVolver Aspectos Básicos
Utilización del Acido Sulfúrico en la Industria
En variados procesos industriales, es utilizado como agente tratante; es el caso específico de la minería en que es empleado como agente lixiviador, para extraer en forma selectiva algunos elementos como Cu, Ni, Fe. En la industria de la refinación electroquímica del Cu es utilizado como electrólito conductor en las celdas.
Otros procesos industriales lo incluyen en la refinación de petróleo y la manufactura de químicos orgánicos.
Volver a Indice GeneralVolver Aspectos Básicos
Plantas de Acido: Un Concepto Ecológico
En el proceso de fundición de minerales sulfurados de cobre, se produce una gran cantidad de dióxido de azufre (SO2), compuesto altamente contaminante que se emite a la atmósfera.
Mediante la planta de ácido es posible retirar de los gases este compuesto tóxico , y convertirlo en ácido sulfúrico, utilizando una serie de procesos físicos y químicos.
Además el proceso de producción de ácido elimina de los gases algunas impurezas que son contaminantes atmosféricos, como el arsénico, mercurio, selenio y otros metales; lo que permite descartar gases por la chimenea sin SO2 y limpio de estas impurezas contaminantes.
La figura, muestra el flowshit general del tratamiento de gases en una fundición:
Volver a Indice GeneralVolver Aspectos Básicos
Ácido sulfúrico
Este artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas. Este aviso fue puesto el 20 de julio de 2012.Puedes añadirlas o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando:{{subst:Aviso referencias|Ácido sulfúrico}} ~~~~
HSO-4 es el anión bisulfato y SO2-4 es el anión sulfato. K1 y K2 son las constantes de
disociación del ácido.
Debido a que la hidratación de ácido sulfúrico es termodinámicamente favorable y la afinidad
de la misma para el agua es suficientemente fuerte, el ácido sulfúrico es un agente
deshidratante excelente. Ácido sulfúrico concentrado tiene una muy potente propiedad de
deshidratación, eliminación de agua de otros compuestos, incluyendo azúcar y otros hidratos
de carbono y la producción de carbono, calor, vapor de agua, y un ácido más diluida que
contiene mayores cantidades de iones hidronio y bisulfato.
En el laboratorio, esto a menudo se demostró mediante la mezcla de azúcar de mesa en ácido
sulfúrico. Los cambios de azúcar del blanco al marrón oscuro y luego a negro cuando se
forma carbono. Una columna rígida de negro, carbono poroso va a surgir como así. El carbono
tendrá un olor fuerte a caramelo debido al calor generado.
C12H22O11 ácido sulfúrico? 12 11 mezcla de ácido/agua H2O sulfúrico C
Del mismo modo, la mezcla de almidón en ácido sulfúrico concentrado dará carbono
elemental y agua como absorbida por el ácido sulfúrico. El efecto de esto se puede ver
cuando el ácido sulfúrico concentrado se derrama en el papel que se compone de celulosa, la
celulosa reacciona para dar un aspecto quemado, el carbono aparece mucho como el hollín lo
haría en un incendio. Aunque menos dramática, la acción del ácido sobre el algodón, incluso
en forma diluida, destruirá el tejido.
n ácido sulfúrico? 6n C 5n H2O
La reacción con sulfato de cobre también puede demostrar la propiedad deshidratación de
ácido sulfúrico. El cristal azul se transforma en un polvo blanco que se extrae el agua.
CuSO45H2O ácido sulfúrico? CuSO4 5 H2O
Propiedades ácido-base
Como un ácido, el ácido sulfúrico reacciona con la mayoría de las bases para dar el sulfato
correspondiente. Por ejemplo, el azul de cobre sulfato de cobre sal, utilizado comúnmente
para la galvanoplastia y como un fungicida, se prepara mediante la reacción de óxido de cobre
con ácido sulfúrico:
CuO H2SO4? CuSO4 H2O
El ácido sulfúrico también se puede utilizar para desplazar ácidos más débiles de sus sales.
La reacción con acetato de sodio, por ejemplo, desplaza ácido acético, CH3COOH, y formas
bisulfato de sodio:
H2SO4 CH3COONa? NaHSO4 CH3COOH
Del mismo modo, la reacción de ácido sulfúrico con nitrato de potasio se puede utilizar para
producir ácido nítrico y un precipitado de bisulfato de potasio. Cuando se combina con ácido
nítrico, ácido sulfúrico actúa tanto como un ácido y un agente deshidratante, formando el ion
nitronio NO 2, lo cual es importante en las reacciones de nitración que implican la sustitución
aromática electrofílica. Este tipo de reacción, donde se produce la protonación de un átomo de
oxígeno, es importante en muchas reacciones de química orgánica, tales como esterificación
de Fischer y la deshidratación de alcoholes.
Cuando se deja reaccionar con superácidos, ácido sulfúrico puede actuar como una base y
ser protonado, formando el ion . Sal de haber sido preparado con la siguiente reacción en HF
líquido:
2SO2 3 HF SbF5? - 2 3SiF
La reacción anterior se termodinámicamente favorecido debido a la alta entalpía de enlace del
enlace Si-F en el lado del producto. Protonación utilizando simplemente HF/SbF5, sin
embargo, se han reunido con el fracaso, como ácido sulfúrico puro sufre auto-ionización para
dar iones , lo que impide la conversión de H2SO4 al por el sistema HF/SbF5:
2 H2SO4 -
Reacciones con metales y fuertes propiedades oxidantes
Ácido sulfúrico diluido reacciona con los metales a través de una sola reacción de
desplazamiento como con otros ácidos típicos, produciendo gas de hidrógeno y sales. Ataca
metales reactivos tales como hierro, aluminio, zinc, manganeso, magnesio y níquel.
Fe H2SO4? H2 FeSO4
Sin embargo, el ácido sulfúrico concentrado es un agente oxidante fuerte y no reacciona con
los metales en la misma forma que otros ácidos típicos. El dióxido de azufre, agua y iones
SO42-se desarrollaron en lugar del hidrógeno y sales.
2 H2SO4 2 e-? SO2 2 H2O SO42-
Se puede oxidar metales no-activos, tales como el estaño y el cobre, dependiendo de la
temperatura de la misma como el ácido nítrico.
Cu 2 H2SO4? SO2 2 H2O SO42- Cu2
El plomo y tungsteno, sin embargo, son resistentes al ácido sulfúrico.
Reacciones con los elementos no metálicos
Ácido sulfúrico concentrado caliente oxida los elementos no metálicos, tales como carbono y
azufre.
C 2 H2SO4? CO2 2 SO2 2 H2O S 2 H2SO4? 3 SO2 2 H2O
La reacción con cloruro de sodio
Se reacciona con cloruro de sodio, y da gas de cloruro de hidrógeno y bisulfato de sodio:
NaCl H2SO4? NaHSO4 HCl
Sustitución aromática electrofílica
El benceno se somete a sustitución aromática electrofílica con ácido sulfúrico para dar los
ácidos sulfónicos correspondientes:
Aparición
Ácido sulfúrico puro no se encuentra naturalmente en la Tierra en forma anhidra, debido a su
gran afinidad por el agua. Ácido sulfúrico diluido es un constituyente de la lluvia ácida, que se
forma por la oxidación atmosférica de dióxido de azufre en la presencia de agua - es decir, la
oxidación de ácido sulfuroso. El dióxido de azufre es el principal subproducto que se produce
cuando se queman combustibles que contienen azufre tales como carbón o petróleo.
El ácido sulfúrico se forma naturalmente por la oxidación de minerales de sulfuro, tales como
sulfuro de hierro. El agua resultante puede ser muy ácido y se llama drenaje ácido de minas o
el drenaje ácido de roca. Esta agua ácida es capaz de disolver los metales presentes en los
minerales de sulfuro, lo que resulta en, arroyos tóxicos de colores brillantes. La oxidación de la
pirita por oxígeno molecular produce hierro, o Fe2 :
2 FeS2 7 O2 2 H2O? 2 Fe2 4 SO2-4 4 H
El Fe2 se oxida a Fe3 :
4 Fe2 O2 4 H ? 4 Fe3 2 H2O
El Fe3 producido se puede precipitar como el hidróxido u óxido hidratado:
Fe3 3 H2O? Fe3 3 H
El ión de hierro también puede oxidar la pirita:
FeS2 14 Fe3 8 H2O? 15 Fe2 2 SO2-4 16 H
Cuando se produce la oxidación de la pirita de hierro, el proceso puede ser rápido. valores de
pH por debajo de cero se han medido en ARD producido por este proceso.
ARD también puede producir ácido sulfúrico a una velocidad más lenta, de modo que la
capacidad neutralizante de ácido de la acuífero puede neutralizar el ácido producido. En tales
casos, la concentración total de sólidos disueltos del agua se puede incrementar a partir de la
disolución de los minerales de la reacción ácido-neutralización con los minerales.
El ácido sulfúrico se utiliza como una defensa por ciertas especies marinas, por ejemplo, el
alga phaeophyte Desmarestia munda concentra ácido sulfúrico en las vacuolas celulares.
Ácido sulfúrico Extraterrestre
Venus
El ácido sulfúrico se produce en la atmósfera superior de Venus por la acción fotoquímica del
sol sobre el dióxido de carbono, dióxido de azufre y vapor de agua. Fotones ultravioleta de
longitud de onda inferior a 169 nm pueden photodissociate dióxido de carbono en monóxido
de carbono y el oxígeno atómico. El oxígeno atómico es altamente reactivo. Cuando reacciona
con dióxido de azufre, un componente traza de la atmósfera de Venus, el resultado es trióxido
de azufre, que puede combinar con vapor de agua, otro componente traza de la atmósfera de
Venus, para producir ácido sulfúrico. En las partes altas y frías de la atmósfera de Venus,
existe el ácido sulfúrico como líquido y gruesas nubes de ácido sulfúrico ocultan
completamente la superficie del planeta cuando se ve desde arriba. La capa principal de
nubes se extiende 45 a 70 km por encima de la superficie del planeta, con brumas delgadas
que se extienden tan bajo como 30 km y hasta el 90 km sobre la superficie. Las nubes de
Venus permanentes producen una lluvia ácida concentrada, ya que las nubes en la atmósfera
de la Tierra producen el agua de lluvia.
La atmósfera exhibe un ciclo de ácido sulfúrico. Como las gotas de lluvia de ácido sulfúrico
caen a través de las capas más calientes del gradiente de temperatura de la atmósfera, se
calientan y liberan vapor de agua, cada vez más concentrado. Cuando llegan a temperaturas
por encima de 300 C, ácido sulfúrico comienza a descomponerse en agua y trióxido de azufre,
tanto en la fase de gas. El trióxido de azufre es altamente reactivo y se disocia en dióxido de
azufre y oxígeno atómico, que se oxida trazas de monóxido de carbono para formar dióxido de
carbono. El dióxido de azufre y vapor de agua, aumento de las corrientes de convección de
las capas atmosféricas de nivel medio a altitudes más altas, donde se transforman de nuevo
en ácido sulfúrico, y el ciclo se repite.
Europa
Los espectros de infrarrojo de la misión Galileo de la NASA muestran absorciones distintos en
la luna de Júpiter Europa que se han atribuido a una o más hidratos de ácido sulfúrico. El
ácido sulfúrico en solución con agua causa la depresión del punto de congelación significativa
del punto de fusión del agua, por debajo de 210 K, lo que haría más probable la existencia de
soluciones líquidas debajo interpretación crust.The helada de Europa de los espectros es algo
controvertido. Algunos científicos planetarios prefieren asignar las características espectrales
para el ion sulfato, tal vez como parte de uno o más minerales sobre la superficie de Europa.
Fabricar
Artículo principal: Proceso de contacto y el proceso de ácido sulfúrico Wet
El ácido sulfúrico se produce a partir de azufre, oxígeno y agua mediante el proceso de
contacto convencional o el proceso de ácido sulfúrico húmedo.
Proceso de Contacto
En el primer paso, el azufre se quema para producir dióxido de azufre.
S O2? SO2
Este se oxida entonces a trióxido de azufre con oxígeno en presencia de un catalizador de
óxido de vanadio. Esta reacción es reversible y la formación del trióxido de azufre es
exotérmica.
2 SO2 O2 2 SO3
El trióxido de azufre se absorbe en 97-98% de H2SO4 para formar ácido sulfúrico fumante,
también conocido como ácido sulfúrico fumante. El ácido sulfúrico fumante se diluye a
continuación con agua para formar ácido sulfúrico concentrado.
H2SO4 SO3? H2S2O7 H2S2O7 H2O? 2 H2SO4
Tenga en cuenta que la disolución de SO3 directamente en el agua no es práctico debido a la
naturaleza altamente exotérmica de la reacción entre el trióxido de azufre y agua. La reacción
forma un aerosol corrosivo que es muy difícil de separar, en vez de un líquido.
SO3 H2O? H2SO4
Proceso de ácido sulfúrico Wet
En el primer paso, el azufre se quema para producir dióxido de azufre:
S O2? SO2
o, alternativamente, gas de sulfuro de hidrógeno se incinera a gas SO2:
2 H2S 3 O2? 2 H2O 2 SO2
Este se oxida entonces a trióxido de azufre con oxígeno con óxido de vanadio como
catalizador.
2 SO2 O2? 2 SO3
El trióxido de azufre es hidratado en ácido sulfúrico H2SO4:
SO3 H2O? H2SO4
El último paso es la condensación del ácido sulfúrico a líquido 97-98% de H2SO4:
H2SO4? H2SO4
Otros métodos
Otro método es el método de metabisulfito menos conocido, en el que se coloca metabisulfito
en la parte inferior de un vaso de precipitados, y se añadió ácido clorhídrico 12,6
concentración molar. El gas resultante se burbujea a través del ácido nítrico, que liberará
vapores marrón/rojo. La finalización de la reacción se indica por el cese de los humos. Este
método no produce una niebla inseparable, que es muy conveniente.
El ácido sulfúrico se puede producir en el laboratorio por la quema de azufre en el aire y la
disolución del gas producido en una solución de peróxido de hidrógeno.
SO2 H2O2? H2SO4
PROPIEDADES DEL ÁCIDO SULFÚRICO
Propiedades
El ácido sulfúrico al 100 por ciento es un líquido incoloro, inodoro, denso y viscoso.
Esto se refiere al monohidrato, el cual puede ser considerado con una
composición equimolecular de agua y trióxido de azufre. Este pierde trióxido de
azufre en el calentamiento hasta que, aproximadamente a los 338 C, resulta un
ácido de 98.3 por ciento.
Fórmula: H2SO4
Peso molecular: 98.08
Sp. gr.: 1.834 18 C /4
Punto de Fusión: 10.49 C
Punto de Ebullición: se descompone a 340 ºC
Es soluble in todas las proporciones en agua, produciendo una gran cantidad de
calor. Una libra de ácido sulfúrico al 100 por ciento diluido a 90 por ciento libera 80
Btu y diluido a 20 por ciento libera 300 Btu.
Es muy fuerte y corrosivo para la vida de los materiales estructurales.
Posee Pto. de ebullición alto y se puede emplear para producir ácidos volátiles
como HCl y HCN.
Es un agente oxidante suave. No se puede usar para preparar HBr o HI.
Concentrado y en caliente disuelve al Cu.
Es deshidratante.
El ácido sulfúrico es capaz de disolver grandes cantidades de trióxido de azufre,
produciendo varios grados de oleum. Cuando estas soluciones (ácido sulfúrico-
óxido sulfúrico) es mezclado con agua, el oxido se combina con agua, formando
mas ácido sulfúrico.
Grados. Los dos últimos grados son incoloros y prácticamente libres de impurezas
metálicas y otras. La siguiente tabla muestra varios grados que son
comercializados para satisfacer los requerimientos de las industrias.
Nombre Porcentaje H2SO4 Densidad Específica a 15.6 C
Ácido de bateríaÁcido 50 Be
33.5 1.250
Ácido de fertilizanteÁcido 60 Be
62.2 1.526
Ácido de torreÁcido 66 Be
77.67 1.706
Aceite de vitrioloÁcido concentrado
93.19 1.835
Ácido 95% 95 1.841
Ácido 98% 98 1.844
H2SO4 Monohidrato 100 1.835
Oleum o fumante 20%Ácido 104.5%
104.5-20% SO3 Libre 1.927
Oleum o fumante 40%Ácido 109%
109.0-40% SO3 Libre 1.965
Oleum 65% 114.6-65% SO3 Libre 1.990
Contenedores y Regulaciones.
Camiones tanques, barriles, tanques, botellas. El ácido sulfúrico es intensamente
corrosivo y ataca prácticamente todos los metales, las construcciones que lo
contengan deben ser cuidadosamente elegidas. El vidrio es utilizado para todas
las concentraciones. Metales semejantes como hierro y acero pueden ser usados
para altas concentraciones de ácido (más de 65 Be).
Agua oxigenada, es un líquido incoloro a temperatura ambiente con sabor amargo. Pequeñas cantidades de peróxido de hidrógeno gaseoso ocurrennaturalmente 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 puedecausar 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 blanqueartelas y pasta de papel, y al 90% como componente de combustiblespara cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas. En otras áreas como en la investigación se utiliza paramedir 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 ydesprende oxígeno nativo .
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 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 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:
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 calor como una forma de la energía está presente en la reacción 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 O2diez veces mayor al de la disolución.
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 según la ecuación (1), tendremos:
H2O2 (ac.) H2O (liq.) + 1/2 O2 (gas)↑
1 mol de peróxido (34.0 g.) 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:
30.0 g. de H2O2 ×11 . 2 litros de O 2
34.0 g. de H2O2= 9.88 litros de O2
Con los cálculos anteriores se puede fácilmente entender que al descomponerse 1.0 litro 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:
De acuerdo con la ecuación química (2), 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:
30 g de H 2O2
17 .0 g. /eq. g. de H2O2= 1.75 N
OBJETIVO
El objetivo principal que se pretende lograr en éste experimento es que el alumno determine experimentalmente la normalidad de una disolución de agua oxigenada, (disolución de peróxido de hidrógeno, H2O2 que se preparó para determinar la entalpía de descomposición del mismo en medio acuoso) , con una disolución de permanganato de potasio, KMnO4, de normalidad aproximada a 0,1 N. así como el porcentaje de error del valor experimental.
Para ello se introducirá al alumno en el manejo e interpretación de los conceptos propios de la permanganimetría y la forma de cuantificarlas. Empleando para este fin soluciones de peróxido de hidrógeno y permanganato de potasio preparadas por ellos mismos y llevando a cabo las reacciones que le permitan al estudiante determinar las normalidades de las mismas.
JUSTIFICACIÓN
Este proyecto experimental tiene como finalidad que el alumno aplique los conocimientos adquiridos en química en la parte correspondiente a permanganimetría, para servir como un antecedente en la fisicoquímica, en lo referente a termoquímica. A la obtención de series de valores reales obtenidos experimentalmente para su aplicación en las ecuaciones del calor. De igual forma se pretende que el alumno sea capaz de utilizar las gráficas obtenidas y determinar dicho fenómeno real empleado para tal fin.
PROYECTO EXPERIMENTAL
Determinación de la normalidad del peróxido de hidrógeno en solución acuosa a partir de la reacción:
El diseño de experimento que debes realizar, considera, al menos, los siguientes puntos (ver también la sección "Cómo elaborar un Proyecto de Investigación", del portal):
Realice una introducción acerca de los tópicos: gravimetría, valoración y permanganimetría. Haga una breve exposición acerca de qué va a medir y como lo hará. Infórmese de los detalles del arreglo experimental, explique la función de cada una de sus partes y
presente un esquema a color y detallado del armado de éste. Presente un listado del material que se requiere en la sesión experimental.
Analice las ecuaciones químicas que le permitirán desarrollar el análisis de datos. Calcule la preparación de las soluciones requeridas y explique como las preparará durante la sesión
experimental. Analice y discuta las ecuaciones para calcular las normalidades
DISEÑO EXPERIMENTAL
MATERIALES REACTIVOS
Vidrios de reloj Peróxido de hidrógeno H2O2
Buretas Permanganato de potasio KMnO4
Soporte universal Oxalato de sodio Na2C2O4
Pinzas para buretas Agua H2OVasos de precipitados Ácido sulfúrico H2SO4
TermómetrosMatraces erlenmeyerPlaca de agitación y calentamientoPipetas graduadasPipeta volumétrica
Fibra de vidrio
Embudos de tallo corto
Anillo de fierro
METODOLOGÍA:
- Preparar una solución de peróxiddo de hidrógeno (H2O2) 0.2 N.
- El material debe estar limpio y seco.
- Preparar una solución de permanganato de potasio (KMnO4) 0.1N. ESTA SOLUCIÓN DEBE SER PREPARADA AL MOMENTO DE HACER LA DETERMINACIÓN.
- Titular cinco alícuotas de permanganato de potasio (KMnO4) con oxalato de sodio (Na2C2O4) para determinar la concentración exacta.
- Titular cinco alícuotas de peróxido de hidrógeno (H2O2) con permanganato de potasio (KMnO4) agregando dos o tres mililitros de ácido sulfúrico, teniendo el cuidado de aforar la bureta cuidadosamente. Luego abre la llave de la bureta y deja gotear su contenido, sobre el contenido del matraz erlenmeyer, hasta llegar al punto de equivalencia, que es aquel en el que todo el líquido toma un color rosa muy pálido permanente.
- Anotar cuidadosamente el volumen de (KMnO4) consumido para lograr el punto de equivalencia repitiendo la valoración para las cinco alícuotas.
- Dispón los datos en una tablas similar a la siguiente y calcula la normalidad de las cinco alícuotas de peróxido de hidrógeno (H2O2) con el permanganato de potasio (KMnO4) .
Determinación Volumen de H2O2 medido Volumen gastado de KMnO4 0.1 N
1ª 30 cm3 ...
2ª 30 cm3 ...
3ª 30 cm3 ...
... 30 cm3 ...
Normalidad promedio del H2O2 para la reacción propuesta:
Comente con su profesor acerca del las medidas de seguridad que deberá observar durante el experimento.
Varios son los factores que afectan la estabilidad y concentración de las soluciones ... las siguientes:
1.- Las soluciones de peróxido de hidrógeno son altamente inestables.
REFERENCIAS
“El ΔHf de formación del peróxido de hidrógeno (H2O2) liquido resulta de -44.88 Kcal. / mol” (10)
Bibliografía básica:
1. Palmer, W. G. "Química Física Experimental". EUDEBA, Buenos Aires, 19662. Burmistrova, O.A., "Prácticas de Química Física", Editorial MIR, Moscú3. R. Chang, "Química", McGraw-Hill. 4ª Edición. México, 1992, pp. 1052.4. T. L. Brown, H. E. Le Way y B. E. Bursten. "Química La ciencia central", 5ª. Edición, Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana S.A., México, 1992, pp. 1159.5. Zarco, R. E. "Seguridad en laboratorios", Ed. Trillas, México, 1990, pp. 146.6. "The Merck Index", 8a. Stecher, P.G., Merck Co., Inc., Rahway, N.J., USA., 1968.7. J.W. Dawson, "Manual de Laboratorio de Química", Ed. Interamericana, México, 1980.8. George Hess, "Química General Experimental", Edit. CECSA, España, 1982.9. P. W. Atkins. "Química Moléculas, materia, cambio", Edit. Omega. Barcelona, 1998, pp. 91010. Langes Handbook, Pág. 9-25, Tabla 9 - 1.
Bibliografía :
1. Fogler, H. S., Elements of Chemical Reaction Engineering , Prentice-Hall International Editions, 1992.