Físico-Química Experimental Jürgen Andreaus Cinética da Decomposição 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 Acompanhar a cinética química de uma reação através do volume produzido durante o experimento. Montar o gráfico dos valores dos volumes produzid produzidos os de oxigenio oxigenio (leitur (leitura a na proveta proveta)) em diferen diferentes tes temperat temperatura uras s (na temperatura ambiente, 10 graus celcius acima e abaixo). Interpretar os dados do gráfic gráfico o para para determ determina inarr a cons constan tante te de veloc velocida idade de de reaçã reação o nas diver diversa sas s 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 compreensão de alguns cálculos cálculos real realiz izan ando do ante antes s e depo depois is da prát prátic ica. a. Como Como reag reagen ente te,, foi foi util utiliz izad ada a água 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 H 2O2)= 12,6g . 0,35(concentração)=4,4g 4,4g H2O2 - 100 mL X
- 25 mL
X = 1,1 g de H 2O2
n H2O2 = m H2O2
= 1,1 g
P.M. H2O2
= 0,0324 mol H 2O2 34 g/mol
Como a equação a reação é: 2H 2O2 +MnO2 2H2O + O2 + MnO2
n H2O2 / 2 = nO2 = 0,0162mol O 2 ( 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 = lnk 0 – 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 303 0,00330 60 130 402,51 272,51 303 0,00330 120 160 402,51 242,51 303 0,00330 180 165 402,51 237,51 303 0,00330 240 170 402,51 232,51 303 0,00330 300 171 402,51 231,51 Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores.
ln(V∞-Vt) 5,6077 5,4910 5,4702 5,4489 5,4446
Ln k -7,41858 -7,41858 -7,41858 -7,41858 -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. Tabela 3. Resultados obtidos do experimento com T = 313K. T(K) 1/T t(s) Vt (L) V∞(l) V∞-Vt 313 0,00319 60 115 415,79 300,79 313 0,00319 120 135 415,79 280,79 313 0,00319 180 140 415,79 275,79 313 0,00319 240 144 415,79 271,79 313 0,00319 300 145 415,79 270,79 Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores.
ln(V∞-Vt) 5,7064 5,6376 5,6196 5,6050 5,6013
Ln k -7,82405 -7,82405 -7,82405 -7,82405 -7,82405
Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores.
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. Tabela 4. Resultados obtidos do experimento com T = 323K. T(K) 1/T t(s) Vt (L) V∞(l) V∞-Vt 323 0,00310 60 127 429,07 302,07 323 0,00310 120 150 429,07 279,07 323 0,00310 180 157 429,07 272,07 323 0,00310 240 160 429,07 269,07 323 0,00310 300 163 429,07 266,07 Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores.
ln(V∞-Vt) 5,7107 5,6315 5,6061 5,5950 5,5838
A constante de velocidade (k) é igual a 0,0005 mol. mL -1.s-1.
Ln k -7,6009 -7,6009 -7,6009 -7,6009 -7,6009
Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores.
O quarto experimento foi realizado a 60°C (333K). A Tabela 5 demonstra os valores obtidos. Tabela 5. Resultados obtidos do experimento com T = 333K. T(K) 1/T t(s) Vt (L) V∞(l) V∞-Vt 333 0,00300 60 64 442,36 378,36 333 0,00300 120 106 442,36 336,36 333 0,00300 180 136 442,36 306,36 333 0,00300 240 162 442,36 280,36 333 0,00300 300 184 442,36 258,36 Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores.
ln(V∞-Vt) 5,9358 5,8182 5,7248 5,6361 5,5543
Ln k -6,43775 -6,43775 -6,43775 -6,43775 -6,43775
Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores.
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
Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores.
Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores.
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.
