Relatorio 2 Decomposição catalitica do peroxido de hidrogenio

Prévia do material em texto

Universidade Federal de São Carlos – Campus Sorocaba
Centro de Ciências e Tecnologias para a Sustentabilidade – CCTS
Departamento de Física, Química e Matemática – DFQM
Prof. Francisco Trivinho Strixino
Decomposição Catalítica do Peróxido de Hidrogênio
	Nome: Caroline Florêncio
	RA: 398756 
	 Cínthia Gouvêa C. Araújo
	 756204
	 Victória Oliveira
	 756205
 
Sorocaba – SP
10/04/2019
Sumário
1.	INTRODUÇÃO	3
2.	OBJETIVOS	4
3.	MATERIAIS	4
3.1.	MATERIAIS	4
3.2.	REAGENTES	4
4.	MÉTODOS	5
4.1.	PROCEDIMENTOS	5
5.	RESULTADOS E DISCUSSÃO	5
6.	CONCLUSÃO	9
7.	REFERÊNCIAS	10
INTRODUÇÃO
O peróxido de hidrogênio (H2O2) é um líquido incolor e pouco mais denso do que a água (1,44 g.mL-1 a 25ºC) e possui algumas características parecidas, possui um oxigênio a mais que a água o que o torna um fraco ácido de Lewis (pKal= 11,75). Normalmente é comercializado na indústria em solução aquosa a 30% em massa, no comércio popular em solução 6% utilizada para descoloração de cabelo e a 3% pode ser utilizado como antisséptico para ferimentos. 
A temperatura ambiente é uma substância estável, caso seja devidamente armazenada, por esse motivo para que sua decomposição ocorra é necessário a utilização de um catalisador. Para o peróxido a catálise pode ser utilizado íons metálicos, como iodeto de potássio, permanganato de potássio ou dióxido de Manganês. Um catalisador pode ser homogêneo, que se encontra na mesma fase que os reagentes, ou heterogênea que apresenta diferentes fases.
Sua decomposição libera oxigênio (O2), água (H2O) e calor, esse calor é facilmente absorvido pela água em concentrações pequenas, em concentrações maiores o calor liberado aquece a solução a aumenta a velocidade de decomposição. Sua solução não é inflamável, mas o O2 liberado por ela pode provocar incêndios. A equação estequiométrica da decomposição do peróxido de hidrogênio abaixo é de primeira ordem:
2 H2O2(aq.) → 2 H2O(l) + O2(g)
A cinética química estuda o comportamento ao longo do tempo de uma reação química, ou seja, estuda a velocidade (taxa) com que as reações ocorrem. Alguns fatores que afetam a velocidade de uma reação são: estado físico dos reagentes; concentrações dos reagentes; temperatura durante a reação; presença de um catalisador.
Para poder calcular a velocidade desta reação catalisada pode-se utilizar o método de desprendimento gasoso, onde analisa-se o volume de oxigênio produzido pela reação em relação ao tempo. 
Observando a equação de velocidade da reação abaixo, temos como a ordem global da reação: a + b. Onde os coeficientes estequiométricos estão diretamente relacionados com a proporção de cada componente na reação química.
Velocidade da reação = k.[reagente 1]a x [reagente 2]b
A meia vida de uma reação é o tempo que a concentração leva para diminuir pela metade o seu valor inicial. È um método muito utilizado no cálculo de decaimento radioativo e para uma reação de primeira ordem utilizasse:
OBJETIVOS
Este experimento tem como objetivo determinar a velocidade e a ordem de reação da decomposição do peroxido de hidrogênio com agente catalisador a partir de gráficos e análise da variação de volume realizada no experimento. Determinar a influência da concentração no meio reacional, variando a massa do catalisador e a concentração de peróxido de hidrogênio.
MATERIAIS
MATERIAIS
2
1 bureta de gás de 100 mL (ou tubos graduados com adaptações de borrachas e pinças);
1 bulbo nivelador ou algo equivalente;
1 Erlenmeyer com rolha furada e tubo de vidro;
1 béquer de 50 mL;
1 proveta de 5 ou 10 mL;
REAGENTES
Dióxido de Manganês (MnO2) – Número CAS - 1313-13-9;
Água oxigenada a 3%, 10 volumes ( H2O2) ;
 
MÉTODOS
PROCEDIMENTOS
Primeiramente foram feitos testes para verificar se não havia nenhum vazamento de gás em todas as juntas do sistema.
Pesar 0,075g de MnO2 e juntamente com 13 mL de água destilada passar para o frasco reacional e agitar levemente. Aguardar repouso de 5 minutos mantendo sempre a temperatura constante até o final do experimento.
Conectar o balão a bureta de gás e então adicionar 3 mL de H2O2, fechar rapidamente e ter certeza que está bem vedada. Em seguida fazer anotações do volume de gás formado a cada 15 segundos até completar 16 medidas.
Sem desconectar sistema com o auxílio de um béquer com água quente mergulhar o fundo do balão e aquecer levemente o balão para que a reação termine mais rapidamente e em seguida com um béquer com água em temperatura ambiente fazer o mesmo procedimento para que resfrie. Aguardar alguns minutos até que o volume de gás se estabilize e anotar o volume final da reação (V).
Por fim repetir o experimento variando a concentração inicial de H2O2, reduzindo pela metade. E em seguida repetir o procedimento dobrando a massa de catalisador.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
A reação apresenta a seguinte equação de velocidade,
t = 0 		a	b	 0	 0
t = t 	 (a-x)	b	 x	 
Deduzindo que minha ordem de reação da água oxigenada é 1 a ordem de reação do catalisador será 0 (zero). Então qualquer valor de concentração do catalisador elevado a 0 (zero) será 1, [cat]0 = 1 .
Logo,
Substituindo o valor da concentração
 (equação 1)
Em t = 0 o valor de x = 0, logo
 (equação 2)
Substituindo 2 em 1
Transformando de ln para log
Com o experimento coletamos os seguintes dados:
Tabela 1 - Volume de O2 obtidos no experimento
	 
	Volume de gás (mL)
	Tempo (s)
	Concentração de H2O2
	3,0%
	1,5%
	3,0%
	
	Concentração do catalisador
	0,0751 g
	0,0745 g
	0,157 g
	15
	 
	2,5
	2,2
	2,9
	30
	 
	3,5
	3,5
	3,8
	45
	 
	4,4
	4,2
	4,7
	60
	 
	5
	4,8
	5,2
	75
	 
	5,8
	5,2
	6,1
	90
	 
	6,3
	5,5
	6,5
	105
	 
	6,7
	5,8
	6,9
	120
	 
	7,1
	6
	7,3
	135
	 
	7,5
	6,3
	7,5
	150
	 
	7,9
	6,4
	7,8
	165
	 
	8,1
	6,7
	8,1
	180
	 
	8,4
	6,9
	8,3
	195
	 
	8,6
	7
	8,5
	210
	 
	8,8
	7,2
	8,7
	225
	 
	9
	7,3
	8,8
	240
	 
	9,2
	7,4
	8,9
	V
	 
	10,1
	9,5
	9,8
A partir destes dados chegamos ao seguinte gráfico de log (V - Vs) pelo tempo em segundo.
Para cada linha do gráfico obtivemos a seguintes velocidades de reação:
Reta azul		 cm3.s-1
Reta vermelha	 cm3.s-1
Reta verde		 cm3.s-1
	
Após a análise dos dados (coluna 1 e 3 da tabela) pode-se observar que ao dobrar concentração do catalisador utilizado, a velocidade da reação teve leve variações, o que nos leva a crer que não teve influência, e o ângulo de inclinação (reta azul e verde da reta do gráfico) também apresentam proximidades.
Entretanto não é o que acontece quando diminuímos a concentração de peróxido da reação pela metade, a velocidade desta etapa do experimento foi maior e ao observar no gráfico (reta vermelha) pode-se notar que o seu ângulo de inclinação é menor do que as outras duas.
Método de Meia Vida
Ao final do experimento o frasco reacionário foi aquecido para que o peróxido terminasse de se decompor, já que a velocidade da reação é proporcional a temperatura. Entretanto o volume do gás também possui essa proporcionalidade o que atrapalharia a leitura do volume de oxigênio já que o volume estaria expandido. Então para que a leitura do volume fosse o real foi preciso resfriar novamente a solução até a temperatura ambiente, que foi a temperatura em que a reação ocorreu o tempo todo.
Neste experimento, temos ocorrendo a adsorção dos reagentes pelo catalizador através de uma catálise heterogênea, que se dá quando o catalisador utilizado é um óxido de metal de transição. A adsorção ocorre na superfície da molécula do catalisador, procedendo à reação química. Em uma catálise heterogênea, como a discutida aqui, temos o processo de quimissorção, onde as moléculas do reagente reagem com a superfície do catalisador. As moléculas do reagente se ligam à superfície do catalisador e então as moléculas são adsorvidas nos sítios ativos na superfície do catalisador. 
	Na decomposiçãocatalítica do peróxido de hidrogênio as moléculas se aproximam da superfície para o processo de adsorção, em seguida temos o enfraquecimento das ligações entre os átomos de oxigênio, que produz radicais hidroxila. Estes mesmos radicais reagem com as moléculas ao redor produzindo novos radicais hidroxila, bem como radicais de oxigênio. Os radicais de oxigênio se aproximam gerando uma nova ligação química, que deixa a superfície do catalisador e finalizando o processo.
CONCLUSÃO
Visto que o objetivo da realização da prática experimental seria o de determinar os parâmetros cinéticos empíricos de reações, como cálculo da velocidade e a ordem de decomposição do peróxido de hidrogênio com presença de catalisador, pode-se dizer que o mesmo tenha sido atingido.
Ainda, por se tratar de dados empíricos, os mesmos apresentados neste relatório podem não ter sido o esperado diante de fatores como: erro de leitura durante o experimento, tanto observatório, quanto devido à velocidade da reação e o tempo até vedação do frasco reacional. Bem como ainda, vazamento de oxigênio, que pode ter levado ao sistema de dilatação térmica dos gases não ter sido estabilizado no momento da leitura do V e também a degradação do peróxido de oxigênio utilizado.
Propõe-se ainda que este mesmo experimento também possa ser aplicado de outras maneiras posteriormente, para a ampliação do conhecimento obtido, como por exemplo, utilizando de outros catalisadores heterogêneos de óxidos de metais de transição, como o Óxido de Chumbo (II), para ao final analisar e comparar os dados obtidos com ambos os catalisadores.
REFERÊNCIAS
AVERY, H. E. "Cinética química básica y mecanismos de reacción". Barcelona, Reverté, 1977. Capítulo 3
ATKINS, P. PAULA, J. D. “ Físico-Química: volume 2” . Rio de Janeiro, LCT, 2012. Capítulo 21.