Experiência 06 – decomposiçÃo catalítica de hipoclorito



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Encontro12.02.2018
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Experiência 06 – Decomposição Catalítica de Hipoclorito
1. Sinopse teórica.

O estudo cinético de uma reação química compreende a determinação da equação de velocidade, constante de velocidade, ordem relativa a cada reagente, ordem geral, molecularidade, mecanismo, energia de ativação, fator de freqüência e fatores influentes na velocidade da reação.



(equação de Arrhenius)



A e B são reagentes nas concentrações [A] e [B] mols/L; C e D são produtos; a, b, c e d são coeficientes; x e y são as ordens relativas; x + y é a ordem geral; se o mecanismo da reação for elementar, então a = x e b = y.

v – velocidade da reação

kconstante de velocidade

A – fator de freqüência

Ea – energia de ativação

R – constante universal gases

T – temperatura absoluta

Os fatores, que agem aumentando ou diminuindo o tempo de acontecimento da transformação química, são a temperatura, a concentração inicial dos reagentes, a pressão, o estado de divisão dos reagentes e a presença de catalisador. Tais informações são obtidas mantendo-se constante todas as condições experimentais, exceto aquela cuja influência se quer determinar. Embora os resultados sejam previsíveis qualitativamente (aumento, diminuição ou constância), somente a determinação experimental da velocidade esclarece o comportamento de cada sistema particular.

Via de regra, o aumento da temperatura implica no aumento da constante de velocidade e conseqüentemente da velocidade de reação. Se a reação for endotérmica, o aumento da velocidade será maior do que se a reação for exotérmica, pois o aumento da temperatura dificulta a libertação da entalpia de reação. Temperaturas excessivamente altas podem decompor reagentes e produtos.

O aumento da concentração inicial aumenta a velocidade de reação por um fator, que depende do expoente experimental da concentração dos reagentes na equação de velocidade. Se a concentração for elevada, podem surgir efeitos indesejáveis, como reações de dimerização, aumento de viscosidade do meio reacional, precipitação de reagente, diminuição do grau de ionização de eletrólitos fracos etc.

A variação de pressão só é relevante em sistemas que tenham uma fase gasosa, e afeta a constante de velocidade. Em geral, o aumento da pressão favorece a reação em que o volume gasoso dos reagentes seja maior do que o volume gasoso dos produtos. Pressões muito elevadas podem liqüefazer substâncias, dificultando a reação.

A reação será tanto mais rápida, quanto maior for o estado de divisão e de dispersão de um reagente sólido. O estado de divisão dos reagentes é ajustado antes de serem postos em reação, e o estado de dispersão adequado é conseguido durante a reação por meio de agitação. Soluções líquidas e gasosas apresentam divisão e dispersão altas. As reações exotérmicas, realizadas com sólidos finamente divididos, podem se tornar perigosamente explosivas.


O catalisador cria um novo caminho de reação, porque forma um estado de transição ou complexo ativado reagentes-catalisador com menor energia de ativação, que passa aos produtos mais rapidamente. Por exemplo, a água sanitária ou solução de Javel, que apresenta 5% em massa de hipoclorito de sódio (NaClO) em água, se decompõe lentamente: 2 ClO(aq) – 2 Cl(aq) + O2 (aq).

A decomposição do hipoclorito fica milhares de vezes mais rápida na presença de óxido de cobalto (III), Co2O3, que a catalisa e se regenera completamente ao final.






2. Objetivos específicos: O aluno aprenderá a:

  1. Conduzir um tipo de estudo cinético;

  2. Identificar os fatores influentes na velocidade de reação.


3. Material necessário por grupo de alunos:

Aparelhagem

1 erlenmeyer de 250 mL

1 béquer de 600 mL

1 proveta de 25 mL

1 pipeta de 10 mL

1 tubo de ensaio de 10 cm



1 manômetro

1 cronômetro

1 rolha de borracha

1 tubo para conexão

1 pera de borracha


1 termômetro

1 tripé de ferro

1 tela de amianto

1 bico de bunsen



Reagentes

solução de NaClO a 5%

solução de Co(NO3)2 a 0,17 mol/L



4. Procedimento:

  1. Monte a aparelhagem representada na figura ao lado;

  2. Utilizando a proveta, transfira 15 mL da solução de NaClO para o erlenmeyer;

  3. Pipete 3 mL da solução de Co(NO3)2 no tubo de ensaio, e ponha o tubo dentro do erlenmeyer. Feche-o com a rolha;

  4. A equipe de alunos deve se dividir em misturador, cronometrista e leitor;

  5. Misturador é quem inicia a reação, inclinando o erlenmeyer para as duas soluções entrarem em reação. Segurando o erlenmeyer pela borda, manterá agitação contínua em movimentos circulares de vai-e-vem em torno de um eixo. Avisado pelo leitor, terminará a experiência, abrindo o erlenmeyer;

Cronometrista é quem marca o início da reação, e avisa da leitura a cada 30 segundos;

Leitor é quem anota a leitura do nível de água na coluna da direita, a cada sinal do cronometrista. Avisará o término da experiência, quando o nível da água atingir o final da escala, ou quando forem feitas três leituras sucessivas iguais;



  1. Lave o erlenmeyer e o tubo de ensaio. Repita o procedimento de b a e, só com a diferença de acrescentar 18 mL de água à solução de NaClO, a fim de reduzir sua concentração à metade;

  2. Lave o erlenmeyer e o tubo de ensaio. Repita o procedimento de b a e, só com a diferença de manter o erlenmeyer em um béquer com água aquecida 10 K acima da temperatura ambiente.


5. Relatório:

Em uma folha padrão de relatório, responda o seguinte:



  1. Represente as três séries de dados em um único gráfico do nível da água lido em função do tempo cronometrado.

  2. Que característica possui a curva da reação mais rápida, diferente das outras duas curvas?

  3. Qual seria o efeito combinado de aumentar a temperatura da reação em 10 K e diminuir a concentração inicial de NaClO à metade?

  4. Balanceie a equação de geração do catalisador: Co(NO3)2 + NaClO + H2O – Co2O3 + HNO3 + NaCl.

  5. A decomposição não catalisada do NaClO desloca 2,5 cm de água em 24 h à temperatura ambiente. De quantas vezes foi mais rápida a reação catalisada, não diluída e não aquecida?


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