Determinando A Entalpia

Termoquímica- Determinação Da Entalpia De Decomposição Do Peróxido De Hidrogênio

Relatório apresentado à disciplina Química Geral Experimental II ministrada pelo Prof. XXXX como requisito parcial de avaliação. Semestre 2013.2

PRÁTICA 2: REALIZADA EM 18/09 /2013

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO.....................................................................................................4

OBJETIVO...........................................................................................................6

MATERIAL..........................................................................................................6

REAGENTES.......................................................................................................6

PROCEDIMENTOS.............................................................................................6

RESULTADO E DISCUSSÃO.............................................................................7

CONCLUSÃO......................................................................................................9

REFERÊCIAS BIBLIOGRÁFICAS....................................................................10

QUESTIONÁRIO...............................................................................................11

INTRODUÇÃO

A velocidade das reações está relacionada com a rapidez com que os reagentes são consumidos, ou com que os produtos são formados. O ramo da ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influencia é a cinética química. As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas, pelos seguintes fatores: concentração dos reagentes; estados físicos dos reagentes; superfície de contato; pressão; temperatura na qual a reação ocorre; presença de um catalisador; etc.

O peróxido de hidrogênio (H2O2) é utilizado para diversas finalidades, podendo ser utilizado na forma isolada ou combinada. A sua grande utilidade deve-se ao fato de apresentar seletividade dependendo das condições experimentais. Na forma isolada, o H2O2 pode ser utilizado no controle de odores, oxidação de sulfetos de hidrogênio, controle de corrosão, destruição de cloro residual e componente reduzidos, tais como tiossulfato, sulfeto e sulfitos, redução da demanda química e bioquímica de oxigênio, oxidação de poluentes orgânicos, oxidação de componentes inorgânicos e entre outros.

Existem vários fatores que influenciam na decomposição do H2O2, como por exemplo, a presença de ácido no meio da reação. A natureza deste ácido assim como sua concentração são os fatores que determinam o quanto a reação de decomposição do H2O2 é inibida devido à presença do ácido. A presença dos ânions haletos também é um fator que interfere a decomposição do H2O2, e dependendo da sua concentração, e de a presença de um meio ácido, esses ânions podem inibir a reação com também a podem favorecer.

Outro fator que também pode influenciar a decomposição do H2O2 é a característica dos catalisadores utilizados. Os catalisadores são uma espécie química que promove o aumento da velocidade de uma reação através da diminuição da energia de ativação. Ele age na reação criando um caminho intermediário para que a reação ocorra mais rapidamente. Independente da reação, o catalisador não interfere na variação de entalpia do sistema, ou seja, não influenciam na composição e nem na quantidade do produto final da

reação. É importante lembrar que um catalisador acelera a reação, mas não aumenta o rendimento, ou seja, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de menor tempo. No final do processo o catalisador é devolvido intacto, sem passar por nenhuma modificação.

Sendo a entalpia uma função de estado, seu valor depende somente do estado atual do sistema e é independente da maneira como este estado foi atingido. A Lei de Hess estabelece que a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação, ou seja, a entalpia total de uma reação será a soma das entalpias de reações das etapas, em que uma reação possa ser dividida. Esta lei aplica-se mesmo se as etapas intermediárias não forem conhecidas. Quando se trabalha em etapas os produtos de uma reação são os reagentes da reação posterior. Em outras palavras, o valor de  H de um processo não depende do número de etapas nem do tipo de cada etapa do processo. Isso reafirma a expressão:

A Lei de Hess também pode ser chamada de Lei da Soma dos Calores de Reação. É uma forma de calcular a variação de entalpia através dos calores das reações intermediárias. Podem ser infinitas variações de entalpia.

Isto é, se uma reação pode ser a soma de duas ou mais reações, o ∆H para a reação global é a soma das variações de entalpia de cada uma destas reações.

Onde: qP = quantidade de calor expressa em calorias ou Joule; m = massa em gramas; cp = calor específico (em cal/g.°C ou J/g.K); ∆T = variação de temperatura (em °C ou K).

qP = m . cp. . ∆T

OBJETIVO  Determinação experimental do calor de decomposição de peróxido de hidrogênio contido em água oxigenada comercial a 3,5% (m/v) em um calorímetro adaptado;  Comparar os dados obtidos de entalpia com os valores tabelados na literatura;

MATERIAL  Recipiente de isopor (calorímetro)  Termômetro  Becker de 250 mL  Proveta de 250 mL

REAGENTES  Água destilada  Fermento biológico desidratado.  Água oxigenada (H2O2) a 3,5 % (m/v)

PROCEDIMENTO

1. Inicialmente foram medidos 100 mL de água oxigenada a 3,5%, em uma proveta.

2. Em seguida transferiu-se o conteúdo da proveta para o calorímetro

3. Aferiu-se a temperatura. Sendo seus valores devidamente anotados.

4. Adicionou-se aproximadamente meia colher de chá de fermento biológico seco ao calorímetro, já contendo o H2O2.

5. O recipiente foi rapidamente fechado, sendo agitado