UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO CARLOSCENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

07.618-0 C - FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTALProf. Nerilso Bocchi

EXPERIMENTO 5 – Determinação da ordem de reação e da constante de velocidade de uma reação química envolvendo espécies coloridas

Jaqueline de Fátima Vidotti 295680Juarez Vicente de Carvalho Filho 278521

1. OBJETIVOS

Esta experiência teve por objetivo a análise de diferentes tipos de catalisadores na decomposição de peróxido de hidrogênio.

2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS

O peróxido de hidrogênio (comercialmente conhecido como água oxigenada), cuja fórmula molecular é H2O2 (aq), tem entre outras funções:

Bactericida e fungicida Conservante alimentício Descoloração de cabelos

Sua decomposição ocorre da seguinte forma:

2 H2O2(l) 2 O2(g) + H2O(l)

Como há a liberação de oxigênio molecular, pode-se utilizar deste fato para medir a taxa de decomposição pela liberação deste e, por conseguinte, determinar as constantes de velocidade.

Por aproximação, pode-se afirmar que a decomposição em questão é uma reação de primeira ordem:

−d [C]dt

=kv [C] (1)

Cuja integração nos fornece:

ln [C ]=k v . t+C1 (2)

Para encontrar o valor da constante C1, devemos colocar uma condição inicial: num tempo t0=0 a concentração do componente C era [C0]. Assim, C1=ln [A0]. A equação 2 fica:

ln ¿ (3)

A equação (3) é uma reta. Então, pode-se plotar valores de ln([A]/[A0] VS t e obter a constante de velocidade da decomposição pelo coeficiente angular.

Para sistemas gasosos, concentração, pressão e volume estão ligados. Nesse caso, Sendo V∞ o volume de produto no equilíbrio e V o volume de produto em um tempo t, podemos substituir a equação (3) por:

ln (V ∞−VV ∞ )=k v . t

Como a reação de decomposição do peróxido de hidrogênio acontece muito lentamente em condições normais, catalisadores podem ser adicionados a fim de se acelerar esse processo. Catalisadores são, por definição, substâncias que aceleram a reação pela diminuição da energia de ativação, mas que não se consomem, fazendo parte apenas de compostos intermediários.

3.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Pesou-se 0,125g de dióxido de chumbo e juntou-o a 3 ml de peróxido de hidrogênio e 15ml de água num balão. Este estava conectado a um sistema fechado que, ao captar o oxigênio liberado, podia-se medir seu volume.

Assim, medidas de volumes foram anotadas de tempos em tempos conforme a reação ocorria.

Depois de aproximadamente 4 minutos, o sistema reacional era aquecido para que todo o peróxido se decompusesse. Após aproximadamente 1 minuto, o sistema era resfriado novamente e media-se o volume.

Repetiu-se esses passos para o catalisador óxido de chumbo.

Repetiu-se esses passos para o catalisador dióxido de manganês, com a ressalva de que usou-se uma massa de 0,038g e 3ml de peróxido de hidrogênio e, após, com 1,5ml de peróxido de hidrogênio.

4.RESULTADOS E DISCUSSÃO

A partir das medições do volume de O2 produzido na reação de decomposição do H2O2 utilizando o catalisador de PbO, foram produzidos o gráfico 1 e a tabela 1, da concentração de água oxigenada pelo tempo e dos pontos experimentais, respectivamente.

0 50 100 150 200 250 3002.82.9

33.13.23.33.43.53.6

f(x) = − 0.00161902883972317 x + 3.53854588642402R² = 0.99233049617445

Catalisador: PbO

Tempo(s)

Conc

entr

ação

de

H2O

2

Gráfico 1 – Concentração de H2O2 pelo tempo, com catalisador PbO

Para o catalisador PbO, tem-se que a constante de velocidade (k) é 0,00162 s-1 e que o tempo meia vida é 0,427869 s.

Tabela 1 – Dados experimentais para o PbO, massa de 0,125gV∞ = 40,4 mL

Tempo (s) Vt (mL) V∞ - Vt

15 7,4 3,50

30 8,2 3,47

45 8,6 3,46

60 9,2 3,44

75 10 3,41

90 10,4 3,40

105 11 3,38

120 11,9 3,35

135 12,4 3,33

150 13 3,31

165 13,8 3,28

180 14,4 3,26

195 15 3,23

210 15,8 3,20

225 16,4 3,18

240 17,1 3,15

255 17,8 3,12

270 18,6 3,08

270 18,6 3,08

Para o catalisador PbO2 obtidos, de maneira análoga, o Gráfico 2 e a Tabela 2, apresentados a seguir:

0 50 100 150 200 250 3003.003.053.103.153.203.253.303.353.403.453.50

f(x) = − 0.00103623008821277 x + 3.48288902033673R² = 0.994940095210706

Catalisador: PbO2

Tempo(s)

Conc

entr

ação

de

H2O

2

Gráfico 2:Concentração de H2O2 pelo tempo, com catalisador PbO2

Para o catalisador PbO, tem-se que a constante de velocidade (k) é 0,00104 s-1 e que o tempo meia vida é 0,427869 s.

Tabela 2 :Dados experimentais para o PbO2, massa de 0,125g

V∞ = 40,0 mL

Tempo(s) Vt(mL) V∞ - Vt

15 8,2 3,46

30 8,6 3,45

45 9,2 3,43

60 9,5 3,42

75 9,9 3,40

90 10,2 3,39

105 10,6 3,38

120 11,2 3,36

135 11,5 3,35

150 12 3,33

165 12,4 3,32

180 12,8 3,30

195 13,2 3,29

210 13,7 3,27

225 14,2 3,25

240 14,6 3,23

255 15,2 3,21

270 15,6 3,19

285 16 3,18

300 16,4 3,16

300 16,4 3,16

E, finalmente, para o último catalisador testado, o MnO2, são apresentadas o Gráfico 3 e a Tabela 3, contudo, pode-se notar, como já foi citado na seção 3, “Procedimento Experimental”, que devido a reação muito rápida na presença do óxido de manganês, os intervalos adotados foram de apenas 1s, ao contrário do visto até agora, quando a diferença entre uma medida e outra era de 15s. Ainda, os dados foram tomados em duplicata, visto diminuir o erro experimental.

0 2 4 6 8 10 120

0.5

1

1.5

2

2.5

3

3.5

f(x) = − 0.30215416497005 x + 3.42440983472186R² = 0.996032165916374

Catalisador: MnO2

Tempo(s)

Conc

entr

ação

de

H2O

2

Gráfico 3:Concentração de H2O2 pelo tempo, com catalisador MnO2

Para o catalisador PbO, tem-se que a constante de velocidade (k) é 0,00104 s-1 e que o tempo meia vida é 0,427869 s.

Figura 3:Dados experimentais para o MnO2, massa de 0,074gV∞ = 41,0 mL

Tempo(s) Vt(mL) Co = V∞ - Vt

1 19,8 3,05

2 24,8 2,79

3 27,4 2,61

4 32 2,20

5 34,4 1,89

6 36 1,61

7 37 1,39

8 38 1,10

9 39 0,69

10 39,5 0,41

11 40 0

Tendo sido testados os catalisadores, escolheu-se o MnO2 para a análise da influência de massa de catalisador e a concentração inicial de peróxido na cinética de reação de decomposição deste. Tendo sido testados valores de massa de aproximadamente metade do utilizado anteriormente, 0,038g, e a metade da concentração inicial de peróxido (1,5mL). Em relação a primeira anotação dos resultados para o mesmo catalisador, que havia sido analisado com massa de 0,74g e 3mL de H2O2, obteve-se os seguintes resultados, expressos nos gráficos e tabelas 4 a 5.

0 5 10 15 20 25 300

0.51

1.52

2.53

3.54

f(x) = − 0.0836340411963113 x + 3.30967608126791R² = 0.970043267630534

Catalisador: MnO2

Tempo(s)

Conc

entr

ação

de

H2O

2

Gráfico 4 :Concentração de H2O2 com o tempo para a massa de 0,038g de MnO2

Tabela 4: Dados experimentais para MnO2, massa de 0,038gV∞ = 37 ml

Tempo(s) Vol O2(mL) Co = V∞ - Vt

0 5 10 15 20 25 300

5

10

15

20

25

30

35

f(x) = − 0.001744845980436 x³ + 0.125820773053368 x² − 3.18326885307029 x + 32.1690511741358R² = 0.998454995759086

Catalisador: MnO2

Tempo(s)

Conc

entr

ação

do

H2O

2 (g

/L)

Gráfico 5 : Concentração de H2O2 com o tempo para 0,038 de MnO2 e 1,5 mL de peróxido.

Tabela 5: Dados experimentais para o MnO2, massa de 0,038g 1,5mL de peróxidoV∞ = 23 ml

Tempo(s) Vt(mL) Co = V∞ - Vt1 9,5 13,52 11 123 12 114 13,4 9,65 14,4 8,66 15,2 7,87 16 78 16,6 6,49 17,6 5,4

10 18,6 4,412 19 414 19,8 3,216 20,2 2,818 20,8 2,220 21,2 1,825 21,6 1,4

Assim, como base nos gráficos apresentado, com seus respectivos coeficientes angulares, que neste caso representam, também, os coeficientes de velocidade das respectivas reações, pudemos verificar que o catalisador MnO2 influencia muito mais na cinética da reação do que os óxido de cobre, que não apresentaram grandes diferenças entre si, tendo sido os valores obtidos para cada um deles de -0,0625 para o PbO, -0,0787 para o PbO2 e -1,4685 para o MnO2.

Ainda, quando testada a massa de um mesmo catalisador para na velocidade de uma reação, pode-se verificar claramente a dependência dessa variável, sendo a velocidade positivamente afetada com o aumento da massa. Os valores para os coeficientes de velocidade para as massas de PbO2 de 0,066g,0,114g e 0,249g, foram de -0,0438, -0,0787 e, finalmente, -0,1097.

Apesar de não ter sido realizada a parte experimental referente a variação da concentração de H2O2, era esperado que, segundo os conceitos de cinética de reações químicas, que para concentrações menos de reagente, isto é, soluções mais diluídas, a velocidade da reação fosse menor do que a verificada com a solução de 3% em massa, uma vez que haveria menor quantidade de moléculas na solução e, consequentemente, menor possibilidade de colisões, que favorecem as reações químicas de uma maneira geral.

4.CONCLUSÕES

Pode-se concluir que o experimento, apesar de pouco preciso devido a necessidade de manutenção da pressão constante através da regulagem visual com o balão nivelador e a rápida reação de decomposição na presença do catalisador MnO2, apresentou resultados satisfatórios e de acordo com o esperado dentro dos conceitos de cinética química.

5.BIBLIOGRAFIA

ATKINS, P.W. – Physical Chemestry, 6th ed, Oxford University Press, New York, 1998, 1014p.