Fís i c o -Q u ím i c a II Pr of .ªRaq u el J u ss ara SáFerr eira E XPERIMENTO ti c a d a D ec o m p o si ção Cat alíti c a d o Per óxi do d e X PERIMENTO 1 : Ci n é Hid ro g ên io .
Alunos: Alunos: Claudemir Alves de Andrade Everton Ehlert Michell Júnior Teixeira Nogueira Data: 06 / 03 / 2013 Temperatura: 27 °C Pressão: 1 atm Objetivos: Acompanhar a cinética da reação de decomposição do peróxido de hidrogênio através do volume de gás O 2 formado em três diferentes temperaturas, e, através da interpretação de gráficos e de cálculos, avaliar a influência da temperatura na velocidade de reação e determinar a energia de ativação da reação. Resu ltad os e Disc us são: No experimento realizado foi utilizado um catalisador, que apenas altera a velocidade de reação, mas não influencia na concentração de reagentes e produtos. Diminui-se a energia de ativação da reação. Observou-se na reação a decomposição do peróxido de hidrogênio, usando o dióxido de manganês como catalisador. Para a coleta do oxigênio produzido na reação, o sistema foi imediatamente fechado até o fim da mesma. Os experimentos foram realizados em três diferentes temperaturas: 13 °C (286 K), 27 °C (300 K) e 45 °C (318 K). Os dados obtidos podem ser vistos nas tabelas e gráficos a seguir: Cálculo do V∞ para as três temperaturas:
2 H2O2(l) ↔ 2 H2O(l) + 1 O2(g)
3g H2O2 ----------- 100 mL X
1 mol H2O2 ------ 34 g
----------- 25 mL
x
X = 0,75g
------- 0,75g
x = 0,022 mol H2O2 y = 0,011 mol O2
Para a temperatura de 286 K: P.V∞ = n.R.T 1atm . V∞ = 0,011mol.0,082atm.L/mol.K.286K V∞ = 258 mL
Tabela 01 – Volumes de gás obtidos nos tempos de 60, 120, 180, 240 e 300 segundos em temperatura de 13 °C. T (K)
1/T
t (s)
286
3,5.10-3
286
3,5.10
286
3,5.10-3
286
3,5.10
286
3,5.10-
Vt (mL) V
(mL)
V -Vt
ln (V -Vt)
ln k
60
58
258,0
200
5,30
-7,26
120
72
258,0
186
5,23
-7,26
180
82
258,0
176
5,17
-7,26
240
84
258,0
174
5,16
-7,26
300
88
258,0
170
5,14
-7,26
Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores. A partir dos dados obtidos na tabela acima, pôde-se construir o seguinte gráfico:
Gráfico 1: Tempo em Função de ln (V ∞ - Vt) para Temperatura de 13 °C
5.32
y = -0.0007x + 5.317 R² = 0.8947
5.28 5.24 ) t V - 5.2 ∞
V ( 5.16 n l
5.12 5.08 0
60
120
180
240
300
360
Tempo (s) Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores. O gráfico acima mostra que na temperatura de 13 °C, a constante de velocidade k da reação é de -0,0007, logo, o ln |k| é igual a -7,26.
Para a temperatura de 300 K, temo um V∞ de: P.V∞ = n.R.T 1atm . V∞ = 0,011mol.0,082atm.L/mol.K.300K V∞ = 270,6 mL
Tabela 02 – Volumes de gás obtidos nos tempos de 60, 120, 180, 240 e 300 segundos em temperatura de 27 °C. T (K)
1/T
t (s)
Vt (mL)
V -Vt
ln (V -Vt)
ln k
300
3,3.10-
60
62
270,6
208,6
5,34
-7,41
300
3,3.10-
120
88
270,6
182,6
5,21
-7,41
300
3,3.10-
180
100
270,6
170,6
5,14
-7,41
300
3,3.10-
240
104
270,6
166,6
5,12
-7,41
300
3,3.10-
300
106
270,6
164,6
5,10
-7,41
V
(mL)
Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores. A partir dos dados obtidos nesta segunda tabela, pôde-se construir o gráfico 2.
Gráfico 2: Tempo em Função de ln (V ∞ - Vt) para Temperatura de 27 °C
5.22
y = -0.0006x + 5.265 R² = 0.8909
5.2 ) t5.18 V - 5.16 ∞
V ( 5.14 n5.12 l
5.1 5.08 0
60
120
180
Tempo (s)
240
300
360
Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores. Este segundo gráfico mostra que a constante de velocidade k na temperatura de 27 °C é de -0,0006, logo o ln |k| é igual a -7,41. Para a temperatura de 318 K, temos um V∞ de: P.V∞ = n.R.T 1atm . V∞ = 0,011mol.0,082atm.L/mol.K.318K V∞ = 286,8 mL
Tabela 03 – Volumes de gás obtidos nos tempos de 60, 120, 180, 240 e 300 segundos em temperatura de 45 °C. T (K)
1/T
t (s)
Vt (mL) V
V -Vt
ln (V -Vt)
ln k
318
3,14.10-3
60
90
286,8
196,8
5,28
-8,11
318
3,14.10-
120
101
286,8
185,8
5,22
-8,11
318
3,14.10-3
180
104
286,8
182,8
5,21
-8,11
318
3,14.10-
240
106
286,8
180,8
5,20
-8,11
318
3,14.10-3
300
108
286,8
178,8
5,19
-8,11
(mL)
Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores E a partir desta terceira tabela, construiu-se o seguinte gráfico:
Gráfico 3: Tempo em Função de ln (V ∞ - Vt) para Temperatura de 45 °C 5.3
y = -0.0003x + 5.28 R² = 0.8
5.28 ) t5.26 V - 5.24 ∞
V ( 5.22 n 5.2 l
5.18 5.16 0
60
120
180
240
300
360
Tempo (s) Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores. O gráfico três mostra que a constante de velocidade k para a reação a 45 °C é igual a -0,0003, logo o ln |k| é -8,11. A partir dos valores de k em diferentes temperaturas, construiu-se um gráfico do ln das velocidades em função do inverso da temperatura. Conhecendo a equação de Arrhenius, pôde-se relacionar esta equação com uma equação do tipo y = a.x + b, produzida no gráfico a seguir, possibilitando a determinação da energia de ativação da reação estudada. Tabela 04 – Parâmetros para a construção do gráfico da equação de Arrhenius.
K (s- )
T(K)
ln K
1/T
0,0007
286
-7,26
0,0035
0,0006
300
-7,41
0,0033
0,0003
318
-8,11
0,0031
Gráfico 4: ln K em função de 1/T -7 0
0.5
1
1.5
2
2.5
3
3.5
-7.2
y = -0.425x - 6.7433 R² = 0.8775
-7.4 K -7.6 n l
-7.8 -8 -8.2
1/T .10-3 (K)
Fonte: Dados obtidos experimentalmente pelos autores. Relacionando a equação da reta obtida no gráfico acima e a equação de Arrhenius, temos que -0,425 = -Ea / (2,303 . 8,314 J.mol-1.K-1). Logo Ea = 8,14 J/mol. Co n cl us ão : Através da prática realizada, concluiu-se que à medida que a temperatura do sistema aumenta, também aumenta o número de moléculas com energia suficiente para reagir quando colidem entre si. Logo a reação tende a ser mais favorecida com o aumento da temperatura. Pela construção do gráfico de ln K versus 1/T (K), calculou-se a energia de ativação da reação, através do coeficiente angular da equação da reta obtida. Observou-se que uma elevada energia de ativação corresponde a uma velocidade de reação que é muito sensível à temperatura (a curva de Arrhenius tem uma inclinação acentuada). Uma pequena energia de ativação indica uma velocidade de reação que varia apenas ligeiramente com a temperatura (a curva de Arrhenius tem uma inclinação pequena). Conclui-se também que a cinética de reação é
de primeira ordem, pois o valor de K se manteve praticamente constante. Pela equação de Arrhenius não se pode determinar se a reação é exo- ou endotérmica. Fontes de erro:
Erros na medição do volume de O 2 produzido na reação, por causa da sua solubilidade em água;
Vapor de água produzido durante a reação, que influi na leitura do volume de O2. Ou seja, além do O2 têm-se partículas de água no estado gasoso.
O nível da água de ambas as vidrarias (béquer e proveta) deveriam sempre estar na mesma altura, por causa da diferença de pressão;
Controle do tempo pelo cronômetro;
Concentração do peróxido de hidrogênio, que poderia estar alterada já no próprio frasco.
Perda de O2 devido ao tempo gasto a partir do início da reação até vedar totalmente o sistema.
Qu est io n ári o : 1. Qual o mecanismo que se pode propor para a reação do experimento? Um catalisador combina-se com os reagentes para formar espécie químicas intermediárias e que estas, por sua vez, se decompõem para formar os produtos da reacção e libertar o catalisador adicionado sem qualquer alteração. A formação de espécies químicas intermediárias sugere que durante o decorrer da reacção química o catalisador pode reagir com os reagentes produzindo espécies químicas intermediárias instáveis que reagem rapidamente originando os produtos da reação. 2. Quais os erros do experimento? Descrito anteriormente.
3. Discuta sobre os diferentes tipos de catálise. Existem três tipos genéricos de catálise, a catálise homogênea, a catálise heterogênea e a catálise enzimática. Na catálise homogênea os
reagentes e o catalisador encontram-se na mesma fase, em geral, líquida. Além disso, a reação evolui através de espécies intermediárias com menor energia de ativação e tem, normalmente, mais do que um passo (Chang, 2004). Na catálise heterogênea os reagentes e o catalisador encontram-se em fases diferentes. Usualmente o catalisador é um sólido e os reagentes são gasosos ou líquidos. os líquidos são absorvidos na superfície do catalisador, formando ligações fracas com os átomos metálicos do catalisador (Chang, 2004). A catálise enzimática é aquela em que o catalisador é, necessariamente, uma enzima. Este tipo de catálise é, geralmente, também homogênea (Chang, 2004).
4. Demonstre como se chega à equação de velocidade (equação 3) a partir da lei de velocidade (equação 2) de decomposição do peróxido de hidrogênio.
