RELATORIO 4 - Velocidade da reação de decomposição do H​2​O​2​ catalisada por Fe​3+​ Avaliação termoquímica

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​MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E TECNOLÓGICA 
INSTITUTO FEDERAL DO NORTE DE MINAS GERAIS 
CAMPUS ​MONTES CLAROS-MG 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prática 04 - Velocidade da reação de decomposição do H​2​O​2​ catalisada por Fe​3+​: Avaliação 
termoquímica 
 
 
 
Relatório da prática experimental nº 04, apresentado como 
requisito parcial para obtenção de aprovação na disciplina Físico 
Química Experimental do curso de Engenharia Química 
Bacharelado do IFNMG - ​Campus​ Montes Claros. 
 
 
Docente: Daniel Rodrigues Magalhães 
 
Discentes: 
 Ana Clara Santos Cardoso 
 Karen Oliveira Caires 
 Lucas Queiroz Lopes 
 Rodrigo Lopes Costa 
 Sérgio Oliveira Guimarães 
 
 
Montes Claros - MG 
16 de maio de 2019 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
1- INTRODUÇÃO.……………………………………………………………………….………..02 
 
2- OBJETIVOS​ ​.....………...……………………………………………………………………...04 
 
3- MATERIAIS E PROCEDIMENTOS​ .​………………………………………………………....04 
3.1- Materiais e reagentes​ ​……………………………………………………………..04 
3.2- Procedimento experimental​ ​……………………………………………………...05 
 
4- RESULTADOS…………………………………………………………………………...…….06 
4.1- Determinação da variação da entalpia de decomposição do 
peróxido a baixa temperatura………………………………………………………….06 
4.2- Determinação da variação da entalpia de decomposição do peróxido 
na temperatura ambiente…………………………………………………...08 
4.3- Avaliação cinética da reação……………………………………………………...10 
 
5- DISCUSSÃO……………………………………………………………………………………11 
 
6- CONCLUSÃO…………………………………………..………………………………………12 
 
7- REFERÊNCIAS…………………………………………………………………………………13 
 
 
1 
 
1- INTRODUÇÃO 
O peróxido de hidrogênio, H​2​O​2​, é um “agente oxidante forte que desempenha um 
papel importante em processos biológicos e ambientais” (SKOOG, 2006), sendo altamente 
miscível com água e não-inflamável. A produção comercial de H​2​O​2 se dá através da rota da 
metil-antraquinona, na qual a solução é introduzida em um reator com H​2​, sendo então 
separada do catalisador através de uma filtração e posteriormente segue para a oxidação 
com ar, tendo então o H​2​O​2 dissolvido na solução orgânica; através de processos de 
extração e destilação se obtém portanto o H​2​O​2​ em diferentes concentrações (VOLL, 2008). 
Suas aplicações são diversas, e este pode ser utilizado isolado ou combinado com 
outras substâncias e também em diferentes concentrações. O H​2​O​2 é o peróxido mais 
utilizado na purificação de substâncias, sendo utilizado principalmente em casos nos quais a 
substância não pode ser purificada facilmente por outros métodos ou a substância em si é 
inerte a peróxidos (e não as impurezas presentes) (JONES, 1999). Entre os compostos que 
podem ser purificados, pode-se citar produtos advindos do petróleo, óleos naturais, 
açúcares naturais, polímeros sintéticos, argilas, ceras, talcos, entre outros (JONES,1999). 
Além disso, o peróxido de hidrogênio é utilizado no processo de branqueamento na 
produção de papel, no tratamento da superfície de metais e ligas e na síntese de 
substâncias altamente puras (JONES, 1999), assim como em processos de tratamento de 
efluentes, reduzindo as demandas químicas e bioquímicas de oxigênio e atuando em 
processos de floculação e precipitação (VOLL, 2008). As classes de risco do peróxido de 
hidrogênio podem ser definidas de acordo com sua concentração: enquanto soluções com 
concentração menor que 8% (m/v) são utilizadas em produtos cotidianos (cremes dentais, 
loções de tratamento de cabelos), soluções com concentrações superiores a 91% (m/v) são 
altamente reativas e são empregadas em propulsores de foguetes (VOLL, 2008). 
A decomposição de peróxido de hidrogênio libera O​2​, água e calor, sendo, portanto, 
uma reação exotérmica (equação 1). Para soluções diluídas, o calor é geralmente absorvido 
pela água, porém em soluções mais concentradas “o calor gerado aumenta a temperatura e 
acelera a taxa de decomposição do H​2​O​2​” (VOLL, 2008). A decomposição do H​2​O​2 ocorre 
em baixas temperaturas, e o aumento da temperatura de reação é um dos fatores que 
acarretam a aumento da velocidade de decomposição (VOLL, 2008). 
H​2​O​2​ ​(l)​ ⇄ H​2​O ​(l)​ + ½ O​2 (g)​ ΔH= -98,3 kJ/mol (1) 
Como a decomposição se dá de forma lenta, se faz necessário o uso de 
catalisadores, que reduzem a energia de ativação e fazem com que a decomposição se 
processe de forma mais rápida. Alguns exemplos são o dióxido de manganês, o iodeto de 
2 
 
potássio e o cloreto de ferro. A equação abaixo demonstra como se dá o processo quando 
catalisado por FeCl​3​. 
H​2​O​2​ ​(aq)​ + FeCl​3​ ​(aq)​ → [H​2​O​2​...FeCl​3​] ​(aq)​ (2) 
[H​2​O​2​...FeCl​3​] ​(aq)​ → H​2​O ​(l)​ + ½ O​2 (g)​ + FeCl​3​ ​(aq) (3) 
Como descrito por Atkins (2008), a forma integrada da lei de velocidade para uma 
reação de primeira ordem é descrita da seguinte forma: 
d[A]/dt = k[A] (4) 
Ao se integrar a equação acima, é possível obter a lei integrada da velocidade: 
ln ([A]/[A]​0​) = -kt (5) 
Considerando então a decomposição do peróxido de hidrogênio, tem-se que a lei 
integrada da velocidade para esse processo é a seguinte: 
ln ([H​2​O​2​]/[H​2​O​2​]​0​) = -kt (6) 
O termo [H​2​O​2​]​0 representa a concentração inicial de peróxido de hidrogênio, e a 
concentração final de H​2​O​2 ([H​2​O​2​]) pode ser determinada através de uma titulação com 
permanganato de potássio. Para tal, se faz necessária a presença de ácido sulfúrico, que 
diminui a velocidade de decomposição e acidifica o meio para que a titulação possa ser 
realizada, segundo a reação abaixo: 
2 MnO​4-​ ​(aq)​ + 6 H​+​(aq)​ + 5 H​2​O​2 (aq)​ → 2 Mn​2+​(aq)​ + 8 H​2​O ​(l)​ + 5 O​2 (g)​ (7) 
A meia-vida de uma reação química pode ser definida como “o intervalo de tempo 
necessário para a concentração de um reagente cair à metade de seu valor inicial” (ATKINS, 
2008), logo, a concentração [A] é reduzida até ½ [A]​0​. Sendo assim, a lei da velocidade 
pode ser reescrita da seguinte forma: 
kt​1/2 ​= - ln (½ [A]​0​ / [A]​0​) = - ln ½ = ln 2 (8) 
t​1/2 ​= (ln 2) / k (9) 
A equação de Arrhenius (equação 10), por sua vez, permite relacionar a constante 
de velocidade e a energia de ativação, sendo formada a partir de observações 
experimentais. A energia de ativação e o fator pré-exponencial (A) são denominados 
parâmetros de Arrhenius. 
ln k = ln A – (E​a​ / RT) (10) 
3 
 
Já o calor de dissociação, também chamado de entalpia de decomposição, pode ser 
dada pela equação a seguir (equação 11). Esta pode ser definida como a entalpia de reação 
de uma reação de decomposição, e para o caso do peróxido de hidrogênio, representa o 
calor liberado durante o processo de decomposição. 
ΔH = - q = c​H2O​ *​ ​m​H2O​ * ΔT + C​cal​ * ΔT (11) 
 
2- OBJETIVOS 
2.1 - Objetivos Gerais: 
● Determinar a entalpia de decomposição do peróxido de hidrogênio (H​2​O​2​) diluído em 
água e investigar o aspecto cinético da reação por métodos calorimétricos. 
 
2.2 - Objetivos Específicos: 
● Determinar a entalpia de reação por método calorimétrico; 
● Conhecer as terminologias usuais empregadas para diferenciar reações químicas; 
● Compreender os fatores termodinâmicos e cinéticos que governam um processo dedecomposição; 
● Estimar a constante de velocidade da reação. 
 
3- MATERIAIS E PROCEDIMENTO 
3.1- Materiais e reagentes 
● 01 Calorímetro; 
● 01 Proveta de 250mL; 
● 01 proveta de 25mL; 
● 02 Erlenmeyers de 250mL; 
● 02 Pipetas de Pasteur; 
● 03 Tubos de ensaio; 
● 01 Bureta de 50mL; 
● Solução 3% m/v de H​2​O​2​; 
● Solução aquosa 6% m/v de FeCl​3​; 
● Solução 0,01 mol.L​-1​ de KMnO​4​; 
● Solução de ácido sulfúrico 1:5; 
● Banho de gelo; 
4 
 
● Suporte e garra para bureta; 
● Cronômetro; 
● Termômetro. 
 
3.2 ​- Procedimento experimental 
Foram medidas três amostras de 7,5mL de solução 6% m/v de uma solução aquosa 
de cloreto férrico (FeCl​3​) em uma proveta . Cada volume medido foi transferido para um tubo 
de ensaio. Mediram-se três amostras de 75 mL de solução de peróxido e transferiu-as para 
erlenmeyers de 250 mL. 
Em seguida, os erlenmeyers contendo solução de peróxido e os tubos de ensaio 
contendo solução de FeCl​3 foram colocados em banho de gelo, de maneira adequada, até 
que as soluções atingissem aproximadamente 10°C. 
Adicionou-se 75mL de água oxigenada (H​2​O​2​) ao calorímetro e fechou-o. Mediu-se a 
temperatura do sistema até que houvesse estabilização térmica e, utilizando-se uma das 
amostras de solução de peróxido e uma das amostras de FeCl​3​, já resfriadas, adicionou-se, 
ao erlenmeyer, 2,5mL de ácido sulfúrico (H​2​SO​4​) e a amostra de 7,5mL de FeCl​3​, que foram 
rapidamente vertidas no calorímetro. Fechou-o rapidamente e promoveu a agitação da 
solução ali contida de 2 em 2 minutos até atingir um tempo total de 20 minutos. Sendo a 
última temperatura considerada a temperatura final do processo reacional. 
Ambientou-se e completou-se uma bureta com solução de permanganato de potássio 
(KMnO​4​) para posterior titulação. 
Após transcorridos os 20 minutos, coletou-se 2,5mL da solução contida no 
calorímetro e transferiu-a para um erlenmeyer contendo 2,5mL de H​2​SO​4​. Em seguida, 
adicionou-se 20mL de água deionizada e realizou-se sua titulação com solução de KMnO​4​. 
Após o fim da etapa, ou seja, após concluída a análise utilizando-se uma amostra de 
peróxido e uma amostra de cloreto férrico, descartou-se o restante de solução contida no 
calorímetro e realizou-se todo o procedimento de análise para as outras duas amostras 
resfriadas. 
Após a realização do procedimento utilizando-se as amostras resfriadas, repetiu-se 
todo o experimento utilizando-se os reagentes em temperatura ambiente. 
 
5 
 
4- RESULTADOS 
4.1- Determinação da variação da entalpia de decomposição do peróxido a 
baixa temperatura. 
Segundo Atkins (2012), ΔH°H​2​O​2​ = -191,17 kJ mol​-1​ e a ΔH°H​2​O = -285,5 kJ mol​-1​. 
A variação de entalpia pode ser calculada por ΔH = ΔH​produtos​ - ΔH​reagentes​. 
Temos então: 
ΔH = -285,5 - (-191,17) 
ΔH = -94,33 kJ mol​-1 
Para os cálculos realizados, iremos considerar tanto a densidade como o calor 
específico da solução iguais aos da água visto que a solução é apenas 3% m/v H​2​O​2​, o que 
nos entregará um erro desprezível para o experimento. Temos que a solução de peróxido 
utilizada é 3% (m/v) então, para os 75mL utilizados, teremos 2,25g de peróxido em solução, 
passando para mols, teremos 0,066 mols. Com esses valores, sabemos que a concentração 
inicial do peróxido é de 0,881 mols.L​-1​. 
Em banho maria e temperatura controlada, na Tabela 1 o H​2​O​2 ​se encontra a 
temperatura de 11,5°C e a mistura de peróxido mais o ácido e o cloreto férrico é 
representada em função do período de 20 minutos de reação, na Tabelas 2 e na Tabela 3 o 
H​2​O​2​ tem temperaturas iniciais de 10,1°C e 8,6°C, respectivamente. 
 
Tabela 1:​ Dados experimentais para temperatura do H​2​O​2​ igual a 11,5°C 
Tempo (min) Temperatura (°C) Tempo (min) Temperatura (°C) 
0 13 12 15,6 
2 13,5 14 15,9 
4 13,9 16 16,3 
6 14,4 18 16,6 
8 14,8 20 16,9 
10 15,2 - - 
Fonte: Autor próprio. 
6 
 
 
 
Tabela 2:​ Dados experimentais para temperatura do H​2​O​2​ igual a 10,1°C 
Tempo (min) Temperatura (°C) Tempo (min) Temperatura (°C) 
0 11,7 12 14,3 
2 12,1 14 14,6 
4 12,8 16 15 
6 13,2 18 15,3 
8 13,5 20 15,6 
10 13,9 - - 
Fonte: Autor próprio. 
 
Tabela 3:​ Dados experimentais para temperatura do H​2​O​2​ igual a 8,6°C 
Tempo (min) Temperatura (°C) Tempo (min) Temperatura (°C) 
0 10,6 12 13,4 
2 11,3 14 13,7 
4 11,8 16 14 
6 12,2 18 14,3 
8 12,6 20 14,8 
10 13 - - 
Fonte: Autor próprio. 
 
Utilizando a variação de temperatura das Tabelas 1, 2 e 3 podemos encontrar a 
média de valores para a quantidade de calor das reações. Temos que: 
Q​lib​= m.C.ΔT + C​c​.ΔT 
Sabendo-se que m é a massa de peróxido, C a capacidade calorífica da água e ΔT a 
variação da temperatura, 
Q​lib.1​= 1,59 kJ 
7 
 
Q​lib.2​= 1,59 kJ 
Q​lib.3​= 1,69 kJ 
Q​lib.médio​= 1,62 kJ 
Tendo em mãos o calor da reação e molaridade do peróxido e sabendo que 
ΔH=-Q​lib-médio​, podemos calcular a variação de entalpia. 
ΔH = -Q/n 
ΔH = -1,62/0,066 
ΔH = -24,59 kJ.mol​-1 
 
4.2- Determinação da variação da entalpia de decomposição do peróxido na 
temperatura ambiente. 
Abaixo, temos as Tabelas 4, 5 e 6. Estas tabelas são referentes as aferições de 
temperatura da solução de peróxido mais o ácido e o cloreto férrico, todos a temperatura 
ambiente (29,4°C para o primeiro experimento, 29,6°C para o segundo experimento e 30°C 
para o terceiro experimento) passando um período de 20 minutos de reação. 
Tabela 4:​ Aferições da solução de peróxido a temperatura ambiente de 29,4°C 
Tempo (min) Temperatura (°C) Tempo (min) Temperatura (°C) 
0 29,9 12 30,9 
2 30,3 14 31,0 
4 30,4 16 31,2 
6 30,5 18 31,3 
8 30,7 20 31,5 
10 30,8 - - 
Fonte: Autor próprio. 
 
Tabela 5:​ Aferições da solução de peróxido a temperatura ambiente de 29,6°C 
Tempo (min) Temperatura (°C) Tempo (min) Temperatura (°C) 
0 30,0 12 30,8 
2 30,3 14 30,9 
8 
 
4 30,4 16 31,0 
6 30,4 18 31,1 
8 30,5 20 31,2 
10 30,6 - - 
Fonte: Autor próprio. 
 
Tabela 6:​ Aferições da solução de peróxido a temperatura ambiente de 30,0°C 
Tempo (min) Temperatura (°C) Tempo (min) Temperatura (°C) 
0 30,9 12 31,5 
2 31,1 14 31,6 
4 31,1 16 31,7 
6 31,2 18 31,8 
8 31,3 20 31,9 
10 31,4 - - 
Fonte: Autor próprio. 
 
Utilizando a variação de temperatura das tabelas 4, 5 e 6 podemos encontrar a 
média de valores para a quantidade de calor das reações. Temos que: 
Q= m.C.ΔT + C​c​.ΔT 
Sabendo que o calor é liberado do sistema, temos que: 
Q​1​= 653,39 J 
Q​2​= 490,04 J 
Q​3​= 408,37 J 
Q​médio​= 517,27 J 
Tendo em mãos o calor da reação e molaridade do peróxido, podemos calcular a 
variação de entalpia. 
ΔH = -Q/n 
ΔH = -517,27 / 0,066 mols 
ΔH = -7,84 kJ.mol​-1 
9 
 
 
4.3- Avaliação cinética da reação 
Tabela 7: 
 Titulação 1 Titulação 2 Titulação 3 Média 
V​gasto​ de KMnO​4 ​(L) 0,0147 0,0158 0,0137 0,01473 
 Fonte: Autor Próprio. 
 
A reação de decomposição do peróxido se dá pela seguinte reação química: 
H​2​O​2​(aq) →​ ​H​2​O(l) + ½ O​2​(g) (1) 
Após a adição do cloreto férrico, temos que: 
2 Fe​2+​(aq) + H​2​O​2​(aq) → O​2​(g) + 2 Fe​3+​(aq) + H​+​(aq) (2) 
H​2​O​2​(aq) + 2 Fe​2+​(aq) + 2 H​+​(aq) → 2 H​2​O(l) + 2 Fe​3+​(aq) (3) 
E, por fim, adicionando o permanganatomais o ácido, temos: 
2KMnO​4​(aq) + 3H​2​SO​4​(aq) + 5H​2​O​2​(aq) → K​2​SO​4​(aq)​ ​+ 2MnSO​4​(aq) + 8H​2​O(l) + 5O​2​(g) (4) 
Considerando então a M do permanganato como 0,01 mol L​-1​, podemos calcular a 
concentração do mesmo após a titulação, utilizando o volume médio encontrado. 
[KMnO​4​] = volume * M 
[KMnO​4​] = 0,01473 * 0,01 
[KMnO​4​] = 0,0001473 mol L​-1 
Através da estequiometria da reação, observamos uma relação de 5 mols de 
peróxido para 2 mols de permanganato, assim podemos calcular a concentração final do 
peróxido, após a titulação. O equacionamento é mostrado abaixo: 
[H​2​O​2​] = [KMnO​4​] * 5/2 
[H​2​O​2​] = 0,0003683 mol.L​-1 
Tendo a concentração inicial do peróxido e a concentração final do mesmo, podemos 
plotar um gráfico que nós dará a velocidade da reação. 
 
10 
 
Gráfico 1:​ Decomposição do peróxido sob temperatura ambiente. 
Fonte: Autor próprio. 
Através da análise do gráfico, temos um valor de velocidade média da reação de 
-0,0007 mols.L​-1​.s​-1​. 
 
5- DISCUSSÃO 
A decomposição do peróxido é um processo considerado lento, assim a utilização de 
um ácido de Lewis, como o cloreto férrico, faz-se necessária para que o experimento ocorra 
em maior velocidade. Assim podemos entender a utilização do cloreto férrico como um 
catalisador da reação. 
Observando o gráfico 1, percebe-se que a velocidade média da reação é o valor do 
coeficiente angular da reta de tendência traçada. Esta aferição nos dá um valor de -0,0007 
mols.L​-1​.s​-1​, esta velocidade exprime o comportamento da concentração do peróxido no meio 
reacional nos tempos observados, 0 e 20 minutos (1200 segundos). Observa-se também 
que o fator negativo da velocidade atesta o fato de uma reação de decomposição ter 
ocorrido. 
Visto que a titulação foi realizada apenas no final do experimento, inviabilizou-se o 
descobrimento de fatores como constante de velocidade, velocidade da reação para cada 
temperatura medida durante o experimento, entre outros dados da cinética da reação. 
11 
 
Comparando-se os valores encontrados para ΔH utilizando-se a solução a frio 
(-24,59 kJ.mol​-1​) com o valor teórico (-94,33 kJ.mol​-1​), teria-se um erro relativo de 
aproximadamente 74%, enquanto que para a solução a temperatura ambiente esse erro 
seria de aproximadamente 92%. 
É de fácil percepção que o valor de ΔH aproximar-se-ia do valor teórico se ΔH fosse 
pelo menos 3 vezes maior para a solução a frio e 12 vezes maior para a solução a 
temperatura ambiente. Logo, sabendo-se do papel desenvolvido pelo FeCl​3 na solução e 
observando-se os resultados, é possível deduzir que o tempo esperado (20 minutos) para a 
reação foi muito pequeno considerando-se que a quantidade de catalisador no meio era 
insuficiente para a promoção da completa decomposição do H​2​O​2​. 
Essa teoria também explicaria porque a variação de temperatura a quente deveria 
ser cerca de 4 vezes maior que a temperatura a frio visto os dados obtidos, pois, a reação 
de decomposição do peróxido é ainda mais lenta em temperatura ambiente, uma vez que 
esta é considerada em equilíbrio térmico. 
 
6- CONCLUSÃO 
A partir do experimento proposto, e analisando as aferições obtidas ao longo da 
prática, nota-se que a reação de decomposição do peróxido atua de forma exotérmica e 
com uma baixíssima velocidade de reação. Além da energia liberada, esta reação libera 
também oxigênio na forma de O​2​, o que na indústria pode ser utilizada na produção de 
antibactericidas, em oposição da proliferação de bactérias aeróbicas. 
Ainda, por se tratar de dados empíricos, os dados apresentados podem não ter sido 
o esperado diante de fatores como: erro de leitura durante o experimento , tanto 
observatório, quanto devido à temperatura da reação e o tempo até vedação do calorímetro 
utilizado além, dos possíveis erros já discutidos. 
A observação da estequiometria da reação foi de suma importância para o 
descobrimento das concentrações finais tanto do permanganato (0,0001473 mol L​-1​) quanto 
do peróxido (0,0003683 mol.L​-1​). Visto que 2 mols de permanganato reagem com 5 mols de 
peróxido (equação 4), obtivemos a relação de 5/2. Esta relação é necessária para que 
possamos calcular a concentração final do peróxido a partir do permanganato o que 
viabilizou a realização do Gráfico 1. ​Por meio do um gráfico traçado, observou-se que a 
velocidade média da reação foi de ​-0,0007 mols.L​-1​.s​-1​. Esta aferição foi feita analisando o 
coeficiente angular da reta de tendência do gráfico. 
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7- REFERÊNCIAS 
[1] SKOOG et al. ​Fundamentos de Química Analítica​. Tradução da 8ª edição americana. 
São Paulo: Thomson, 2006. 
 
[2] VOLL, F. A. P. ​Decomposição do peróxido de hidrogênio sobre catalisadores de 
paládio​. Dissertação de Mestrado (UNIOESTE). 2008. Disponível em: < 
http://www.unioeste.br/eq/peq/dissertacoes/turma1/fernando_augusto_pedersen_voll.pdf>. 
 
[3] JONES, C. W. ​Applications of Hydrogen Peroxide and Derivatives​. 1ª ed. Cambridge: 
The Royal Society of Chemistry,1999. 
 
[4] ATKINS, P.; DE PAULA, J. ​Físico-Química - Volume 2​. 8ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 
2008. 
 
 
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