relatório 2 - cinética da decomposição do peróxido de hidrogenio

Físico-Química Experimental

Jürgen Andreaus

Cinética da Decomposição do Peróxido de Hidrogênio. N° 02

Alunos: Charles Antônio Artunio Jonathan Bett Mayke Cézar Wippel

Data: 18/03/2012

Temperatura: 30°C

Pressão: 1atm.

Objetivos:

Acompanhar a cinética química de uma reação através do volume produzido durante o experimento. Montar o gráfico dos valores dos volumes produzidos de oxigenio (leitura na proveta) em diferentes temperaturas (na temperatura ambiente, 10 graus celcius acima e abaixo). Interpretar os dados do gráfico para determinar a constante de velocidade de reação nas diversas temperaturas em que os experimentos foram realizados e comparar os valores entre si. Utilizar tecnicas de algebra linear e calcúlo numérico para determinar a energia de ativção da reação. Observar como é o funcionamento de uma reação com catalisador (catálise) e sua importância.

Resultados e Discussão:

A análise dos dados obtidos requer a compreensão de alguns cálculos realizando antes e depois da prática. Como reagente, foi utilizada água oxigenada 3%. A solução disponível em laboratório era 35%, assim, de acordo com o cálculo seguinte foram diluídos 8,57mL de H2O2 para 100 mL.

M1 * V1 = M2 * V2

0,35 * V1 = 0,03 * 100

V1= 8,57 mL

Esse valor é utilizado para o cálculo de V∞ que, por sua vez, é necessário para realização do cálculo da constante de velocidade (k). V∞ é obtido da seguinte forma:

8,57.1,47(densidade da H2O2)= 12,6g . 0,35(concentração)=4,4g

4,4g H2O2 - 100 mL

X - 25 mL

X = 1,1 g de H2O2

n H2O2 = m H2O2 = 1,1 g = 0,0324 mol H2O2

P.M. H2O2 34 g/mol

Como a equação a reação é: 2H2O2 +MnO2 2H2O + O2 + MnO2

n H2O2 / 2 = nO2 = 0,0162mol O2 ( 2 H2O2 ↔ 2 H2O + O2 + MnO2 )

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

1 * V∞(L) = 0,0162 * 0,082 * 303

V∞(L) = 0,4025 L > T=303K

V∞(L) = 0,4157 L > T=313K

V∞(L) = 0,4290 L > T=323K

V∞(L) = 0,4423 L > T=333K

Pela equação –k.t = ln(V∞ - Vt) – ln(V∞), temos que isolando t, isto é, fazendo-o em função de ln(V∞ - Vt), temos que k é igual ao negativo do inverso do coeficiente angular (a).

k = -1/ a

Pela equação de Arrhenius, temos lnk = lnk0 – E/RT. Assim, fazendo ln(k) em função de 1/T, temos que a energia de ativação (E) é igual ao coeficiente angular negativo (a) multiplicado por R (constante dos gases).

E = -a.R

Primeiramente, o ensaio foi realizado a 30°C (303K). Os resultados obtidos estão listados na Tabela 1, referenciada de acordo com a temperatura, que demonstrou ser fator determinante na prática.

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 k303 0,00330 60 130 402,51 272,51 5,6077 -7,41858303 0,00330 120 160 402,51 242,51 5,4910 -7,41858303 0,00330 180 165 402,51 237,51 5,4702 -7,41858303 0,00330 240 170 402,51 232,51 5,4489 -7,41858303 0,00330 300 171 402,51 231,51 5,4446 -7,41858

Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores.


A constante de velocidade (k) obtida é igual a 0, 0006 mol. mL-1.s-1. A energia de ativação (E) é igual a.

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




A constante de velocidade (k) obtida é igual a 0, 0004 mol. mL-1.s-1. O valor obtido para energia de ativação é.

A terceira etapa foi realizada a 50°C (323K). A Tabela 4,Error: Reference source not found apresenta os resultados obtidos.



A constante de velocidade (k) é igual a 0,0005 mol. mL-1.s-1.


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




O valor da constante de velocidade (k) é igual a 0,0016 mol. mL-1.s-1.

Para cada etapa do experimento foi determinada a constante de velocidade, enquanto a energia de ativação foi obtida baseada nos valores de k obtidos em todas as etapas, de acordo com a Tabela 6.

Tabela 6. Valores obtidos nos experimentos para o cálculo da Energia de Ativação.T(K) 1/T Ln k

303 0,00330 -7,4185

313 0,00319 -7,8240

323 0,00310 -7,6009

333 0,00300 -6,4377



Conclusão:

Acompanhando a cinética da reação, e observando os gráficos dos volumes de oxigênio nas três diferentes temperaturas, conclui-se que um catalisador altera a velocidade através da alteração da sua energia de ativação, e a mesma esta sujeita a alteração caso o catalisador seja submetido a diferentes temperaturas. Neste experimento acompanhamos a reação observando o volume de oxigênio que foi formado. Quanto maior a temperatura do sistema, maior a quantidade de oxigênio formado, ou seja, maior a velocidade da reação

Fontes de erro:

Termômetro impreciso, proveta imprecisa, montagem impreciso da aparelhagem, reagentes em concentrações equivocadas. (principio ativo inconstante), agitador não regulado, temperatura ambiente oscilante, kitassato contaminado.

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