Engenharia Química

INTRODUÇÃO

A velocidade de uma reação química é expressa em função da composição local e instantânea da mistura reagente, e de variáveis físicas como temperatura e pressão. A determinação desta função (lei de velocidade) é finalidade da cinética química.

A taxa de uma reação deve ser dada em quantidade de matéria por tempo e por uma unidade extensiva relativa ao problema tratado (massa, volume, etc.).

O estabelecimento de uma lei cinética representativa constitui fase importante no desenvolvimento de um processo e na otimização de um modelo de reator químico.

Quando não se possui o mecanismo da reação para fornecer a expressão de velocidade de reação, recorre-se a modelos cinéticos fenomenológicos que contenham um número suficiente de informações para representar os fatos experimentais num domínio delimitado.

Nesta prática, visando a avaliação cinética experimental de processos homogêneos, analisou-se a cinética da reação do peróxido de hidrogênio (H2O2) com o iodeto de potássio (KI) em meio ácido (H2SO4). Foram avaliados efeitos de pH e temperatura.

OBJETIVOS

Descrever as reações do processo;

Descobrir a ordem da reação;

Descobrir a constante de velocidade da reação;

Avaliar o efeito do pH na cinética da reação; e

Avaliar o efeito da temperatura na cinética da reação.

METODOLOGIA EXPERIMENTAL

Materiais:

Soluções e reagentes:

Ácido sulfúrico 1 mol/L e 2 mol/L;

Iodeto de potássio 1mol/L;

Tiossulfato de sódio 0,1 mol/L;

Solução de amido 0,5%;

Peróxido de Hidrogênio 1%, 2% e 3,4%;

Água destilada;

Vidrarias:

Béqueres de 1000mL;

Pipetas volumétricas de 5 mL, 10 mL e 20 mL;

Tubos de ensaio;

Provetas;

Equipamentos:

Banho termostático;

Outros materiais:

Cronômetro;

Agitador magnético;

Termômetro;

Banho de gelo.

Métodos:

Foram realizados seis ensaios da reação de peróxido de hidrogênio com iodeto de potássio na presença de ácido sulfúrico, tiossulfato de sódio e amido. Em cada um deles, misturaram-se em um béquer com o agitador magnético 150 mL de água destilada, 20 mL de KI, 10 mL de H2SO4, 5 mL de amido e 10 mL de Na2S2O3. Então, colocaram-se 20 mL de H2O2, iniciando a contagem de tempo. Cada vez que o sistema mudou de cor para uma tonalidade azulada, anotou-se o tempo decorrido (tempo de virada) e adicionou-se mais 10 mL de Na2S2O3, repetindo esta etapa até que se considerasse que a reação tivesse se completado.

As concentrações das soluções envolvidas nesse processo, para cada um dos ensaios, e as temperaturas nas quais estes ocorreram podem ser vistas na Tabela i, a seguir.

Tabela i: Parâmetros envolvidos na reação, para cada ensaio.

Ensaio H2SO4 (M) H2O2 (%) T (ºC)

1 1 1 28

2 1 2 28

3 1 3,4 28

4 2 1 28

5 1 1 40 - 45

6 1 1 15 - 18

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Após a adição dos reagentes mencionados anteriormente, a seguinte reação (equação 1) se processou no reator em batelada:

H_2 O_2+2KI□(→┴(H_2 〖SO〗_4 ) I_2+ K_2 〖SO〗_4+2H_2 O (eq. 1) )

O andamento da reação foi acompanhado graças à presença do amido - uma combinação da amilose com a amilopectina -, que atuou como indicador, pois na presença do I2o mesmo forma um complexo desenvolvido pela oclusão do iodo nas cadeias lineares da amilose.

Após a adição do peróxido de hidrogênio – último reagente a ser adicionado – se passou a cronometrar o tempo de reação. À medida que o iodo foi sendo formado, o mesmo reagiu com o tiossulfato de sódio (de acordo com a equação 2, abaixo) e após o total consumo desse reagente, o produto I2 passou a reagir com o amido (conforme a equação 3, abaixo). Ou seja, a reação representada pela equação 2 ocorre preferencialmente em relação à representada pela 3.

I_2+ 2〖Na〗_2 S_2 O_3→ 2NaI+ 〖Na〗_2 S_4 O_6 (eq.2)

I_2+amido→complexo de cor azul (eq.3)

Após decorrido certo tempo, a coloração da solução no reator (inicialmente incolor) tornava-se azul, evidenciando o total consumo do tiossulfato de sódio na reação e o início do consumo do amigo. Neste momento, tomava-se nota do tempo decorrido e se adicionava mais uma alíquota de 10 mL de Na2S2O3 para que o iodo que estava sendo formado voltasse a reagir com o tiossulfato. Repetiu-se esse procedimento até que se obtivesse um quantidade de pontos suficientes para se construir uma curva representativa que relacionasse a concentração do peróxido de hidrogênio e o tempo de reação.

Para que seja possível a construção dessa curva é necessário se calcular a concentração do H2O2 em cada um dos instantes de tempo cronometrados. Para tal é preciso conhecer o número de mols inicial do peróxido de hidrogênio(i) e o número de mols que reagiu em cada instante (ii), visto que o volume total (iii) é dado pelo volume inicial acrescido de dez unidades de volume multiplicadas pela quantidade de alíquotas adicionadas.

(i)Número de mols inicial do peróxido de hidrogênio

O número inicial de mols varia a depender do título volumétrico utilizado (foram usados três títulos distintos, para fins de comparação de resultados). Considerando