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PRÁTICA I 
 
Aspectos cinéticos da reação de decomposição do peróxido de hidrogênio catalisada 
por cloreto de ferro (III) 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
O peróxido de hidrogênio, H2O2, é um líquido incolor à temperatura ambiente, 
solúvel em água, viscoso e um poderoso oxidante, que pode sofrer combustão 
espontânea em contato com matéria orgânica ou alguns metais/ligas como o cobre ou 
o bronze. Em solução aquosa, é conhecido comercialmente como água oxigenada. 
Devido às ligações entre as moléculas serem fracas, o peróxido de hidrogênio é bastante 
instável. A molécula se decompõe rapidamente, quando perturbada, formando água 
(H2O) e oxigênio (O2). 
A reação de decomposição do peróxido de hidrogênio em solução aquosa é dada 
por: 
 
 H2O2(aq) → H2O(l) + ½ O2(g) (reação 1) 
 
Esta reação de decomposição ocorrendo de forma natural, em temperatura 
ambiente, é bastante lenta, sendo necessário um ácido de Lewis, o cloreto de Fe(III) 
(FeCl3) como catalisador. O catalisador é uma substância capaz de aumentar a 
velocidade da reação diminuindo assim sua energia de ativação, uma vez que a sua 
energia é bem menor que a da reação não catalisada. Ao final do processo de catálise, 
o catalisador regenera-se completamente, ou seja, ele é recuperado com a mesma 
concentração inicial. Desta forma, dependendo do meio e das substâncias envolvidas, a 
decomposição do peróxido pode ocorrer em diferentes velocidades. O seguinte 
mecanismo que contém 2 etapas é indicado para a decomposição catalisada do 
peróxido de hidrogênio: 
 
 H2O2(aq,incolor) + FeCl3(aq,amarelo) ⇆ {H2O2...FeCl3}(aq,marrom) (etapa 1) 
 
 {H2O2...FeCl3}(aq,marrom) →H2O(l) +1/2O2(g) +FeCl3(aq,amarelo) (etapa 2) 
 
 
A equação de velocidade pode ser escrita como: 
 
 Ln ([H2O2]/ [H2O2]0) = -kt (equação 1) 
logo: 
 ln [H2O2] = -kt + ln[H2O2]0 (equação 2) 
 
uma vez que o processo apresenta lei de velocidade de primeira ordem. 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS 
INSTITUTO DE CIENCIAS EXATAS - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
Nome: Izabella Figueiredo Gagliardi Lamari Matrícula: 2015063603 
Professor: João Paulo Ataide Martins Disciplina: Cinética Quimica 
 
Este experimento, portanto, consiste em determinar em diferentes intervalos de 
tempo a concentração restante de peróxido de hidrogênio através da titulação em meio 
ácido com solução aquosa de permanganato de potássio. A titulação deve ser feita em 
meio ácido, uma vez que, o mesmo quebra o complexo formado pelo H2O2 e FeCl3 
interrompendo assim a reação de decomposição, além de manter o pH adequado para 
que a seguinte reação ocorra: 
 
 2MnO42-(aq) + 5H2O2(aq) + 6H+(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l) + 5O2(g) (reação 2) 
 
Como o volume de permanganato de potássio gasto na titulação é proporcional 
à concentração de peróxido de hidrogênio na alíquota, então, a equação 2 pode ser 
utilizada da seguinte maneira: 
 
 ln V(KMnO4,aq) = -kt + ln V0(KMnO4,aq) (equação 3) 
 
Construindo-se o gráfico do lnV (KMnO4,aq) (y) em função de t(x) pode-se 
calcular a inclinação da reta y versus x que é exatamente a constante de velocidade da 
reação, k. O tempo de meia vida da reação catalisada (t1/2), por se tratar de um 
processo de primeira ordem, é determinado pela equação 4: 
 
 𝒕1/2 = 𝒍𝒏
𝟐
𝒌
 (equação 4) 
 
 
OBJETIVO 
 
Este experimento, portanto, consiste em determinar a constante de velocidade, 
k, da reação e o tempo de meia vida, t1/2, do peróxido de hidrogênio. 
 
 
MATERIAIS E EQUIPAMENTOS 
 
➢ Solução 6% m/v de peróxido de hidrogênio (água oxigenada comercial 20 volumes); 
➢ Solução aquosa 6% m/v de FeCl3; 
➢ Água destilada; 
➢ Solução de ácido sulfúrico diluído 1:5; 
➢ Solução aquoso de permanganato de potássio com concentração de 8 x10-3 mol/L; 
➢ Um cronômetro com precisão de décimos do segundo; 
➢ Uma proveta 250 mL; 
➢ Uma proveta 10 mL; 
➢ 1 Erlenmeyer de 250 mL; 
➢ 7 Erlenmeyers de 50 mL; 
➢ Uma pipeta volumétrica de 5 mL; 
➢ Uma pêra de borracha ou pipetador de êmbolo; 
➢ 1 suporte com garra metálica para fixação da bureta. 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1- Com a proveta de 250 mL, transferiu-se 100 mL da solução de peróxido de 
hidrogênio para o erlenmeyer de 250 mL; 
 
2- Pipetou-se 10 mL da solução de cloreto de ferro (III). Adicionou-se os primeiros 5mL 
de FeCl3 na solução de peróxido de hidrogênio e acionou-se o cronômetro 
imediatamente após a adição do catalisador. Adicionou-se os 5 mL restantes e o 
cronômetro se manteve ligado durante todo o experimento. 
3- Agitou-se a solução do peróxido de hidrogênio na presença do catalisador por 
aproximadamente 8 minutos. 
4- Completou-se uma bureta de 50 mL, presa adequadamente em um suporte, com 
uma solução 0,008 mol L-1 de permanganato de potássio. Certificou-se que não há 
bolhas no interior do líquido e na ponteira da bureta também cheia dessa solução. 
5- Adicionou-se 5 mL de solução 5:1 de H2SO4 em cada um dos sete erlenmeyers de 
250 mL. Reservou-se este conjunto. 
6- Após 8 minutos pipetou-se uma alíquota de 5 mL da solução reacional em um 
erlenmeyer de 50 mL contendo a solução diluída de ácido sulfúrico. Leu-se e anotou-
se o tempo em segundos. 
7- Titulou-se a alíquota com a solução de permanganato de potássio, leu-se e anotou-
se o volume gasto. 
8- Repetiu-se cinco vezes este procedimento em intervalos de 3 minutos, sempre 
anotando o tempo e o volume de titulante gasto. 
 
 
TRATAMENTO E ANÁLISE DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
 Esta reação é de primeira ordem, isto é, a sua velocidade é proporcional a 
concentração de peroxido, sendo assim: 
 
 
𝒅𝒄
𝒅𝒕
 = -kc (equação 5) 
 
onde c é a concentração do peroxido de hidrogênio, t é o tempo e k é a constante de 
velocidade. 
 
A equação 5, quando integrada entre os limites c0 e c, sendo c0 a concentração 
inicial do peróxido e c a concentração depois de decorrido o tempo, t, torna-se: 
 
 ∫
𝒅𝒄
𝒅𝒕
 = ∫ −𝐤𝐜 
 
 
 ln c = -kt + ln c0 (equação 6) 
 
 
 y a x b 
 
 
 ln
𝒄
𝒄𝟎
 = -kt (equação 7) 
 
Sabendo que dois moles de KMnO4 são consumidos enquanto 5 moles de H2O2 
são consumidos podemos fazer a seguinte relação: 
 
 [H2O2] x V H2O2 = 5/2 [KMnO4] x V KMnO4 (equação 8) 
 
 
 [H2O2] = 
𝟓
𝟐
𝐱[𝐊𝐌𝐧𝐎𝟒]𝐱 𝐕 𝐊𝐌𝐧𝐎𝟒
𝐕 𝐇𝟐𝐎𝟐
 (equação 9) 
 
Pela equação 6, obtém-se uma reta em um gráfico ln c versus t. A inclinação desta 
reta é igual a constante de velocidade e o coeficiente linear favorece o valor de ln c0. 
 
a = constante de velocidade = k 
b = coeficiente linear = ln c0 
 
Com os dados obtidos no experimento, preencheu-se a seguinte tabela: 
 
Erlenmeyer Tempo/s VKMnO4/ cm3 lnV KMnO4 
1 522 8 2,08 
2 652 4,5 1,5 
3 833 3,5 1,25 
4 991 2,2 0,79 
5 1142 1,5 0,5 
6 1300 1,3 0,26 
7 1451 0,9 -0,1 
 
Tabela1 – Valores de volume de permanganato de potássio gasto na titulação de alíquotas 
da mistura reacional coletadas em diferentes intervalos de tempo(t). 
 
Com base nos dados da tabela 1 construiu-se o gráfico 1 de logaritmo dos 
volumes de permanganato de potássio versus tempo, e, pela inclinação da reta obtida, 
calculou-se a constante de velocidade. 
 
 
Gráfico 1 – logaritmo dos volumes de permanganato de potássio versus tempo. 
 
Sabendo que a = constante de velocidade = k, temos: 
 
 
k = constante de velocidade = 0,0022 
 
 
A concentração inicial de peróxido de hidrogênio, H2O2, no “tempo zero” é dado a partir 
da equação 9. Sabendo que b= coeficiente linear = ln Vtit,0, temos: 
 
Vtit,0 = 𝒆𝒃 = 𝒆𝟑,𝟎𝟗𝟎𝟔 = 21,98 cm3 
 
Usando a equação a seguir é possível determinar o valor da concentração inicial de 
peroxido de hidrogênio na reação. 
y = -0,0022x + 3,0906
R² = 0,9783
-0,5
0
0,5
1
1,5
2
2,5
0 500 1000 1500 2000
ln
 V
(K
M
n
O
4
)
Tempo (s) 
 
 
 
[H2O2] = 
𝟓
𝟐
𝐱[𝐊𝐌𝐧𝐎𝟒]𝐱 𝐕 𝐊𝐌𝐧𝐎𝟒
𝐕 𝐇𝟐𝐎𝟐
 
 
Substituindo no valor de Vtit,0, que é VKMnO4, na equação dada acima, obtém-
se: 
 
 cH202 = 
𝟓
𝟐
 𝐱 𝟖,𝟎𝟎𝐄−𝟑 𝐦𝐨𝐥.𝐋−𝟏 𝐱 𝟐𝟏,𝟗𝟖𝐄−𝟑 𝐋 
𝟎,𝟎𝟎𝟓 𝐋 
 cH202 = 8,79x10-2 mol. L-1 
 
 
 [H2O2]0 = 8,79x10-2 mol. L-1 
 
 
Como o interesse na prática é determinar o tempo de meia vida da 
decomposição, devemos considerar que o volume titulado é metade do volume inicial 
na alíquota, assim: 
 
 ln
𝟏
𝟐
 = -kt (equação 10) 
 
 
 ln 2 = kt (equação 11) 
 
Rearranjando-se a equação 11 , obtém-se: 
 
 k = 
𝒍𝒏𝟐
𝒕𝟏/𝟐 
 = 
𝟎,𝟔𝟗𝟑
𝒕𝟏/𝟐 
 (equação 12) 
 
onde 𝑡1/2 é o tempo de meia vida, intervalo de tempo necessário para que a quantidade 
de reagente se reduza à metade. 
 
Usando o coeficiente angular da reta, a, achado no gráfico 1, e substituindo na 
equação 12, obtém-se o tempo de meia vida, 𝑡1/2 , do peróxido de hidrogênio: 
 
0,0022 = 0,693 / 𝒕1/2 𝒕1/2 = 
𝟎,𝟔𝟗𝟑
𝟎,𝟎𝟎𝟐𝟐
 𝒕1/2 = 315 s 
 
Se o cronômetro fosse acionado no inicio da adição do catalisador ao peróxido de 
hidrogênio, o catalisador não faria “efeito” na solução, uma vez que, ele estaria em 
pequenas proporções de volume e concentração, sendo nítido no gráfico um 
distanciamento entre o primeiro e o segundo ponto em comparação aos demais. Se o 
cronômetro fosse acionado após o fim da adição do catalisador, não haveria o ponto 
inicial no gráfico, uma vez que, o tempo iniciaria no meio da reação, ou melhor dizendo, 
quando o catalisador já estivesse agindo, o que afetaria a regressão linear e 
consequentemente os valores de a e b que correspondem à concentração do H2O2 e na 
constante de velocidade da reação. 
 
 
CONCLUSÃO 
 
Portanto, pode-se concluir que a reação é de primeira ordem, com constante de 
velocidade, k, equivalente à 0,0022, com base na regressão linear. E, a partir dos cálculos 
 
realizados para o tempo de meia-vida, t1/2, pode-se obter um valor de 315 s. Os erros 
obtidos podem estar relacionados com os reagentes e a imprecisão experimental. 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
➢ Roteiro de prática- Cinética Química – UFMG 
➢ Peróxido de Hidrogênio, disponível em: 
http://www.abq.org.br/cbq/2017/trabalhos/3/1223824914.html#:~:text=O%20per
%C3%B3xido%20de%20hidrog%C3%AAnio%20%C3%A9%20um%20composto%20in
org%C3%A2nico%20molecular%20de,sol%C3%BAvel%20em%20%C3%A1gua%20e%
20viscoso.