A Graduação em Química Ambiental

Universidade Federal do Tocantins Campus Universitário de Gurupi-TO Graduação em Química Ambiental

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Relatório

Laboratório

Disciplina: Físico Química II	Turma: Físico Química II
Professor: Nelson Souza
Data da experiência: 05/05/2022	Data da entrega: 12/05/2022
Experiência: Cinética química – reação de primeira ordem
Nome dos Componentes do grupo: Sayza Dias de Santana Rômulo de Oliveira Maia	Nota:

   

GURUPI

1/2022

1. INTRODUÇÃO

A Cinética Química é um campo que estuda os fatores que influenciam a taxa de desenvolvimento das reações químicas, isto é, a velocidade com que se processam. O tempo em que o produto de interesse é formado e os reagentes são consumidos é determinado através de leis chamadas leis de velocidade, deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade da reação.

Essas leis de velocidade são muito importantes também para o setor industrial, pois através da cinética química foi possível obter maior rapidez em determinadas reações de interesse que demorariam muito para acontecer tornando-se economicamente mais viáveis.  Os catalizadores são exemplos de cinética química, substâncias muito importantes nas indústrias para acelerar velocidade de reações (FOGLER, 2012).

Os dados experimentais da cinética química são registros de concentrações de reagentes e produtos, em diversos tempos, mantendo-se geralmente constante a temperatura durante toda a experiência, onde se considera a reação genérica:

aA + bB → cC + dD

e a velocidade depende, geralmente, da concentração dos reagentes,

v = k[A]x[B]y,

onde, k é a constante de velocidade de reação e os índices x e y estão relacionados à forma com a qual a velocidade depende das concentrações e são chamadas de ordens parciais da reação. Neste caso x é a ordem de reação em relação ao reagente A e y a ordem em relação a B. A soma dos índices x e y fornece a ordem global da reação (ATKINS, 2008).

A ordem da reação é apontada a partir dos dados experimentais, observando o melhor ajuste ou concordância da equação de Lei de velocidade na prática, as reações mais importantes são as reações de ordem zero, primeira e segunda ordem.

O peroxido de hidrogênio é um dos oxidantes mais utilizado, devido a seu poder oxidativo superior ao cloro e ao permanganato de potássio, essa característica permite o H2O2 ter diversas aplicações como em tratamento de efluente, remediação de solo, na área alimentícia, farmacêutica e monitoramento de processos.

Neste relatório foi estudado a cinética de reação de primeira ordem, da decomposição do peroxido peróxido, que é influenciada por vários fatores como ácidos, ânions, concentrações reacionais e na presença de catalisador, a equação de decomposição é mostrada abaixo:

H2O2H2O+1/2O2[pic 2]

1. OBJETIVO

O objetivo deste trabalho foi conhecer e determinar através dos experimentos em laboratório a cinética química das reações e a velocidade da decomposição do peroxido de hidrogênio e o seu tempo de meia vida.

1. EXPERIMENTAÇÃO

1. Materiais

Buretas;

Pipetas Graduadas e volumétricas

Provetas;

Erlenmeyer;

Cronometro;

H2O2 (0,16 mol/L);

Solução de KMnO4 (8x10-3);

Solução de KI (6% m/m)

Solução de H2SO4 diluído (0,9 mol/L);

Capela de Exaustão;

1. Procedimento experimental

1. Foi preparado todas as soluções necessárias para o experimento;
2. Adicionou 5 mL de solução de ácido sulfúrico em cinco erlenmeyers de 125 mL, numerou-os de 1 a 5;
3. Em seguida adicionou 100 mL da solução de peróxido de hidrogênio em um erlenmeyer de 250 mL;
4. No frasco reacional com auxílio de uma pipeta graduada foi adicionado 10 mL da solução do iodeto de potássio, e com um cronometro é estimado o tempo da reação;
5. Agitou-se a mistura do frasco reacional constantemente;
6. Imediatamente no início da agitação foi transferido 10 mL da solução do frasco reacional para um erlenmeyer contendo a solução de ácido sulfúrico. Adicionou-se ao mesmo 50 mL de água destilada e realizou-se a titulação com a solução de permanganato de potássio. Anotou o Volume gasto na titulação, o tempo em que a titulação começou (TI) e que terminou (Tf);  
7. Repetiu-se procedimento (e) após 5,10,15, e 20 minutos de agitação.

Figura 1 - Montagem do experimento

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Fonte: (Autor, 2022).

Tabela 1 - Dados experimentais

Frasco	T/s	V (H2O2 )/mL
1	407	15,5
2	671	6,5
3	958,5	4,3
4	1267,5	3,0
5	1889	2,8
6	2415	2,1

Fonte: (Autor, 2022).

1. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS

   

A reação que ocorreu foi a reação de decomposição do peróxido de hidrogênio,

        H2O2H2O+1/2O2        (Reação 1)[pic 6]

para determinar a diminuição do H2O2 foi monitorado a concentração do H2O2 no meio reacional. Foi adicionado H2SO4 para deixar o meio acidificado

        H2SO4+ H2OH3O++SO42-         (Reação 2)[pic 7]

foi adicionado iodeto de potássio como catalisador, tornando a solução avermelhada, após a solução foi titulado com KMnO4.