Estudo cinético da decomposição catalisada do hipoclorito de sódio., Trabalhos de Química

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ESCOLA TÉCNICA OSWALDO CRUZ.

Gabriel da Silva O. Sant’Ana.

Estudo cinético da decomposição catalisada

do hipoclorito de sódio.

São Paulo

Gabriel da Silva O. Sant’Ana.

Estudo cinético da decomposição catalisada do hipoclorito de sódio.

São Paulo 2019.

Relatório de pesquisa experimental

apresentada a Escola Técnica

Oswaldo Cruz como parte dos

requisitos para obtenção do

certificado de Monitoramento de

laboratório – Área de Técnica em

Química.

Professores:

1. OBJETIVOS

Determinar a velocidade média da decomposição do hipoclorito de sódio referente ao

LAB 3.

Informar de forma simples e didática todos os métodos e conceitos aplicados na

execução deste experimento

2. REVISÃO DA LEITURA

2.1 Conceitos Sobre Velocidade De Uma Reação.

O conceito da velocidade de reações químicas além de ser importante em termos

industriais, também está relacionado ao nosso dia-a-dia, por exemplo, quando

guardamos alimentos na geladeira para retardar sua decomposição ou usamos panela de

pressão para aumentarmos a velocidade do cozimento dos alimentos.

Existem alguns fatores que podem acelerar ou retardar uma reação, esse estudo é

chamado de Cinética química.

[] mol

mol/s Δ

T

20s – 5s 15s

O gráfico a cima representa o consumo total dos reagentes A e B. Podemos observar

que quando acabam os reagentes o produto chega à formação total.

2.3 Condições Para Ocorrência De Reações – Teoria Das Colisões

Teoria das colisões, proposta por Max Trautz e William Lewis em 1916 e 1918 explica

como reações químicas ocorrem. Esta teoria é baseada na ideia que partículas reagentes

devem colidir para uma reação ocorrer, mas somente uma certa fração do total de

colisões tem a energia para conectar-se efetivamente e causar a transformação dos

reagentes em produtos. Isto é porque somente uma porção das moléculas tem energia

suficiente e a orientação adequada no momento do impacto para quebrar quaisquer

ligações existentes e formar novas. A quantidade mínima de energia necessária para isto

ocorrer é conhecida como energia de ativação.

Para comprovar esta teoria elaboramos um experimento com pastilhas de Sonrisal

inteiras e em pó, segue abaixo os resultados.

No experimento A diluímos o comprimido em água e o tempo de reação foi muito

maior que o do experimento B, embora seja o mesmo material, a mesma quantidade e a

partir da mesma temperatura a superfície de contato do experimento B é maior devido

ele está pulverizado comprovando a teoria sida a cima.

Temperatura: Reação química entre moléculas em temperatura ambiente ocorre de

forma mais lenta, como o apodrecimento materiais orgânicos ou a conservação dos

mesmos.

Para preservar alimentos durante mais tempo é comum resfriarmos, quando isso ocorre

diminuímos a quantidade de colisões efetivas e consequentemente o tempo de

decomposição do determinado material.

O mesmo acontece quando falamos em aquecimento, quando aquecemos uma reação

temos maior agitação entre as partículas e maior quantidade de colisões efetivas,

consequentemente acelerando a reação. Se compararmos o experimento acima podemos

observar que embora o experimento A e D terem a mesma superfície de contato,

podemos observar em o experimento D em 60°C acontece mais rapidamente

comprovando a teoria citada à cima.

Estado físico: Esse ponto pode alterar a velocidade de uma reação, para uma reação

mais acelerada o estado físico mais ideal é o gasoso, pois nele as partículas possuem

maior energia, maior liberdade de movimentos que fazem com que o número de

colisões seja maior.

Catalisador: O catalisador é a substancia que altera a velocidade de uma reação sem ser

consumido durante o processo e não alterando o resultado final.

IDENTIFICAÇÃO ESTADO TEMPERATURA

TEMPO DE DILUIÇÃO

TOTAL

A

Comprimido Inteiro 22° 41,5 Segundos

B

Comprimido em pó 22° 17,10 Segundos

C

Comprimido em pó 60° 12,52 Segundos

D Comprimido Inteiro 60° 27,11 Segundos

O papel dessa substancia é diminuir a energia de ativação facilitando a interação entre

as partículas que se colidem efetivamente e consequentemente aumenta a velocidade da

reação.

Energia de ativação é a energia mínima necessária para iniciar uma reação, conforme

apresentado no gráfico abaixo:

Concentração dos reagentes: Assim, quando aumentamos a concentração de um ou

mais reagentes, a quantidade de partículas deles aumenta no meio. Consequentemente,

ocorrem mais colisões entre as partículas, e a probabilidade de ocorrerem colisões

efetivas torna-se maior, o que ocasiona um aumento da velocidade da reação.

3.2 MÉTODO

Encheu uma bacia e uma proveta com água de torneira e tomando muito cuidado para

não entrar ar emborcou a proveta na bacia de água presa pelo suporte universal. Foi

adicionado ao kitassado hipoclorito de sódio e catalizador nitrato de cobalto II e fechado

com rolha na saída central conectado uma mangueira na saída lateral inserida dentro da

proveta para observação do volume do gás gerado pela reação. Seguindo as seguintes

instruções:

4.1 Água sanitária 1:1 na temperatura ambiente.

4.2 Água sanitária sem diluição na temperatura ambiente.

4.3 Água sanitária 1:1 a aproximadamente 60ºC.

4.4 Água sanitária sem diluição a aproximadamente 60ºC.

4.RESULTADOS E DISCUSSÃO:

4.1 Observações:

Observamos que a diluição de 35mL de hipoclorito de sódio com 35mL de a solução

forma uma cor levemente amarelada de odor característico. Quando adicionado nitrato

de cobalto II a solução obteve coloração castanha sem odor. O volume obtido desta

solução de gás O 2

foi de 38mL, esse foi o experimento com menor formação de volume

de gás por tinha menor concentração em temperatura ambiente, não havendo uma

grande quantidade de colisões efetivas.

No segundo experimento onde tínhamos o 70 mL hipoclorito de sódio sem diluição em

água e com o aditivo do nitrato de cobalto II, tivemos um melhor rendimento no volume

de O 2

formado devido maior concentração do hipoclorito de sódio e aditivo do

catalizador gerando maior numero de colisões efetivas, gerando 172mL de gás em 02:

minutos.

No terceiro experimento, utilizamos 35mL de hipoclorito de sódio diluído em 35mL de

água e aditivo do nitrato de cobalto II aquecidos em 60ºC. Neste procedimento

observamos que obtivemos uma quantidade muito maior de O 2

e velocidade de muito

maior, em relação ao experimento um, que também possuía a mesma concentração, mas

em temperatura ambiente. Este processo em 60ºC rendeu 88mL de O 2

em 45 segundos.

No quarto experimento, utilizamos 70mL de hipoclorito de sódio e nitrato de cobalto II

em 60ºC. Neste experimento foi possível observar que cada detalhe no estudo cinético

junto na aceleração e rendimento. Neste ponto temos maior temperatura, maior

concentração, aditivo de um catalizador, movimentação do kitassato e em relação a isso

maior volume de O 2

e maior velocidade na produção. Gerando 168mL de O 2

em 01:00.

01:00 168 01:00 88

01:15 168 01:15 88

01:30 168 01:30 88

01:45 168 01:45 88

02:00 168 02:00 88

02:15 168 02:15 88

02:30 168 02:30 88

02:45 168 02:45 88

03:00 168 03:00 88

03:15 168 03:15 88

03:30 168 03:30 88

03:45 168 03:45 88

04:00 168 04:00 88

Tabela 3 Velocidade média de decomposição da água sanitária

Condição Tempo (s)

Volume de

gás (mL)

Velocidade

(mL/s)

Temperatura ambiente e concentrada 255 250 0,

Temperatura ambiente e diluída 285 120 0,

Temperatura de 60ºC e concentrada 60 168 2,

Temperatura de 60ºC e diluída 60 88 1,

A condição que o grupo esperava ser mais rápida é o experimento concentrado com

70mL de água sanitária em 60ºC, temos adição de um catalisador, maior concentração,

aumento da temperatura, agitação e adição do catalisador. E o experimento de

esperávamos ser o mais lento, era o B com 35mL água sanitária diluída em 35mL água

de torneira em temperatura ambiente, pois existe menor concentração, reagindo em

temperatura ambiente, adição de catalisador e agitação.

Houve concordância nos resultados obtidos, pois o experimento concentrado com 70mL

de hipoclorito de sódio em 60ºC teve maior velocidade de reação. Isso se deu devido a

maior concentração de hipoclorito de sódio o aumento da concentração dos reagentes

faz com que se tenha uma maior quantidade de partículas confinadas num mesmo

espaço, aumentando a quantidade de colisões efetivas aumentando a velocidade da

reação. Outro fator que faz com que essa reação ocorra de forma mais rápida é o

aumento da temperatura aumenta a energia cinética das partículas dos reagentes,

aumentando a quantidade de choques efetivos e a velocidade das reações. No

experimento mais lento temos 35mL de hipoclorito de sódio e 35mL de água de

torneira, em temperatura ambiente. Ou seja, neste experimento temos uma menor

concentração de reagente e menor temperatura. Por esse motivo a reação ocorreu de

forma mais lente.

Houve concordância entre a rapidez esperada. Devido as características aplicadas de

cada experimento.

O grupo esperava que a houvesse maior quantidade de gás no experimento concentrado

com 70mL de hipoclorito de sódio à 60ºC, devido a maior concentração, aditivo de

catalizador, agitação e aumento de temperatura. O experimento que esperávamos

produção de gás era o diluído 35mL de hipoclorito de sódio em 35mL de água de

torneira em temperatura ambiente.

Não houve concordância, o grupo espera que o experimento mais concentrado com

70mL de hipoclorito de sódio aquecido em 60ºC seria o com maior rendimento de gás,

devido a maior quantidade de aplicações cinéticas para aceleração da reação aplicadas a

ele. Porém foi o que apresentou o segundo maior rendimento com 168mL de gás gerado

em 60 segundos. Já o menor rendimento houve concordância, pois imaginávamos que

seria o experimento diluído 35mL de hipoclorito de sódio em 35mL de água de torneira

em temperatura ambiente, este procedimento gerou o menor volume de gás 38mL em

105 segundos, devido a baixa concentração e a reação ocorrer em temperatura ambiente.

Não houve concordância no maior volume de gás obtido. Esperávamos que o

experimento concentrado em 60ºC tivesse maior volume de gás gerado. Porém o que

mais gerou gás foi o experimento concentrado em temperatura ambiente produzindo

172mL.

Uma das fontes de erro que podemos levar em consideração é a pressão gerado pelo

aquecimento do experimento, pois quando aumentamos a pressão sobre o sistema, o

volume diminui e as moléculas ou partículas dos reagentes ficam mais próximas umas

das outras, o que aumenta a probabilidade de ocorrência de colisões entre essas

partículas e, consequentemente, a velocidade da reação aumenta. Outro ponto que

podemos levar em consideração é que pelo fato de a reação ocorrer muito rápido a

agitação pode não ter sido suficiente para gerar o volume de gás correto.

QUESTÕES PROPOSTAS

A) Hipoclorito de sódio + Oxido de cobalto III

2NaClO 2NaCl + O 2

O papel do oxido de cobalto III é acelerar a formação de O 2

como catalisador,

diminuindo a energia de ativação e aumentando a velocidade da reação.

B) Esboço de gráfico relacionando concentração por tempo

C) Para comprovamos que o gás formado é oxigênio, devemos transferir o gás gerado

para um sistema fechado com presença de uma vela acesa. A forma de prova que existe

oxigênio é analisar o processo verificar o consumo total do oxigênio pelo fogo. Se a

vela consumir o gás é apagar temos a certeza que é oxigênio.

REFERENCIAS:

LIVROS:

1. JUSTI, R. S.; A afinidade entre as substâncias pode explicar as reações químicas?

Química Nova na Escola. n.7, p.26-29, Maio, 1998.

2. MARTORANO; MARCONDES, M. E. R.; As concepções de ciência dos livros

didáticos de química, dirigidos ao ensino médio, no tratamento da cinética química no

período de 1929 a 2004. Investigações em Ensino de Ciências. v.14, n.3, p. 341-355,

HOMEPAGES:

UOL EDUCAÇÃO. São Paulo Reações químicas: rapidez e influências. Disponível em:

<https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/cinetica-quimica-reacoes-

quimicas-rapidez-e-influencias.htm> Acesso em 06 de setembro de 2019.

INFOESCOLA. UNIFRA 2014. Cinética química disponível em:

https://www.infoescola.com/quimica/cinetica/ em 03 de setembro de 2019.