Relatório 6_ Catalisadores docx

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA
INSTITUTO DE QUÍMICA
RELATÓRIO 6:
CATALISADORES – ESTUDO CINÉTICO DA DECOMPOSIÇÃO CATALÍTICA
DO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO
JUCIARA NAYARA DA SILVA MELO
NATANNY KELLY DO NASCIMENTO SILVA
NATAL/RN
2022
1. INTRODUÇÃO
A velocidade de muitas reações químicas aumenta na presença de um catalisador,
substância que sem ser consumida durante a reação, aumenta a sua velocidade.
Catalisadores são espécies químicas que possuem a propriedade de aumentar a
velocidade de uma reação sem que esta sofra alterações permanentes, tanto no que diz
respeito à composição química como à quantidade, e são usados numa etapa do
mecanismo da reação e é regenerada na etapa posterior, pois agem provocando um novo
caminho reacional, no qual tem uma menor energia de ativação. Catálise é o nome dado
a estas reações que acontecem na presença de catalisadores.
Ao contrário do que se possa imaginar, a temperatura não funciona como
catalisador, apesar de, o aumento desta, acelerar a reação. Porém, entende-se por
catalisador, aquele composto que acelera a reação e diminui a energia de ativação da
mesma, o que não ocorre com a elevação da temperatura, que propicia um aumento da
energia do meio reacional e não uma diminuição da energia de ativação.
Alguns catalisadores, por exemplo, ácidos e bases, exibem efeito catalítico sobre
uma grande diversidade de reações químicas. Os mais apreciados, entretanto, são os
catalisadores específicos, que aceleram apenas uma determinada reação, sem afetar as
outras. Na presença de um catalisador, uma reação química pode ocorrer até um milhão
de vezes mais rápidas e reações extremamente lentas tornam-se viáveis, podendo
ser obtidos altos rendimentos dos produtos em curto tempo. Geralmente, basta adicionar
uma pequena quantidade de um catalisador ao sistema reacional para obter um efeito
significativo.
A Figura 1 compara o percurso de uma reação não-catalisada com o da
catalisada. Observa-se que o ∆H da reação é independente do mecanismo da reação e
depende somente da identidade dos reagentes e produtos. Entretanto, a energia de
ativação da reação catalisada é menor do que a da não-catalisada, ou seja, numa dada
temperatura, um maior número de moléculas reagentes possui a energia de ativação
necessária para a reação catalisada do que para a não-catalisada, assim o mecanismo
catalisado predomina, pois mais moléculas seguirão o novo mecanismo.
Figura 1 – Gráfico comparativo de uma reação sem catalisador e uma reação com catalisador.
O peróxido de hidrogênio é um dos oxidantes mais versáteis que existe, superior
ao cloro, dióxido de cloro e permanganato de potássio; através de catálise, H2O2 pode
ser convertido em radical hidroxila, com reatividade inferior apenas ao flúor. O
peróxido de hidrogênio pode também ser empregado como agente redutor.
Apesar do poder de reação, peróxido de hidrogênio é um metabólito natural em
muitos organismos o qual, quando decomposto, resulta em oxigênio molecular e água. É
formado pela ação da luz solar na água em presença de substâncias húmicas. É
reconhecidamente citado como o oxidante mais eficiente na conversão de SO2 em SO42-,
um dos maiores responsáveis pela acidez das águas de chuva. Estudos têm demonstrado
que a formação de peróxido de hidrogênio pode estar relacionada com a presença de
espécies químicas, tais como SO42-, NO3- e H+, nível de precipitação das chuvas,
temperatura, direção do vento, intensidade da radiação solar etc. Acredita-se também
que as descargas elétricas (raios) contribuem para incrementar a sua concentração. De
fato, amostras de águas de chuva coletadas antes e após temporal com raios e trovões
apresentaram dados de H2O2 iguais a 3 e 15 µmol L-1 respectivamente.
Sob temperatura ambiente, o peróxido de hidrogênio é estável, se devidamente
armazenado. Pequenas perdas, de até 1% (m/v) ao ano, podem ocorrer no
armazenamento em grandes tanques. A sua decomposição libera oxigênio molecular e
calor; em soluções diluídas, o calor é facilmente absorvido pela água presente e, em
soluções mais concentradas, o calor aumenta a temperatura e acelera a taxa de
decomposição do reagente. Estabilizadores especiais são adicionados durante a
produção do mesmo e inibem a decomposição catalítica causada pelo efeito de metais,
luz UV, e outras impurezas que podem acidentalmente contaminar o reagente durante a
estocagem e manuseio. Dependendo da concentração, o peróxido de hidrogênio não
queima de forma espontânea, porém sua decomposição libera oxigênio o qual alimenta
uma combustão. Incêndios envolvendo peróxido de hidrogênio são melhores
controlados empregando-se grandes quantidades de água. A reação de decomposição do
peróxido de hidrogênio se encontra abaixo:
H2O2(aq) H2O(l)+ 1/2O2(g)
Porém, na ausência de um catalisador, essa reação é considerada lenta. Porém,
quando adicionado um catalisador, por exemplo o nitrato férrico, acelera-se o tempo da
decomposição. Essa reação é monitorada pela permanganimetria, onde se analisa a
concentração residual do peróxido em intervalos ao longo do tempo de acordo com a
seguinte reação:
[H2O2] = nH2O2/ Valíquota
A partir desses valores obtidos é possível achar a lei da velocidade integrada e
determinar a ordem da reação. A ordem de uma reação química é a relação matemática
existente entre a velocidade e as concentrações dos reagentes, ou seja, é a soma dos
expoentes das concentrações dos reagentes na lei da velocidade. Outra propriedade
importante dos compostos é o seu tempo de meia vida, que é o intervalo de tempo em
que uma amostra do elemento estudado se reduz à metade.
2. OBJETIVOS
Os objetivos deste relatório são:
● Fazer um estudo comparativo da decomposição de peróxido de hidrogênio
pelo uso de catalisadores;
● Determinar a concentração de peróxido de hidrogênio residual a partir da
análise volumétrica (permanganimetria);
● Identificar se a reação é de ordem zero, primeira ordem ou de segunda
ordem, para depois determinar a constante de velocidade da reação e o tempo
de meia-vida para cada etapa.
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. Material
● Becker
● Cronômetro
● Erlenmeyers de 125 mL;
● Buretas;
● Provetas de 100 mL;
● Pipetas de 5 mL;
3.2. Reagentes
● Solução Padrão de KMnO4 0,02 mol.L-1
● Solução de H2SO4 1 mol.L-1
● Solução 0,6% de H2O2;
● PbO2;
● Solução de Fe(NO3)3 0,05 mol.L-1 + HNO3 0,4 mol.L-1;
3.3. Procedimento Experimental
Etapa A - Verificação de decomposição da água oxigenada em solução aquosa na
ausência de catalisadores:
a) Em um erlenmeyer (A1) de 125 mL, adicionou-se 75 mL da solução de H2O2 0,6% e
15 mL de água destilada e anotou-se o tempo inicial (T1).
b) Em seguida, transferiu-se uma alíquota de 5mL da solução (A1) para outro
erlenmeyer (A2) de 125 mL contendo, previamente, 5mL de H2SO4 1mol.L-1, iniciou-se
a cronometragem de 5min e realizou-se imediatamente a titulação da solução com
KMnO4 0,02 mol.L-1. Anotou-se o volume de KMnO4 consumido nas etapas.
c) Repetiu-se o passo b, a cada 5min, até o tempo final de 30 min, totalizando seis
titulações. Logo após realizar a primeira titulação iniciou-se a Etapa B.
Etapa B - Verificação da decomposição da água oxigenada em solução aquosa
contendo nitrato férrico:
a) Em um erlenmeyer (B1) de 125 mL, adicionou-se 75 mL da solução de H2O2 0,6% e
15 mL da solução de Fe(NO3)3 0,05 mol.L-1 + HNO3 0,4 mol.L-1 e anotou-se o tempo
inicial (T2).
b. Transferiu-se uma alíquota de 5mL da solução (B1) para outro erlenmeyer (B2) de
125 mL contendo, previamente, 5 mL de H2SO4 1mol.L-1, em seguida procede-se da
mesma forma como no passo b da Etapa A.
c. Repetiu-se o passo b, a cada 5min, até um tempo final de 30 min, totalizando 6
titulações. Logo após realizar a primeira titulação iniciou-se a Etapa C.
Etapa C - Verificação da decomposição da água oxigenada em meio aquoso
contendo MnO2:
a. Em um erlenmeyer (C1) de 125 mL, adicionou-se 75 mL da solução de H2O2 0,6% e
45 mgde PbO2 e anotou-se o tempo inicial (T3).
b. Transferiu-se uma alíquota de 5 mL da solução (C1) para ou erlenmeyer (C2) de 125
mL contendo, previamente, 5 mL de H2SO4 1mol.L-1, em seguida procedeu-se da mesma
forma como do passo b da Etapa A.
c. Repetiu-se o passo b, a cada 5min, até um tempo final de 30 min, totalizando 6
titulações.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
O experimento foi realizado em 3 etapas, de forma que em cada etapa
verificou-se a decomposição da água oxigenada em diferentes meios. Para isso, em cada
uma das etapas foram preparadas soluções (A1, B1 e C1) de H2O2 0,6% e outros
componentes.
A etapa A foi realizada na ausência de catalisadores ou promotores de
catalisador, usando-se apenas água destilada na preparação da solução A1; a etapa B foi
feita em solução aquosa contendo nitrato férrico (catalisador); na etapa C usou-se óxido
dióxido de chumbo (promotor). O nitrato férrico é usado como catalisador,
possibilitando um caminho alternativo para a decomposição do peróxido de hidrogênio,
através da diminuição da energia de ativação da reação.
Em cada uma dessas etapas também foram feitas soluções (A2, B2 e C2)
formadas por 5 mL das soluções iniciais e por 5 mL do ácido sulfúrico 1 mol.L-1, que
por sua vez, foram tituladas com uma solução de KMnO4 0,02 mol.L-1. O ácido
sulfúrico foi utilizado na solução para parar a decomposição da água oxigenada, já que
este reage com o complexo molecular quebrando-o, fazendo com que o cloreto férrico
transforme-se em sulfato. Os volumes de permanganato consumidos em cada uma
dessas etapas podem ser observados na Tabela 1:
Tabela 1: Valores de permanganato usado para cada etapa
ETAPA A ETAPA B ETAPA C
T (min) V de KmnO4 (mL) T (min) V de KmnO4 (mL) T (min) V de KmnO4 (mL)
5 18,4 5 18,3 5 15,0
10 18,7 10 17,7 10 14,1
15 19,0 15 17,4 15 12,5
20 19,4 20 16,3 20 11,6
25 19,3 25 15,8 25 10,6
30 19,7 30 15,2 30 9,5
Observa-se que à medida que vai passando o tempo de reação vai diminuindo o
valor do volume de permanganato de potássio, no caso, o titular. Isso ocorre pelo fato
dos últimos frascos titulados, o peróxido já estava mais decomposto, entrando em
equilíbrio então mais rapidamente do que os que recém começaram a se desintegrar.
Observa-se também que os as etapas que possuíam catalisador gastaram um
menor volume de titulante. Isso ocorre porque o catalisador é uma substância que
aumenta a velocidade de uma reação, permanecendo inalterado qualitativa e
quantitativamente no final da reação. Os catalisadores encontram “caminhos
alternativos”, ou seja, outra rota reacional que apresenta uma menor energia de ativação.
O abaixamento da energia de ativação é que determina o aumento da velocidade da
reação. Na etapa C, pode-se observar que o catalisador foi mais eficiente, esse fato é
comprovado, visto que na etapa C apresenta os menores volumes gastos de titulante.
Sabendo-se que o permanganato de potássio possui uma concentração igual a
0,02 mol.L-1 e medindo-se o seu volume necessário para se realizar a titulação, pode-se
determinar o número de mols desse composto, dessa forma, o número de mols do
peróxido de hidrogênio pode ser dado através da seguinte relação:
E a partir do número de mols encontrado, é possível calcular as concentrações de
peróxido de hidrogênio no decorrer de cada uma das etapas pela seguinte equação:
[H2O2] = nH2O2/ Valíquota
A Tabela 2 apresenta os resultados de concentração do peróxido de hidrogênio:
Tabela 2: Concentração de H2O2 nas três etapas:
ETAPA A ETAPA B ETAPA C
T (min) [H2O2] (mol.L-1) T (min) [H2O2] (mol.L-1) T (min) [H2O2] (mol.L-1)
5 0,184 5 0,183 5 0,150
10 0,187 10 0,177 10 0,141
15 0,19 15 0,174 15 0,125
20 0,194 20 0,163 20 0,116
25 0,193 25 0,158 25 0,106
30 0,197 30 0,152 30 0,095
Para determinar se as reações desenvolvidas por cada uma das etapas são de
ordem de reação zero, primeira ou segunda ordem, deve-se construir os gráficos de
[H2O2]0 + k.t, ln[H2O2] x t e1/[H2O2] x t para cada uma das 3 etapas e analisar o valor do
coeficiente de correlação linear, R, que mede o grau de associação linear entre duas
variáveis, indicando qual gráfico melhor representa a lei de velocidade de uma etapa.
Portanto, tem-se os seguintes gráficos:
● Etapa A
Figura 2 – Gráfico do tempo versus a concentração de H2O2
Figura 3 – Gráfico do tempo versus ln da concentração de H2O2
Figura 4 – Gráfico do tempo versus 1/[H2O2]
Analisando os gráficos acima podemos observar que a linha de tendência linear
mais confiável é a apresentada na Figura 3, pois o seu valor de R2 está mais próximo de
1. Como o gráfico dos valores de ln[A] em função do tempo tende a para uma linha reta,
podemos inferir que a essa reação é de primeira ordem. Então temos que:
Calculando o tempo de meia vida temos que:
● Etapa B
Figura 5 – Gráfico do tempo versus a concentração de H2O2
Figura 6 – Gráfico do tempo versus ln da concentração de H2O2
Figura 7 – Gráfico do tempo versus 1/[H2O2]
Analisando os gráficos acima podemos observar que a linha de tendência linear
mais confiável é a apresentada na Figura 7, pois o seu valor de R2 está mais próximo de
1. Como o gráfico dos valores de 1/[H2O2] em função do tempo tende a para uma linha
reta, podemos inferir que essa reação é de segunda ordem. Então temos que:
Calculando o tempo de meia vida temos que:
● Etapa C
Figura 8 – Gráfico do tempo versus a concentração de H2O2
Figura 9 – Gráfico do tempo versus ln da concentração de H2O2
Figura 10 – Gráfico do tempo versus 1/[H2O2]
Analisando os gráficos acima podemos observar que a linha de tendência linear
mais confiável é a apresentada na Figura 8, pois o seu valor de R2 está mais próximo de
1. Como o gráfico dos valores de [H2O2] em função do tempo tende a para uma linha
reta, podemos inferir que essa reação é de ordem zero. Então temos que:
Calculando o tempo de meia vida temos que:
Quando comparamos os valores do tempo de meia vida das quatro etapas
encontramos que: Etapa C < Etapa B < Etapa A. Esse resultado já era esperado, pois na
etapa C havia um promotor da reação. O promotor atua aumentando a eficiência do
catalisador, fazendo com que a reação se desenvolva em uma velocidade maior caso
presença apenas do catalisador, ou seja, diminuindo seu tempo de meia vida. Na etapa B
havia o catalisador na reação, acelerando a velocidade da reação e diminuindo o tempo
de meia vida, mas não tanto quanto um catalisador na presença do promotor. A etapa A
foi a mais lenta pois não apresentava nem promotor nem catalisador.
5. CONCLUSÃO
A partir do experimento, pode-se determinar a constante de velocidade da reação
e o tempo de meia vida de cada etapa realizada através da determinação da ordem de
reação pela análise dos gráficos plotados e dos valores de R2, onde os valores de R2
mais próximos de 1 dão uma confiabilidade maior ao resultado.
Concluiu-se que os valores obtidos durante o experimento estão de acordo com a
literatura, pois à atuação de um catalisador juntamente com um promotor aumenta
consideravelmente a velocidade da reação, diminuindo bastante o tempo de meia vida
da reação e a atuação isolada do catalisador na reação também aumenta a velocidade da
reação. Considerando a atuação isolada do promotor durante a reação, o resultado não
foi esperado, pois a velocidade da reação deveria ter permanecido próxima da
velocidade da etapa A (sem promotor e sem catalisador). Esse fato foi atribuído a um
possível erro do analista ou algum problema no instrumento de análise, utilizado pelo
analista.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Apostila de Química Analítica A, Profº. Soraya Moreno Palácio. 1º semestre,
UNIOESTE-Toledo-PR;
ATKINS, P. W. Físico-química, 6a ed. vol. 1, Rio de Janeiro:Livros técnicos e
Científicos, 1999;
BUENO, W. A. e DEGRÈVE, L. Manual de Laboratório de Físico-Química;
NETZ, P. A. e GONZÁLEZ-ORTEGA, G. Fundamentos de Físico-Química. Porto
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CASTELLAN, G; Fundamentos de físico-química. 2ª ed., Vol.2, Editora LTC S.A.,Rio
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BRADY, James E.; RUSSEL, Joel W.; HOLUM, John R. Química: a matéria e suas
transformações. 3ª ed., Vol.2, Editora LTC S.A., Rio de Janeiro, RJ, 2003;
Ordem de uma reação. Disponível em:
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ordem-uma-reacao.htm
Meia-vida. Disponível em: http://brasilescola.uol.com.br/fisica/meiavida.htm
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ordem-uma-reacao.htm
http://brasilescola.uol.com.br/fisica/meiavida.htm