relatório 2 - cinética da decomposição do peróxido de hidrogenio (1)

7/30/2019 Relatrio 2 - Cintica da Decomposio do Perxido de Hidrogenio (1)

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Fsico-Qumica Experimental

Jrgen Andreaus

Cintica da Decomposio do Perxido de Hidrognio. N 02

Alunos: Charles Antnio Artunio Jonathan Bett

Mayke Czar Wippel

Data: 18/03/2012

Temperatura: 30C

Presso: 1 atm.

Objetivos:

Acompanhar a cintica qumica de uma reao atravs do volumeproduzido durante o experimento. Montar o grfico dos valores dos volumesproduzidos de oxigenio (leitura na proveta) em diferentes temperaturas (natemperatura ambiente, 10 graus celcius acima e abaixo). Interpretar os dados dogrfico para determinar a constante de velocidade de reao nas diversastemperaturas em que os experimentos foram realizados e comparar os valoresentre si. Utilizar tecnicas de algebra linear e calclo numrico para determinar aenergia de ativo da reao. Observar como o funcionamento de uma reao

com catalisador (catlise) e sua importncia.

Resultados e Discusso:

A anlise dos dados obtidos requer a compreenso de alguns clculosrealizando antes e depois da prtica. Como reagente, foi utilizada guaoxigenada 3%. A soluo disponvel em laboratrio era 35%, assim, de acordocom o clculo seguinte foram diludos 8,57mL de H2O2 para 100 mL.

M1 * V1 = M2 * V2

0,35 * V1 = 0,03 * 100

V1= 8,57 mL

Esse valor utilizado para o clculo de V que, por sua vez, necessrio


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para realizao do clculo da constante de velocidade (k). V obtido daseguinte forma:

8,57. 1,126(densidade da H2O2)= 12,6g . 0,35(concentrao) = 2,188g

2,188 g H2O2 - 100 mL

X - 25 mL

X = 0,547 g de H2O2

n H2O2 = m H2O2 = 0,547 g = 0,01608 mol H2O2

P.M. H2O2 34 g/mol

Como a equao a reao : 2H2O2 +MnO2 2H2O + O2 + MnO2

n H2O2/ 2 = nO2 = 0,00804 mol O2 (2 H2O2 2 H2O+ O2 +MnO2)

P(ambiente/atm) * V(L) = nO2 * R * T (K)

1 * V(L) = 0,00804 * 0,082 * 303

V(L) = 0,1997 L > T=303K

V(L) = 0,2063 L > T=313K

V(L) = 0,2129 L > T=323K

V(L) = 0,2195 L > T=333K

Pela equao k.t = ln(V - Vt) ln(V), temos que isolando t, isto ,fazendo-o em funo de ln(V - Vt), temos que k igual ao negativo do inversodo coeficiente angular (a).

k = -1/ a

Pela equao de Arrhenius, temos lnk = lnk0 E/RT. Assim, fazendo ln(k)em funo de 1/T, temos que a energia de ativao (E) igual ao coeficienteangular negativo (a) multiplicado por R (constante dos gases).

E = -a.R

Primeiramente, o ensaio foi realizado a 30C (303K). Os resultados


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obtidos esto listados na Tabela 1, referenciada de acordo com a temperatura,que demonstrou ser fator determinante na prtica. (os valores obtidos nesteexperimento, no esto corretos, pois no momento que colocamos em pratica areao a chapa estava muito quente).

Tabela 1. Resultados obtidos do experimento com T = 303K.

T(K) 1/T t(s) Vt (L) V(l) V-Vt ln(V-Vt) Ln k

303 0,00330 60 130 199,76 69,76 4,2451 -5,68398303 0,00330 120 160 199,76 39,76 3,6829 -5,68398303 0,00330 180 165 199,76 34,76 3,5485 -5,68398303 0,00330 240 170 199,76 29,76 3,3932 -5,68398303 0,00330 300 171 199,76 28,76 3,3590 -5,68398

Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores.


A constante de velocidade (k) obtida igual a 0,0034 mol. mL-1.s-1.

Em seguida, o ensaio foi realizado a 40C (313K). Os dados foramexpressos de acordo com a Tabela 3.



313 0,00319 60 115 206,35 91,35 4,5147 -6,43775

313 0,00319 120 135 206,35 71,35 4,2677 -6,43775313 0,00319 180 140 206,35 66,35 4,1950 -6,43775313 0,00319 240 144 206,35 62,35 4,1328 -6,43775313 0,00319 300 145 206,35 61,35 4,1167 -6,43775



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A constante de velocidade (k) obtida igual a 0,0016 mol. mL-1.s-1.

A terceira etapa foi realizada a 50C (323K). A Tabela 4,Error: Referencesource not foundapresenta os resultados obtidos.

Tabela 4. Resultados obtidos do experimento com T = 323K.T(K) 1/T t(s) Vt (L) V(l) V-Vt ln(V-Vt) Ln k

323 0,00310 60 127 212,95 85,95 4,4537 -6,16582323 0,00310 120 150 212,95 62,95 4,1423 -6,16582

323 0,00310 180 157 212,95 55,95 4,0244 -6,16582323 0,00310 240 160 212,95 52,95 3,9693 -6,16582323 0,00310 300 163 212,95 49,95 3,9110 -6,16582



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A constante de velocidade (k) igual a 0,0021 mols. mL-1.s-1.

O quarto experimento foi realizado a 60C (333K). A Tabela 5 demonstraos valores obtidos.



333 0,00300 60 160 219,54 59,54 4,0867 -5,1499333 0,00300 120 185 219,54 34,54 3,5421 -5,1499333 0,00300 180 195 219,54 24,54 3,2003 -5,1499333 0,00300 240 202 219,54 17,54 2,8645 -5,1499333 0,00300 300 205 219,54 14,54 2,6769 -5,1499



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O valor da constante de velocidade (k) igual a 0,0058 mols. mL -1.s-1.

Para cada etapa do experimento foi determinada a constante develocidade, enquanto a energia de ativao foi obtida baseada nos valores de kobtidos em todas as etapas, de acordo com a Tabela 6.

Tabela 6. Valores obtidos nos experimentos para o clculo da Energia de Ativao.

T(K) 1/T Ln k

303 0,00330 -5,6840

3130,00319 -6,4378

3230,00310 -6,1658

3330,00300 -5,1499



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Para calcular a energia de ativao, foi usada a seguinte formula:

E = -a.R

E = -(-1777,4.8,31 J.mol-1.K-1)

E = 14770,194 J.mol-1.K-1

E = 14,770 kJ. mol-1.K-1

Concluso:

Acompanhando a cintica da reao, e observando os grficos dosvolumes de oxignio nas trs diferentes temperaturas, conclui-se que umcatalisador altera a velocidade atravs da alterao da sua energia de ativao,e a mesma esta sujeita alterao caso o catalisador seja submetido adiferentes temperaturas. Neste experimento acompanhamos a reaoobservando o volume de oxignio que foi formado. Quanto maior a temperaturado sistema, maior a quantidade de oxignio formado, ou seja, maior avelocidade da reao.

Fontes de erro:

Termmetro impreciso, proveta imprecisa, montagem impreciso daaparelhagem, reagentes em concentraes equivocadas. (principio ativoinconstante), agitador no regulado, temperatura ambiente oscilante, kitassatocontaminado.

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