A Decomposição do Peróxido de Hidrogênio

UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS

ESCOLA DE AGRONOMIA

ENGENHARIA DE ALIMENTOS

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AULA 01: Decomposição do Peróxido de Hidrogênio

Agosto, 2018

1. Resumo:

1. Objetivo

Encontrar a ordem de reação da decomposição do peróxido de hidrogênio.

1. Materiais e métodos

Foram adicionados 5 mL de àcido sulfúrico (1:5) em sete erlenmeyers, previamente lavados, em um frasco reacional (erlenmeyer maior) foi acrescido de 100mL da solução de peróxido de hidrogênio (0,16mol/L) e adicionou-se 10 mL da solução de cloreto férrico (6%), sendo adicionada 5 mL e posteriormente as outras 5 mL, ao término da adição da solução  de cloreto férrico o cronômetro foi acionado e a mistura foi agitada por 6 minutos. Durante esse tempo a bureta foi zerada com permanganato de potássio (8x10-3mol/L), o titulante. Passado 6 minutos, retirou-se com o auxílio da pipeta uma alíquota de 5mL da mistura reacional, esta foi acrescentada no erlenmeyer contendo ácido sulfúrico (1:5), este procedimento foi repetido a cada 2 minutos, até completar sete retiradas, realizou-se a titulação com a solução de permanganato de potássio (8x10-3mol/L) em cada um dos erlenmeyers contendo ácido sulfúrico e mistura reacional anotou-se o volume gasto para titular cada erlenmeyer para construção do gráfico posteriormente e determinação da ordem de reação, baseada no experimento .

3.1 Tratamento de dados

O volume gasto para titular e o tempo foram analisados no Excel, em seguida plotou - se um gráfico relacionando o tempo e o volume gasto na titulação, para cada ordem de reação utilizou- se um modelo matemático. Para ordem zero - volume x tempo, ordem 1 - ln (volume) x tempo, ordem 2 - 1/volume x volume, desses gráfico obteve-se a equação da reta e o valor de R² no gráfico.

1. Resultados e Discussões

Frasco	Tempo (min)	Volume – titulação (mL)
1	8,0	12,0
2	10,0	10,2
3	12,0	8,3
4	14,0	7,3
5	16,0	6,2
6	18,0	5,5
7	20,0	4,8

Gráfico 1: Volume em relação ao tempo[pic 1]

Gráfico 2: ln do volume em relação ao tempo

[pic 2]

A decomposição natural do peróxido de hidrogênio em solução aquosa, ou também  comercialmente conhecido como água oxigenada,  ocorre lentamente de acordo com a equação1 (FERREIRA & SOUZA, 2009).

H2O2 → H2O + ½ O2        (equação 1)

Contudo para o estudo cinético, tem-se a adição de catalisador e a reação é acelerada.  Um catalisador é uma molécula que atua em uma reação sem se modificar, acelerando o processo, existem vários catalisadores, porém o cloreto férrico foi o utilizado neste experimento. O catalisador proporciona aos reagentes um caminho de menor energia por onde a reação se processa apresentando um “atalho” energético. Isto acelera o tempo de decomposição do peróxido de hidrogênio, de acordo com as equações 2 e 3 (FERREIRA & SOUZA, 2009; JUNIOR, 2011):

H2O2 + FeCl3 → [H2O2... FeCl3](aq.)           (equação 2)

Na reação 2 a coloração vai de amarelo forte à marrom.

 

[H2O2... FeCl3](aq.) → H2O2 + ½ O2 + FeCl3         (equação 3)

 

Quando foi adicionado o ácido sulfúrico a reação voltou a ocorrer lentamente, o que ocasionou uma lenta degradação. O ácido aplicado reage com o complexo molecular quebrando-o, convertendo o cloreto férrico em sulfato. Além de tal ação, ele acidifica o meio para permitindo a titulação com permanganato de potássio, seguida pela equação 4 (FERREIRA & SOUZA, 2009):