Cinética da Decomposição Catalítica do Peróxido de Hidrogênio.

Físico-Química Experimental

Juliana Bertoldi Raymundi

Experimento 02: Cinética da Decomposição Catalítica do Peróxido de Hidrogênio.

Alunos: Larissa Ignaczuk

            Letícia Bianca Zech

            Nádia Vanzuita Hansen

Data: 20/03/2017

Temperatura: 25°C

Pressão: 759 mmHg

Introdução: O peróxido de hidrogênio (H2O2) é um dos oxidantes mais versáteis do que existe, superior ao cloro, dióxido de cloro e permanganato de potássio, através da catálise o peróxido de hidrogênio pode ser convertido em radical hidroxila (OH-) com reatividade inferior apenas ao flúor, além de um agente oxidante o peróxido de hidrogênio pode ser também um agente redutor.

A produção mundial aumenta a cada ano, acredita - se que o peróxido de hidrogênio na sua forma isolada ou combinada, principalmente, seja um dos reagentes mais empregados nas mais diversas aplicações, como nos processos de branqueamento (pré-alvejamento) nas indústrias têxteis e indústrias de papel e celulose.

A cinética química trata das velocidades das reações, aborda a rapidez com que os reagente são consumidos e os produtos são formados e como as velocidades das reações respondem às condições e identificações das etapas pelas quais passa uma reação.

Objetivos:

• Acompanhar a cinética de uma reação através do volume de gás produzido.
• Fazer o gráfico dos volumes de oxigênio obtidos em 3 diferentes temperaturas.
• Interpretar os gráficos e determinar a constante de velocidade da reação em cada temperatura.
• Fazer o gráfico de log k x 1/T e determinar a energia de ativação.

Resultados e Discussão

Experimento 1: Experimento da cinética de decomposição do peróxido de hidrogênio a temperatura ambiente (25ºC)

Foi preparada uma solução de 100 mL de H2O2 3% (10 volumes) a partir da solução concentrada de 27%.

Sobre um agitador magnético colocamos o kitassato. Conectamos ele a uma mangueira e a uma proveta cheia de água dentro de um béquer  com água. A proveta deve estar com a abertura para dentro do béquer, de modo que ela permaneça cheia de água.

Primeiramente pesamos 0,25g de MnO2 P.A. e levamos ao kitassato, em seguida colocamos 25 mL de água e depois adicionamos 25mL de H2O2 (3%) e imediatamente fechamos com a rolha.

Feito isso o gás começou a expulsar a água da proveta e a partir da primeira bolha cronometramos o tempo e medimos o volume.

Esse mesmo procedimento foi feito novamente com 15°C e 32°C, sempre anotando o tempo e volumes.

Dados obtidos e alguns cálculos para a tabela 1:

Temperatura: 25°C = 298,15 K

Pressão atmosférica: 0,9986 atm  

Pressão de vapor da água à 25°C = 0,031 atm

Portanto,

P . V = n .R . T

V∞ = n . R . T / (Patm – PvapH2O) .

V∞ = 0,011 . 0,082 . 298,15 / (0,9986-0,031)

V∞ = 0,2779 =  277,9mL

[pic 1]

[pic 2]

A partir da equação da reta do gráfico 1 podemos achar nossa constante de velocidade 1, onde K1=-0,0015.

Experimento 2: Realizar o mesmo procedimento do experimento 1, mas agora com temperatura de 35ºC.

Dados obtidos e alguns cálculos para a tabela 2:

Temperatura: 35°C = 308,15 K

Pressão atmosférica: 0,9986 atm  

Pressão de vapor da água à 35°C = 0,055 atm

Portanto,

P . V = n .R . T

V∞ = n . R . T / (Patm – PvapH2O) .

V∞ = 0,011 . 0,082 . 308,15 / (0,9986-0,055)

V∞ = 0,29456 =  294,56mL

[pic 3][pic 4]

A partir da equação da reta do gráfico 2 podemos achar nossa constante de velocidade 2, onde K2=-0,0043.

Experimento 3:  Realizar o mesmo procedimento do experimento 1 e 2, mas agora com temperatura de 15ºC.

Dados obtidos e alguns cálculos para a tabela 2:

Temperatura: 15°C = 288,15 K

Pressão atmosférica: 0,9986 atm  

Pressão de vapor da água à 15°C = 0,017 atm

Portanto,

P . V = n .R . T

V∞ = n . R . T / (Patm – PvapH2O) .

V∞ = 0,011 . 0,082 . 288,15 / (0,9986-0,017)

V∞ = 0,26478 = 264,78mL

[pic 5]

[pic 6]

A partir da equação da reta do gráfico 3 podemos achar nossa constante de velocidade 3, onde K3=-0,0015.

Para cada temperatura, obtemos um gráfico com uma equação da reta, onde o coeficiente angular é igual a constante de velocidade da reação.

Desta forma, com as constantes de velocidades determinadas, faremos um gráfico da ln das velocidades em função do inverso da temperatura, para a determinação da energia da ativação.

[pic 7]

[pic 8]

Conhecendo a equação de Arrhenius, pode-se relacionar esta equação com uma equação do tipo y = a.x + b, possibilitando a determinação da energia de ativação da reação estudada: