Relatório prática 1_Camila Sirqueira

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS – UFMG 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQ 
QUI198 CINETICA QUIMICA 
Professor João Paulo Ataíde Martins 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE CINÉTICA QUÍMICA 
PRÁTICA 1: Aspectos cinéticos da reação de decomposição do 
peróxido de hidrogênio catalisada por cloreto de ferro (III) 
 
 
 
 
 
 
 
Camila da Consolação Sirqueira 
Turma: TB 
 
 
 
Belo Horizonte, 2020 
1 – Introdução 
O peróxido de hidrogênio em solução aquosa é conhecido comercialmente como água 
oxigenada. É um líquido claro e poderoso agente oxidante cuja fórmula química é H2O2 
(Figura 1). 
 
Figura 1- Fórmula estrutural para a molécula do peróxido de hidrogênio. Fonte: encurtador.com.br/bqBP9 – 
Acesso em 28 de agosto de 2020. 
 
Para usos domésticos e/ou medicinal esse composto se encontra nas concentrações 
variando entre 3 – 9% e é utilizado também para clareador de roupas ou cabelos. Na 
indústria química esse componente se encontra em concentrações ainda mais altas e pode 
ser usado para medir atividades enzimáticas, como componentes de espuma em borrachas 
orgânicas e até mesmo como reagentes no desenvolvimento de materiais nano 
particulados. 
Embora a decomposição dessa substância seja espontânea, ela é bastante lenta, então 
para acelerar esse processo se utiliza o Cloreto de Ferro (III), que é um ácido de Lewis que 
age como um catalisador da reação. 
Esquematicamente a reação entre o catalisador e o peróxido contido na solução pode ser 
representada por: 
H2O2(aq,incolor) + FeCl3(aq,amarelo)⇆ {H2O2...FeCl3}(aq,marrom) (Etapa 1) 
{H2O2...FeCl3}(aq,marrom)→H2O(l) +
1
2
O2(g) +FeCl3(aq,amarelo) (Etapa 2) 
Como a reação é de primeira ordem as equações de velocidade são dadas por: 
 
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
 = –Kr[A] ⟹ 
𝑑[𝐴]
[𝐴]
 = –Krdt ⟹ ∫
1
[𝐴]
𝑑[𝐴]
[𝐴]
[𝐴]𝑖
 = –Kr∫ 𝑑𝑡
𝑡
𝑡𝑖
 ⟹ ln
[𝐴]
[𝐴𝑖]
 = –Krdt 
 
Portanto a equação do processo pode ser reescrita da seguinte maneira: 
 
ln([H2O2]/ [H2O2]0) = –kt ⟹ ln[H2O2] = –kt + ln[H2O2]0 
Pela titulação do permanganato de potássio em meio ácido em diferentes espaços de 
tempo (o utilizado na prática consistiu de 8 minutos entre uma alíquota e outra) consegue-
se determinar a concentração remanescente de peróxido de hidrogênio que ainda 
permanece no Erlenmeyer. 
A titulação de alíquotas da mistura reacional em intervalos de tempo deve ser conduzida 
em meio ácido, pois, o mesmo quebra o complexo formado pelo peróxido de hidrogênio e 
cloreto de ferro (III) interrompendo a reação de decomposição além de manter o pH 
adequado para que a seguinte reação de oxiredução ocorra: 
 
2MnO42-(aq) +5H2O2(aq) + 6H+(aq)→ 2Mn2+(aq) + 8H2O(l) +5O2(g) 
Como se mantém a proporção entre o volume de permanganato de potássio gasto na 
titulação com a proporção da concentração do peróxido de hidrogênio na alíquota, podemos 
escrever a lei da velocidade da seguinte maneira: 
lnV(KMnO4,aq) = –kt + lnV0(KMnO4,aq) 
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. 
Como a equação de velocidade é de primeira ordem, podemos usar t1/2 = ln2/k para 
calcular o tempo de meia vida. 
 
2 – Objetivos 
- Determinar a constante de velocidade da reação proposta; 
- Determinar tempo de meia vida da decomposição do peróxido de hidrogênio, reação de 
primeira ordem. 
 
3 – Materiais e Reagentes 
- 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; 
- 01 cronômetro com precisão de décimos do segundo; 
- 01 proveta 250 mL; 
- 01 pipeta graduada 10 mL; 
- 01 Erlenmeyer de 250 mL; 
- 07 Erlenmeyers de 125 mL; 
- 01 pipeta volumétrica de 5 mL; 
- 01 Bureta de 50 mL 
- 01 pêra de borracha ou pipetador de êmbolo; 
- 01 suporte com garra metálica para fixação da bureta. 
 
4 – Procedimentos: 
 Com o auxílio de uma pipeta de volumétrica, adicionou-se 5,0 mL de solução de 
ácido sulfúrico em sete erlemeyer de 125 mL. 
Para o preparo da solução reativa, em uma proveta mediu-se 100 de peróxido de hidrogênio 
que em seguida foi transferido para um Erlenmeyer de 250 mL. Nesse mesmo sistema 
reacional adicionou-se com o auxílio de uma pipeta graduada, 10 mL de solução de solução 
aquosa do catalisador cloreto de férrico (FeCl3). 
Ao término da adição dos 5 mL de solução do catalisador, acionou-se o cronômetro e 
agitou-se a mistura por 8 minutos. 
Adicionou-se a bureta a solução de permanganato de potássio com concentração de 8 x10-
3 mol/L, e aferiu seu menisco, eliminando quaisquer incidências de bolhas. Reservou esse 
sistema para posteriormente iniciar a titulação da primeira alíquota. 
No erlemeyer nº1, adicionou-se 5 mL da solução reativa medida em pipeta volumétrica. 
Imediatamente iniciou-se o processo de titulação da amostra contida no erlemeyer nº 1, 
marcando o tempo de reação. O tempo (em segundos) e o volume de KMnO4 consumido 
foi registrado na Tabela 1. 
Seguiu-se o progresso da reação titulando as demais amostras, adicionando-se 5 mL da 
mistura reativa com intervalos aproximados de 2 minutos até completar as sete titulações. 
 
5– Resultados Experimentais e análise dos resultados: 
Com os dados obtidos no experimento preencheu-se a seguinte tabela: 
 
 
Tabela 1 - Valores de volume de permanganato de potássio gasto na titulação de alíquotas da mistura 
reacional coletadas em diferentes intervalos de tempo (t). 
Erlenmeyer Tempo/s VKMnO4/cm3 lnVKMnO4 
1 522 8,00 2,08 
2 652 4,50 1,50 
3 833 3,50 1,25 
4 991 2,20 0,79 
5 1142 1,50 0,40 
6 1300 1,30 0,26 
7 1451 0,90 -0,10 
 
A partir dos dados experimentais registrados na Tabela 1, foi possível construir o Gráfico 1. 
Por meio regressão linear encontramos equação da reta, y= -0,0022x + 3,0906.( y=ax+b) 
 
Gráfico 1 - Gráfico 1 – lnV(KMnO4, mL) em função do tempo (s) 
 
Sendo a= coeficiente angular negativo que corresponde à constante de velocidade (K) da 
reação catalisada e o b=coeficiente linear, corresponde à concentração do peróxido no 
instante da adição do catalisador. 
Sendo assim, temos que: 
 –K = –0,0022 s–1 ⟹ K = 0,0022 s–1 
 
-0,5
0
0,5
1
1,5
2
2,5
0 200 400 600 800 1000 1200 1400 1600
ln
(K
M
n
O
4
),
 m
L
Tempo (Segundos)
 y= -0,0022x + 3,0906 
Agora que se tem o valor da constante de velocidade e sabendo que a equação é de 
primeira ordem, determinou-se o tempo de meia vida para o peróxido de hidrogênio. 
t1/2 = 
ln⁡(2)
𝐾
 ⟹ t1/2 == 
ln⁡(2)
0,0022
 315,07s 
Chamo a atenção que o tempo de meia vida para essa equação só foi possível calcular 
com essa fórmula por que é uma equação de primeira ordem, porque se fosse para uma 
equação de segunda ordem o tempo de meia vida teria que ter sido calculado com a 
equação t1/2 = 
1
𝐾𝑟[𝐴𝑖]
 e se fosse de ordem zero o tempo de meia vida seria dado por t1/2 = 
[Ai]
2𝐾𝑟
. Para os três casos necessita-se saber o valor da constante de velocidade para calcular 
o tempo de meia vida. O tempo de meia vida que encontramos nessa prática seria o tempo 
necessário para que a concentração atual de H2O2 caísse pela metade em sua 
decomposição catalisada por FeCl3. 
É importante ressaltar que caso o cronômetro fosse acionado antes da adição do 
catalisador, iriamos observar uma variação maior no tempo, em função da ação não ter sido 
simultânea. E, portanto, a variação de tempo seria menor, caso o cronômetro fosse 
acionado depois da adição do catalisador. 
Para determinar a concentração da solução de H2O2, antes da adição do catalisador (t=0), 
basta utilizar a lei integrada da velocidade: ln[H2O2] = –kt + ln[H2O2]0. 
 
6 – Conclusão: 
Através deste experimento e por meio da análise do Gráfico 1, foi possíveldeterminar a 
constante de velocidade (K= 0,0022) e o tempo de meia de uma solução de peróxido de 
hidrogênio (315,07s), através de uma reação de decomposição, que possui cinética de 
primeira ordem. 
 
7 – Referência Bibliográfica: 
P.W.Atkins, Físico-Química, Volume 2, 9ª. Edição, 2012. 
 
Miranda-Pinto, C.O.B. e Souza, E., Manual de Trabalhos Práticos de Físico- 
Química, Editora da UFMG, 2006. 
 
Magalhães, W, F., Fernandes, N. G., Cesar, A, Físico-Químico:Termodinâmica do 
Equilíbrio, Coleção de Livros do Curso de Licenciatura em Química, modalidade a 
Distância. UFMG, 2009. Aulas, 8, 10 e 11. 
 
https://www.google.com.br/search?q=a%C3%A7%C3%A3o+oxidante+do+per%C3
%B3xido+de+hidrog%C3%8Anio&source=lnms&tbm=isch&sa=X&ved=0ahUKEwi
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OJ3ttTTRM: – Acesso em 28/08/2020. 
 
 
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