Keystone High School Chemistry Lab 20 with Kit

 

212 

Lab 20: Ideal Gas Law 

PV n = 

RT

Once the number of moles of O2 gas is calculated, the percent of H2O2 present in the solution can be determined.  To do  this, you first need to calculate the theoretical number of moles of O2 there would be if the solution was 100% hydrogen  peroxide.  This can be found by using the following equation: 

 

 

 

For this experiment: 

 mL H2O2 used is the volume of H2O2 you actually use  (approximately 5 mL). 

 H2O2 density is 1.02 g/mL   1  mol  H2O2  /  34.0  g  H2O2  is  the  reciprocal  (inverted 

fraction).  of the molar mass of H2O2 . The molar mass  of H2O2 is 34.0 g /mol, so this is equal to 1 mol H2O2 /  34.0 g H2O2. 

 1 mol O2 / 2 mol H2O2 is used since the decomposition  produces 1 mole O2 from 2 moles of H2O2 . 

 The units in the entire equation cancel to give moles  of O2. 

 

The percent hydrogen peroxide can now be found.  To do this,  divide (n), the actual number of moles you calculated, by the  theoretical  moles  of  O2  there  would  be  if  the  hydrogen  peroxide were 100%.  This number is then multiplied by 100%. 

 

 

This  value  can  now  be  compared  to  the  3%  hydrogen  peroxide  shown  on  the  label  to  see  if  any  decomposition  has  occurred. 

2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2

1 mol H O 1 mol O Theoretical moles O   =   H O  used   ×   H O  density   ×       ×   

34.0 g H O 2 mol H O

2

2 2 2

Actual moles O  (n) % H O  =     100

Theoretical moles O 

In this experiment, we will use yeast to accelerate the decomposition of the hydrogen peroxide  into water and O2  gas.   Yeast contains the enzyme catalase, which is a catalyst for this reaction.  You will add yeast activated in warm water to a  known amount of hydrogen peroxide and quickly seal off the system so that the O2 gas formed is collected in a graduated  cylinder.  After measuring the total volume of gas produced, its temperature, and the atmospheric pressure, the ideal gas  law  can  then  be  used  to  calculate  how  many  moles  of  O2  gas  is  formed.   We  can  do  this  by  solving  the  ideal  gas  law  equation for n. 

Figure 3: Carbonated beverages contain dissolved CO2 at  high pressure. When the container is opened, this pressure  can create a powerful burst, such as with this sparkling  wine bottle, or when your soda “explodes.”  

213 

 

Lab 20: Ideal Gas Law 

Pre‐Lab Questions 

1.  What is it in yeast that aids in the decomposition of hydrogen peroxide? 

 

 

 

2.  List the ideal gas law and define each term with units. 

 

 

 

 

 

 

 

 

3.  How many moles of O2 were produced in a decomposition reaction of H2O2 if the barometric pressure was  0.980 atm, the temperature was 298 K and the volume of O2 gas collected was 0.0500 L?  

 

 

 

 

 

 

4.  If you decomposed 10.00 mL of 100% H2O2, how many moles of O2 could you theoretically obtain? 

 

214 

Lab 20: Ideal Gas Law 

Experiment: Finding Percent H2O2 with Yeast 

 

Procedure 

1.  Prepare the materials for the apparatus as shown in Figure 1. Insert the smaller rigid tubing into one end of  the larger, flexible tubing. Insert the free end of the rigid tubing securely into the rubber stopper hole.  

2.  Bend the free end of the flexible tubing into a U shape, and use a rubber band to hold this shape in place.  This will allow you to more easily insert this end of the flexible tubing into the inverted graduated cylinder.  Make sure the tubing is not pinched and that gas can flow freely through it.  

2.  Fill the 600 mL beaker with 400 mL distilled water. 

3.  Fill the 100 mL graduated cylinder  with distilled water slightly over the 100 mL mark.  

Figure 3:  Gas Collection Apparatus (not to exact scale) 

Rigid tubing 

Stopper  

Erlenmeyer  flask 

Flexible tubing 

Graduated cylinder 

Ring Stand 

600 mL Beaker 

Collected gas 

Rubber Band 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves   

Yeast            Rubber band      Flexible tubing (18 in.) 

10 mL Hydrogen peroxide       2 Droppers (pipettes)    250 mL Beaker 

10 and 100 mL Graduated cylinders    Stir rod       600 mL Beaker 

Erlenmeyer flask        Thermometer      Stopwatch 

Stopper with hole        Warm water*      Ring stand* 

Rigid plastic tubing (3 in.)      Large ring*      Distilled water* 

*You must provide            *Optional Materials (not provided) 

215 

 

Lab 20: Ideal Gas Law 

4.  Take the temperature of the water in the 600 mL beaker, and record it in the Data section. Also, determine  the barometric pressure in the room, and record it in the Data section. HINT: The pressure in your region  may be found online—if necessary, convert this value to mm Hg.  

5.  Mix 100 mL of warm water (45°C) and 1 packet of baker’s yeast in a 250 mL beaker. This will activate the  yeast from the dormant (dry) state. Be sure to mix well with a stir rod until the yeast is completely dissolved.  

6.  Use  a  10  mL  graduated  cylinder  and  pipette  to  measure  out  5.00  mL  of  hydrogen  peroxide.  Pour  this  hydrogen peroxide into the Erlenmeyer flask, and place the stopper with stopper tube over the top. 

7.  Clean the 10 mL graduated cylinder by rinsing it at least three times with distilled water. Dispose of the rinse  down the drain. 

8.  Cover the opening of the graduated cylinder with two or three fingers and quickly turn it upside down into  the 600 mL beaker already containing 400 mL of water. DO NOT remove your fingers from the opening until  the graduated cylinder is fully submerged under the water.  If the amount of trapped air exceeds 10 mL, refill  the cylinder and try again.  

9.  Insert the U shaped side of the flexible tubing  into the beaker, and carefully snake it into the submerged  opening of the graduated cylinder. You want as little air as possible to be in the graduated cylinder.  

10.  Secure the graduated cylinder to the ring stand by sliding a ring under the submerged cylinder, then attach‐ ing the ring to the stand. 

OPTIONAL PROCEDURE:  If your kit does not  include a ring stand, you will hold the graduated cylinder  in  place while gas is collected. Make sure to keep the open end of the cylinder completely submerged to pre‐ vent additional gas from entering. Rest the graduated cylinder against the side of the beaker during experi‐ mental setup.  

11.  With  the  cylinder  vertical,  record  the  volume  of  air  inside  (the  line  at  which  the  water  reaches  in  the  cylinder) in the Data section in Table 1.  

12.  Using the pipette, measure out 5.00 mL of yeast solution into the rinsed 10 mL graduated cylinder. NOTE: Do  not immediately pour the yeast solution into the Erlenmeyer flask. 

13.  Prepare to place the stopper (still connected to the hose) on the Erlenmeyer flask. Reset the stopwatch.  

14.  Quickly pour the 5.0 mL of yeast solution into the Erlenmeyer flask. Immediately place the stopper securely  in the opening of the Erlenmeyer flask by twisting it down into the flask gently. 

15.  Start timing the reaction with the stopwatch.  

16.  Swirl the Erlenmeyer flask to mix the two solutions together. 

17.  You will begin to see bubbles coming up into the 100 mL graduated cylinder. HINT: If gas bubbles are not  immediately visible, make sure the stopper is on tight enough and the tubing is not leaking. You will need to  start over after correcting any problems. 

18.  Continue to swirl the Erlenmeyer flask and let the reaction run until no more bubbles form to assure the  reaction has gone to completion. This should take approximately 6‐10 minutes. HINT: Catalase works best  around the temperature of the human body. You can speed the reaction up by warming the Erlenmeyer flask  with your hands. 

19.  Record the time when the reaction is finished in Table 2 of the Data section, along with the final volume of  air in Table 1. Remember to read it at eye‐level and measure from the bottom of the meniscus. 

20.  Pour all other liquids down the drain and clean the labware.  

 

216 

Lab 20: Ideal Gas Law 

Data 

  Water temperature:        ⁰C 

  Barometric Pressure:        mm Hg 

Initial volume of air (mL)  Final volume of air after reac‐ tion (mL) 

Volume of O2 collected  

(Final volume ‐ initial volume)  

     

Table 1:  Volume data  

Time reaction started  Time reaction ended  Reaction time (s) 

     

Table 2:  Reaction time data  

Calculations 

The  goal  is  to  find  the  percentage  of  hydrogen  peroxide  in  the  solution!    This  can  be  found  by  working  through  the  following steps. 

1.  Convert the temperature of the water from ⁰C to Kelvin (K). Use the equation K =  ⁰C  + 273. This will be your  value for absolute T or the temperature in Kelvin.  

 

 

 

2.  If necessary, convert the barometric pressure in the room from mm Hg to atmospheres (atm). 

Divide the measured pressure from the Data section by 760 mm Hg. This will give you pressure  (P) in atmospheres.  

T  =       ⁰C  + 273 =        K 

P  =              mm Hg  *                  =                    atm  1 atm 

760 mm Hg 

217 

 

Lab 20: Ideal Gas Law 

3.  Convert the volume of oxygen from mL to liters (L). 

   

 

 

 

4.  Rearrange the ideal gas law to solve for n.  

 

 

 

 

 

 

5.  You are now ready to solve for the number of moles of O2.  Be sure the units cancel so that you end up with  only the moles of O2  left. Use the value for the constant R given:           

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

     Actual number of moles of O2 (n)  =                  moles 

 

V  =            mL *             =          L  1 L 

1000 mL 

R  =  0.0821 L∙atm/mol∙K 

 

218 

6.  Calculate the theoretical number of moles of O2 there would be if the hydrogen peroxide were 100%, and not  an aqueous solution.   

  To use the above equation, calculate the following: 

 

—    H2O2  volume is the volume (mL) of hydrogen peroxide used:     Volume  =                    mL H2O2 

—    H2O2  density is known:  Density  =  1.02 g/mL  

 

 

 

        Molar mass of H2 O2  =          g H2O2/1 mol H2O2 

 

        Molar mass of H2 O2 reciprocal  =  

 

Now you have all of the information needed to solve the equation for the theoretical moles of O2.  All you need  to do is fill in the blanks and do the calculations.  

 

 

Theoretical moles of O2      =    

 

 

 

 

Theoretical moles of O2      =                     mol 

 

 

mol H2O2 

g H2O2 

is the reciprocal of the molar mass of H2O2. First write the molar mass of H2O2 then  find the reciprocal.   

    *    *    * 

mol H2O2  

g H2O2  

1 mol O2  

2 mol H2O2   Theoretical moles of O2  =   H2O2 volume * H2O2  density  *                               *    

—     

Lab 20: Ideal Gas Law 

219 

 

7.  Find the percent hydrogen peroxide.  

 

% H2O2    =                *  100%   =             % 

 

8.  You can also easily determine the reaction rate.  To do this, divide the total volume of oxygen collected by the  total time of the reaction.     

 

Reaction rate  =              =                mL/sec                   

Actual moles O2 

Theoretical moles O2 

Volume O2 (mL) 

Reaction time (s) 

Post‐Lab Questions 

1.  Was the calculated percentage of hydrogen peroxide close to the same as the percentage on the label? 

 

 

 

 

 

 

2.  Considering that catalysts are not consumed in a reaction, how do you think increasing the amount of catalyst  would affect the reaction rate for the decomposition of hydrogen peroxide? 

Lab 20: Ideal Gas Law