DECOMPOSIÇÃO CATALÍTICA DA ÁGUA OXIGENADA

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ- UFPR 
SETOR DE CIÊNCIAS EXATAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
CQ052- FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL III 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DECOMPOSIÇÃO CATALÍTICA DA ÁGUA 
OXIGENADA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ALUNOS: 
AMANDA PRESTES SERPE 
LAÍS CRISTINA JULIATTO 
MATEUS SABATKE 
RAFAEL JOSÉ DA SILVA 
RAYSSA PEREIRA DE JESUS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CURITIBA 
AGOSTO 2019 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
A reação de decomposição pode ser definida pela reação em que um 
composto é dividido em uma ou mais substâncias puras ou não. Esse tipo de reação 
é comum em compostos inorgânicos e ocorre em todo o planeta. Desde o equilíbrio 
químico do ácido carbônico dos oceanos, às bactérias cujo metabolismo libera gases, 
ao metabolismo animal, até as reações promovidas pelos catalisadores 
automobilísticos. Isso se deve, não somente, à variedade de compostos que podem 
ser decompostos e a importância dessa reação para a manutenção dos ecossistemas 
presentes na Terra, mas também à implementação de meios de decomposição de 
gases poluentes. Pois o controle desses gases tem se tornado essencial para 
melhoria da qualidade do ar e na busca por diminuir os efeitos nocivos dos poluentes 
aéreos no meio ambiente. Além disso tem sido uma alternativa para geração de gás 
hidrogênio para fins energéticos. 
Essas reações podem ocorrer de maneira espontânea em compostos instáveis 
a determinadas condições, e não espontânea em compostos estáveis a maior parte 
das condições impostas pela natureza. As reações de decomposição são 
classificadas de acordo com a condição que causa instabilidade dos compostos que 
sofrem as mesmas. 
A reação é de pirólise quando o composto é exposto a altas temperaturas sob 
ar refeito de oxigênio ou situação anaeróbica e ocorre principalmente com matéria 
orgânica. A eletrólise é uma reação de oxirredução forçada pela passagem de 
corrente elétrica proveniente de uma fonte externa. Esse processo pode ocorrer em 
meio aquoso ou no composto fundido (eletrólise ígnea) e é muito utilizado para 
obtenção de matéria-prima na indústria. A fotólise é uma reação em que a energia 
para quebrar ligações provém dos comprimentos de onda da luz, geralmente a solar. 
A principal reação de fotólise conhecida é a decomposição do peróxido de hidrogênio. 
Pois esse composto constitui um reagente essencial na produção de fertilizantes, 
plastificantes, produtos de limpeza entre outros. Essa reação é espontânea na 
presença de luz, produzindo água e gás oxigênio como produtos a partir de único 
reagente, como a maior parte das reações de decomposição. 
2 H2O2 → 2 H2O + O2 
Figura 1- Reação de decomposição do peróxido de hidrogênio, pelos autores do trabalho. 
 
O peróxido de hidrogênio (H2O2) é um líquido incolor e pouco mais denso do 
que a água (1,44g mL -1 a 25 °C) e por possuir um oxigênio a mais que a água torna-
se um fraco ácido de lewis ( pK=11,75). 
Embora muitas reações de decomposição sejam espontâneas o tempo de 
ocorrência é lento demais para ser observado em laboratório. Então são utilizados 
catalisadores a fim de reduzir o tempo de reação viabilizando a análise em laboratório. 
Para o peróxido a catálise pode ocorrer utilizando íons metálicos, como iodeto de 
potássio, permanganato de potássio ou dióxido de manganês, que é o caso deste 
experimento em questão. 
A principal característica de um catalisador é não ser consumido na reação à 
que é adicionado, isto é, esmo que este se decomponha durante a reação, ao final 
deve estar constituído da mesma forma que no início da mesma. A função do 
catalisador é baixar a energia de ativação através da formação de uma espécie de 
transição intermediária para que a reação ocorra com maior velocidade. A energia de 
ativação (Ea) consiste na energia mínima necessária para que uma reação química 
ocorra. Os tipos mais comuns são catalisadores de ácido-base, heterogêneos e 
enzimática. 
 
 
 
Figura 2- Na curva 2, reação sem a presença de catalisador e em 1, reação na presença do 
catalisador apresentando decréscimo da energia de ativação 
 
Na catálise heterogênea os reagentes e o catalisador encontram-se em fases 
diferentes. Usualmente o catalisador é um sólido e os reagentes são gasosos ou 
líquidos, e a catálise ocorre nos lugares ativos da superfície do sólido. Ocorre que os 
gases ou os líquidos são absorvidos nesta superfície, formando ligações fracas com 
os átomos metálicos do catalisador. 
A explicação do mecanismo de atuação de um catalisador sobre uma reação 
química pode ser explicada de duas formas, uma consiste na absorção e outra na 
formação de espécies químicas intermediárias. A absorção tem como base a catálise 
heterogênea e sugere que o catalisador promove a reunião dos reagentes na sua 
superfície. Este fato faz com que exista uma maior concentração e uma maior 
aproximação física dos reagentes na superfície do catalisador, o que promove mais 
colisões entre as partículas dos reagentes, o que, por sua vez, implica uma diminuição 
da energia de ativação e conduz a um aumento da rapidez com que os reagentes se 
transformam em produtos. Os produtos são libertados da superfície do catalisador e 
são substituídos por mais reagentes. A formação de espécies químicas intermediárias 
sugere que durante o decorrer da reação química o catalisador pode reagir com os 
reagentes produzindo espécies químicas intermediárias instáveis que reagem 
rapidamente originando os produtos da reação. 
Na catálise homogênea os reagentes e o catalisador encontram-se na mesma 
fase, em geral, líquida. Além disso, a reação evolui através de espécies intermediárias 
com menor energia de ativação e tem, normalmente, mais do que um passo. Já a 
catálise enzimática é aquela em que o catalisador é, necessariamente, uma enzima. 
Este tipo de catálise é, geralmente, também homogênea. 
A eficiência dos catalisadores é proporcional à diminuição do tempo de reação. 
Esses compostos são escolhidos de acordo com a interação com o meio reacional 
proposto, existem catalisadores eficientes para vários tipos de reação e existem os 
específicos, cuja eficiência é viável apenas para determinada reação. As reações que 
ocorrem a partir de um único reagente tem cinética de ordem definida diretamente 
pela estequiometria da reação. Pois de acordo com a lei de velocidade sabe-se que 
a velocidade de uma reação é proporcional, em algum grau, à concentração de 
reagente consumido por tempo. Se há apenas um reagente a reação depende apenas 
dessa concentração e é diretamente proporcional a ela, por isso a ordem da reação 
deve ser 1 (um). 
 
Velocidade da reação= k.[reagente 1 ]a x [reagente 2 ]b 
 
Na equação acima tem-se como ordem global da reação: a+b, onde os 
coeficientes estequiométricos estão diretamente relacionados com a proporção de 
cada componente da reação química. 
Esse tipo de cinética configura uma relação cujo consumo de reagente é 
aproximadamente o mesmo a cada segundo, gerando uma diminuição uniforme de 
reagente ao longo do tempo. Por isso quando é plotado um gráfico em escala de 
logaritmo neperiano da concentração em função do tempo a tendência é que se 
obtenha uma reta. 
A velocidade de decomposição depende da temperatura, da concentração do 
peróxido da presença da luz, do valor de pH e da presença de impurezas e 
estabilizantes. 
O dióxido de manganês, utilizado como catalisador neste experimento, é o 
principal e mais importante óxido de manganês e o mais estável. É um agente 
oxidante, porém é um reagente pouco ativo. Sua eficiência como oxidante depende, 
principalmente, da superfície de contato. 
A determinação laboratorialdo teor de água oxigenada (H2O2) é feita por 
titulação em permanganato de potássio (KMnO4) de uma solução de peróxido de 
hidrogênio acidificada com H2SO4 segundo equação abaixo: 
 
2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 H2O2 → K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 O2↑ 
 
O permanganato de potássio (KMnO4) que na forma aquosa possui coloração 
violácea, terá função oxidante na reação e será por sua vez reduzido, passando a não 
apresentar coloração. A titulação é interrompida quando todo o peróxido de hidrogênio 
tiver sido oxidado, o que fica evidente quando a solução final começar a apresentar 
os primeiros traços da coloração característica do permanganato que não 
desapareceram após breve agitação. 
 
 
2. OBJETIVOS 
 
● Determinar as concentrações de água oxigenada nos vários tempos a partir da 
titulação de alíquotas do meio reacional com uma solução de permanganato 
de potássio em meio ácido; 
● Plotar gráfico da relação linear entre ln[H2O2] e t; 
● Determinar a constante de velocidade para a reação de decomposição 
catalítica da água oxigenada; 
● Observar efeito catalítico do catalisador usado na reação. 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1 MATERIAIS 
 
- Solução de H2O2 de concentração 3 volumes 
- Solução de permanganato de potássio (0,05 mol.L-1) de em meio de 
ácido sulfúrico (0,3 M) 
- solução de ácido sulfúrico 4,5 mol.L-1 
- dióxido de manganês 
- 1 Bureta de 50 mL 
- 6 Erlenmeyer de 250 mL 
- 1 Erlenmeyer de 500 mL 
- 2 Provetas de 250 mL 
- 1 Pipeta volumétrica de 10 mL 
- 1 Pipeta volumétrica de 5 mL 
- Cronômetro 
 
 3.2 MÉTODO 
 
Inicialmente a bureta de 50 mL foi devidamente ambientada e preenchida com 
a solução de permanganato em ácido sulfúrico, e seu menisco foi aferido. 
Transferiu-se 5 mL da solução de ácido sulfúrico 4,5 mol.L-1 em cada um dos 
6 Erlenmeyer de 250 mL. 
Em seguida, no Erlenmeyer de 500 mL, foi adicionado 1 g de dióxido de 
manganês, em seguida foi adicionado 100 mL da solução de H2O2 no Erlenmeyer e 
a solução foi agitada a fim de espalhar o pó no fundo do Erlenmeyer, no momento da 
adição, iniciou-se a contagem do tempo. 
Retirou-se uma alíquota de 10 mL, com o auxílio de uma pipeta volumétrica, 
do meio reacional aos tempos de 3, 7, 15, 20, 30, 40 minutos de reação, transferindo 
- a para cada um dos Erlenmeyer de 250 mL contendo o ácido sulfúrico. 
À medida que foram feitas as adições nos determinados tempos, cada solução 
foi titulada com uma solução de permanganato de potássio de em meio de ácido 
sulfúrico. Os volumes utilizados em cada titulação foram anotados completando a 
coluna Volume MnO2 da tabela 1. A cor de viragem foi de uma solução preta para 
uma solução rosácea (rosa/roxa). 
A figura 3 a seguir representa a montagem da titulação citada acima. 
 
 
Figura 3 - Exemplificação da titulação das alíquotas 
 
 
 
 
 
4. RESULTADOS 
 
A tabela 1 expressa os resultados obtidos, bem como alguns valores 
calculados a partir desses, os valores de quantidade de matéria de MnO2 foram 
calculados a partir da equação 1, a partir destes foram calculados os valores de 
quantidade de matéria de H2O2 a partir da equação 2, baseada na estequiometria da 
reação e usando a equação 3 foi possível calcular a concentração de peróxido na 
alíquota. As equações estão listadas abaixo da tabela e seguidas por cálculos 
individuais de cada ponto. 
 
Tabela 1 - Resultados Obtidos no Experimento 
Tempo 
Volume 
KMnO2 
Volume 
Total 
KMnO2 n MnO2 
Volume 
solução [H2O2] 1/[H2O2] ln[H2O2] 
s mL mL mol mL mol/mL mL/mol - 
206 1 1 4,27E-05 16 6,67E-06 149.882,90 -11,91761 
451 0,4 1,4 5,98E-05 16,4 9,11E-06 109.735,70 -11,60583 
927 0,2 1,6 6,83E-05 16,6 1,03E-05 97.189,70 -11,48442 
1202 0,2 1,8 7,69E-05 16,8 1,14E-05 87.431,69 -11,37861 
1826 0,1 1,9 8,11E-05 16,9 1,20E-05 83.323,06 -11,33048 
2428 0,1 2 8,54E-05 17 1,26E-05 79.625,29 -11,28509 
 
n MnO2 = 0,0427 mol.L-1 . Volume Total KMnO2 mL . 1.10-3 L.mL-1(equação 1) 
n H2O2 mol = n MnO2 mol . 2,5 (equação 2) 
[H2O2] mol.mL-1 = n [H2O2] mol / (15 + Volume Total) mL (equação 3) 
Sendo que 15 ml se devem a adição de H2SO4 e da alíquota de H2O2. 
 
Cálculos de quantidade de matéria de MnO2: 
0,0427.10-3 . 1,0 = 4,27.10-5 mol 
0,0427.10-3 . 1,4 = 5,98.10-5 mol 
0,0427.10-3 . 1,6 = 6,83.10-5 mol 
0,0427.10-3 . 1,8 = 7,69.10-5 mol 
0,0427.10-3 . 1,9 = 8,11.10-5 mol 
0,0427.10-3 . 2,0 = 8,54.10-5 mol 
 
Cálculos de quantidade de matéria de H2O2: 
 
4,27.10-5 . 2,5 = 6,67.10-6 mol 
5,98.10-5 . 2,5 = 9,11.10-6 mol 
6,83.10-5 . 2,5 = 1,03.10-5 mol 
7,69.10-5 . 2,5 = 1,14.10-5 mol 
8,11.10-5 . 2,5 = 1,20.10-5 mol 
8,54.10-5 . 2,5 = 1,26.10-5 mol 
 
Cálculos da concentração de H2O2: 
6,67.10-6 / 16,0 = 6,67.10-6 mol.mL-1 
9,11.10-6 / 16,4 = 9,11.10-6 mol.mL-1 
1,03.10-5 / 16,6 = 1,03.10-5 mol.mL-1 
1,14.10-5 / 16,8 = 1,14.10-5 mol.mL-1 
1,20.10-5 / 16,9 = 1,20.10-5 mol.mL-1 
1,26.10-5 / 17,0 = 1,26.10-5 mol.mL-1 
 
Os erros associados a cada medida foram: 
Erro da alíquota: ± 0,00000 mL 
Erro da concentração da solução de MnO2: ±0,0001 mol.L-1 
Erro da Bureta: ± 0,01 mL 
 
Os erros associados aos valores calculados foram: 
Erro da quantidade de matéria de MnO2: 
0,0427 . 0,01 + 1 . 0,0001 = ± 0,000527 mol 
0,0427 . 0,01 + 1,4 . 0,0001 = ± 0,000567 mol 
0,0427 . 0,01 + 1,6 . 0,0001 = ± 0,000587 mol 
0,0427 . 0,01 + 1,8 . 0,0001 = ± 0,000607 mol 
0,0427 . 0,01 + 1,9 . 0,0001 = ± 0,000617 mol 
0,0427 . 0,01 + 2,0 . 0,0001 = ± 0,000627 mol 
 
Erro da quantidade de matéria de H2O2 foram os mesmos dos valores de 
quantidade de matéria, uma vez que se trata de uma multiplicação por constante. 
 
Erro da concentração de H2O2: 
6,67.10-6 . 0,01 + 0,0625. 0,000527 = ± 3,30.10-5 mol.mL-1 
9,11.10-6 . 0,01 + 0,0610. 0,000567 = ± 3,47.10-5 mol.mL-1 
1,03.10-5 . 0,01 + 0,0602. 0,000587 = ± 3,55.10-5 mol.mL-1 
1,14.10-5 . 0,01 + 0,0595. 0,000607 = ± 3,62.10-5 mol.mL-1 
1,20.10-5 . 0,01 + 0,0592. 0,000617 = ± 3,66.10-5 mol.mL-1 
1,26.10-5 . 0,01 + 0,0588. 0,000627 = ± 3,70.10-5 mol.mL-1 
 
As figuras de 4-6 representam os gráficos obtidos pelos ajustes lineares de 
ordem 0, 1 ordem e 2 ordem, respectivamente. Abaixo de cada gráfico estão os 
resultados obtidos de coeficiente angular (slope), coeficiente linear (intercept) e valor 
de correlação R² para a regressão linear de cada ajuste. 
 
 
 
Figura 4 - Teste de ajuste linear de ordem 0. 
 
 
 
Figura 5 - Teste de ajuste linear de 1ª Ordem. 
 
 
 
Figura 6- Teste de ajuste linear de 2ª Ordem. 
 
 
 
 
5. DISCUSSÃO 
 
Com base nos valores de correlação (R2) podemos afirmar que os dados obtidos 
não se ajustaram a nenhuma das ordens de reação testadas. Hasan e colaboradores 
(1999) reportaram com diferentes catalisadores de óxidos de manganês ordem de 
reação igual a 1, o que não foi obtido experimentalmente. 
Segundo Mattos (2003) o peróxido de hidrogênio pode ser determinado por 
volumetria, espectrofotometria, fluorimetria, quimiluminescência, algumas vezes com 
o emprego de fibra óptica, cromatografia e por métodos eletroquímicos. Sendo que 
desses métodos o que possui menos interferências são aqueles realizados de forma 
eletroquímica. Portanto a técnica utilizada no laboratório pode ter tido interferências, 
além disso a baixa granulometria do dióxido de manganês utilizado na prática compôs 
uma suspensão de partículas muito finas, o que acarretou na transferência de dióxido 
de manganês para a amostra titulada, desta forma o processo de catálise continuou, 
logo, o tempo marcado da retiradada alíquota não corresponde ao término da reação 
e também as partículas escuras atrapalharam na observação do ponto de viragem 
correto. Outro fator importante é a forma de armazenagem da solução de H2O2 
utilizada na prática, uma vez que essa substância se decompõe espontaneamente e 
deve ser mantida a baixas temperaturas e bem vedada para diminuir tal interferência. 
A utilização de outras técnicas, como o uso de um sistema acoplado a um 
manômetro e uma coluna d’água por exemplo, pode ser mais eficiente a medir a 
cinética da reação de decomposição de peróxido de hidrogênio. 
Os cálculos de tempo de constante de velocidade e de tempo de meia vida não 
foram realizados devido a baixíssima correlação dos dados, o que implicaria em um 
erro grotesco nos resultados, ao invés de prosseguir com a discussão sobre tais 
valores, que estariam incorretos, foi preferido discutir sobre os fatores que levaram a 
falta de obtenção de dados confiáveis. 
 
6. CONCLUSÃO 
 
O experimento realizado segundo a metodologia, equipamentos e reagentes 
disponíveis no laboratório não obteve resultados satisfatórios quando comparados 
com a literatura, eventualmente os valores de constante de velocidade e de tempo de 
meia vida poderiam ser equivalentes, contudo, de nada adianta se os valores obtidos 
experimentalmente não tiverem ajustados às equações de ordem testados. 
No processo testado pôde-se observar uma catálise heterogênea, pois os 
reagentes estão em diferentes estados físicos e exotérmico uma vez que libera O2 
tendo em vista a ação do catalisador. Devido à alta área superficial promovida pela 
baixa granulometria do catalisador utilizado, a reação se processou rapidamente, o 
que pode ter dificultado a medida durante a reação. Além disso, outros fatores 
contribuíram com a não obtenção de resultados satisfatórios como a dificuldade em 
observar o ponto de viragem da titulação e a baixa concentração de H2O2, que pode 
ter se degradado devido a falhas de armazenagem. 
 
 
7. BIBLIOGRAFIAS 
 
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