1. Pese rapidamente (para evitar a incorporação de impurezas da atmosfera no carvão ativado) cerca de 1,5 g de carvão ativado em cada um dos seis erlenmeyers de 250 mL. Para a transferência do carvão para os erlenmeyers é fundamental a utilização de um funil com uma haste de diâmetro relativamente grande.
2. Utilizando duas buretas de 50 mL, sendo uma para a solução do ácido acético e outra para a água, transfira os seguintes volumes para os seis erlenmeyers contendo o carvão ativado:
Volume
Frasco AcEt 0,4 M* (mL) Água (mL)
1 100 0 2 75 25 3 50 50 4 25 75 5 10 90 6 5 95
(*) Concentração nominal. A concentração exata deve ser determinada a partir da titulação
com a solução de NaOH padronizada.
3. Deixe a adsorção transcorrer por 1 hora, agitando esporadicamente. Antes da
seriam necessários para consumir os seguintes volumes das seis soluções de ácido acético preparadas anteriormente:
Volume AcEt (mL)
Concentração(*)
AcEt (mol·L-1) Frasco
Volume(**) NaOH (mL) 5 0,40 1 5 0,30 2 5 0,20 3 20 0,10 4 20 0,04 5 25 0,02 6
(*) Concentração nominal. A concentração exata deve ser determinada a partir da titulação
com a solução de NaOH padronizada.
(**) Solução de NaOH padronizada.
4. Filtre as seis soluções simultaneamente, retire as alíquotas indicadas na última tabela (uma por vez) e transfira para os erlenmeyers de 125 mL. Titule as soluções com o NaOH 0,1M padronizado (em bureta de 25 mL), utilizando fenolftaleína como indicador.
T
RATAMENTO DED
ADOS1. Calcule o número de mols de ácido acético contido em cada um dos frascos antes (ni) e depois (nf) da adsorção.Calcule Δn = nf - ni e, em seguida, Y = Δn /m, para cada frasco, sendo m a massa de carvão ativado. Faça um gráfico de c/Y versus c (Langmuir) e, também, um gráfico de ln Y
versus ln c (Freundlich), sendo c a concentração do ácido acético em cada
frasco. Determine as constantes K e Ymax da isoterma de Langmuir, bem como k e n da isoterma de Freundlich, e determine qual das duas isotermas melhor representa os dados obtidos. Compare com os resultados da literatura.
Q
UESTÕES PARA OR
ELATÓRIO1. Os valores obtidos são satisfatórios?
2. Dê uma explicação para os dados obtidos e os possíveis erros observados.
B
IBLIOGRAFIA1. Popiel, W. J.; J. Chem. Educ., 1966, 43, 415. 2. Adamson, A. W.; J. Chem. Educ., 1967, 44, 710.
PRÁTICA N° 6:
DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE VELOCIDADE POR TITULOMETRIA
O
BJETIVODeterminar a constante de velocidade da reação de saponificação do acetato de etila em uma determinada temperatura utilizando a técnica de titulometria. (A realização deste procedimento em duas temperaturas possibilita determinar a energia de ativação da reação.)
I
NTRODUÇÃOA reação de ésteres com bases fortes é chamada de saponificação. Neste experimento a reação de saponificação a ser estudada é:
CH3COOC2H5 + NaOH → CH3COONa + C2H5OH, a qual segue uma cinética de segunda ordem:
v = k [ AcEt][NaOH] . (1)
Quando a quantidade de água é relativamente grande, a reação ocorre praticamente de maneira completa como representada, da esquerda para a direita.
A hidrólise ocorre lentamente em água pura e é catalisada por ácidos. A velocidade é proporcional à concentração de íons hidrogênio, e a cinética da reação catalisada é de pseudo-primeira ordem, com uma constante de velocidade efetiva (kef). A equação integrada não precisa ser necessariamente escrita em termos das concentrações. Esta pode ser representada em função de qualquer propriedade que seja diretamente proporcional à concentração como, por exemplo, o volume de um dado titulante. Mostre que, neste caso, a equação integrada de 1a ordem se torna:
ln(V∞−Vt) = ln (V∞−V0) − keft ⇔ ln
(
V∞−Vt
V∞−V0
)
= −keft , (2) onde V0, Vt e V∞ são os volumes de titulante no início (que se pode aproximar como sendo um volume nulo), no tempo t e no tempo “infinito” de reação.
M
ATERIAIS: E
QUIPAMENTOS& R
EAGENTES 01 Bureta de 25 mL;01 Erlenmeyer de 250 mL com tampa; 06 Erlenmeyers de 250 mL sem tampa; 06 Béqueres; 01 Cronômetro; 01 Termômetro; 01 Banho termostático; 02 Pipetas volumétricas de 5 mL + 01 de 100 mL; NaOH 0,2mol/L; HCl 1,0 mol/L; CH3COOC2H5; Fenolftaleína; Bórax; Gelo.
P
ROCEDIMENTOPARTE A: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES
1. Prepare soluções de HCl 1,0 mol/L e de H2SO4 0,5 mol/L, e determine seus títulos a partir de uma solução de bórax.
2. Prepare solução de NaOH 0,2 mol/L e titule com o ácido já padronizado. PARTE B: COLETADE DADOS
1. Coloque 100 mL de HCl 1,0 mol/L no erlenmeyer de 250 mL e pipete 5 mL de acetato de etila nos 100 mL de HCl. Acione imediatamente o cronômetro e agite a mistura. Determine a temperatura da mistura reacional.
2. Após 10 min pipete 10 mL desta mistura e transfira para um erlenmeyer de 250 mL que contenha aproximadamente 100 g de gelo de água destilada (preparado com antecedência).
3. Titule esta solução com o NaOH, usando fenolftaleína como indicador. Repita o processo nos intervalos de 10, 20, 40, 60, 80, 100 min e após 48 h.
4. Determine a temperatura da mistura reacional ao final do experimento. 5. Repita todo o procedimento anterior com ácido sulfúrico.
T
RATAMENTO DED
ADOS1. Faça um gráfico de ln(V∞-V0/V∞-Vt) versus tempo e, utilizando o método dos mínimos quadrados, obtenha o valor de kef.
2. Compare os resultados obtidos com HCl e H2SO4 entre si e com os da literatura e discuta.
Q
UESTÕES PARA OR
ELATÓRIO1. Os valores obtidos são satisfatórios?
2. Dê uma explicação para os dados obtidos e os possíveis erros observados.
B
IBLIOGRAFIA1. Farrington Daniels, Experimental Physical Chemistry, 6a ed., Company, Inc., New York, p. 135.
2. Laidler, K. J.; Chemical Kinectics, 3a ed., p. 23-25.
PRÁTICA N° 7:
DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE VELOCIDADE POR POLARIMETRIA
O
BJETIVODeterminar a constante de velocidade da reação de inversão da sacarose em uma determinada temperatura utilizando a técnica de polarimetria.
I
NTRODUÇÃOUma reação catalítica de pseudo-primeira ordem que tem sido muito estudada é a hidrólise da sacarose, com formação de glicose e frutose (açúcar invertido). Os açúcares são oticamente ativos. A sacarose é dextro-rotatória, enquanto o produto é levo-rotatório. Portanto, durante a reação a rotação ótica muda de sinal e a reação pode ser acompanhada por meio de um polarímetro. Esta reação é praticamente irreversível e sua lei de velocidade pode ser escrita como:
−d[Sac]
dt = k [Sac] . (1)
M
ATERIAIS: E
QUIPAMENTOS& R
EAGENTES 03 Balões de 100 mL; 03 Béqueres; 02 Pipetas de 20 mL; 01 Polarímetro; 01 Cronômetro; 01 Termômetro; Sacarose Cristalizada; HCl 3, 2 e 1 mol/L; Bórax.P
ROCEDIMENTOPARTE A: MONTAGEM EXPERIMENTAL
1. Acenda a luz do polarímetro e espere alguns minutos.
2. Coloque água destilada no tubo polarimétrico, de tal modo que não haja formação de bolhas de ar, e coloque-o no aparelho. Gire o prisma analisador até que um máximo de intensidade seja observado. Verifique o zero do aparelho e, se houver desvio, anote-o para futuras correções. Esvazie o tubo.
3. Prepare as soluções de HCl 3, 2 e 1 mol/L. Padronize-as com bórax. 4. Pese 20 g de sacarose e dissolva-os em 100 mL de água destilada. 5. Misture 20 mL da solução de sacarose a 20 mL ...
PARTE B: COLETADE DADOS
1. Pese 20 g de sacarose e dissolva-os em 100 mL de água destilada.
2. Misture 20 mL da solução de sacarose com 20 mL de solução de HCl 3 M, disparando o cronômetro simultaneamente.
3. Lave o tubo polarimétrico com a mistura reagente, encha-o com a mesma e efetue a primeira leitura do ângulo de rotação. Determine a temperatura da mistura reacional.
4. Efetue leituras em intervalos de 5 min por um período de 1 h. Determine a temperatura da mistura reacional ao final deste período.
5. Guarde a mistura para a última leitura após 48 h. 6. Repita o procedimento com HCl 2 M e 1 M.
T
RATAMENTO DED
ADOS1. Para cada experimento, faça um gráfico de t versus t para obter o valor de
0.
2. A partir de um gráfico de ln(t-0)/ln(t-∞) versus t, calcule a constante de velocidade da reação.
3. Faça um gráfico de k versus concentração do íon hidrogênio no tubo polarimétrico para obter as constantes k(H2O) e k(H3O+).
Q
UESTÕES PARA OR
ELATÓRIO1. Os valores obtidos são satisfatórios?
2. Dê uma explicação para os dados obtidos e os possíveis erros observados.
B
IBLIOGRAFIA1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed. RJ: Ed. LTC, 2004.
PRÁTICA N° 8:
PARÂMETROS CINÉTICOS VIA FOTOCOLORIMETRIA
O
BJETIVODeterminar os parâmetros cinéticos de uma reação catalisada por enzima a partir do acompanhamento de um processo reacional por espectrofotometria.
I
NTRODUÇÃOEnzimas são proteínas que catalisam reações químicas com uma eficiência
formidável. Por exemplo, uma única molécula da enzima catalase (ou
hidroperoxidase) pode acelerar de 107 a 108 vezes a decomposição de milhões de moléculas de peróxido de hidrogênio na reação:
H2O2(aq) → 2H2O(ℓ) + O2(g). (1) Uma das explicações para a eficiência das enzimas (E, o catalizador) é que estas formam, com o substrato (S, o reagente), um complexo enzima-substrato (ES, um intermediário da reação), com uma conformação bem próxima à do estado de transição da reação, reduzindo desta forma a energia de ativação do processo que leva à formação dos produtos da reação (P). A região da molécula onde a enzima e o substrato interagem é denominada de centro (ou sítio) ativo. O processo pode ser resumido como (mecanismo de Michaelis-Menten ):
E + S ⇌ [ES] → P. (2) Outra característica importante da enzima é a sua especificidade. Cada enzima se combina com um substrato específico (ou com algumas poucas substâncias bem semelhantes em estrutura), sugerindo que a enzima e o substrato se encaixam em um sistema do tipo chave-fechadura.
Medindo-se a velocidade inicial v0 de uma reação (S → P), quando esta é catalisada por uma dada concentração de enzima [E]0 sob condições constantes de reação, verifica-se que a velocidade inicial varia com a concentração de substrato [S]0. Fazendo-se um gráfico de v0 versus [S]0 obtém-se uma curva hiperbólica (figura 1), que demonstra que: (i) em baixas concentrações, a velocidade inicial é diretamente proporcional à [S]0, e que, (ii) em altas concentrações, a velocidade atinge um máximo vmax, e seu valor independe da concentração [S]0.
A equação experimental que relaciona v0 com [S]0, que pode ser deduzida do mecanismo de Michaelis-Menten, é escrita na forma:
v0 = vmax
1 + KM[S]0−1, vmax = k [E]0 , (3) onde KM é a constante de Michaelis. Nesta equação, [E]0 e [S]0 são as
concentrações iniciais (ou nominais), e não as concentrações das espécies livres.
Experimentalmente, os valores de vmax e KM podem ser determinados pelo método de Lineweaver-Burk, que utiliza o fato de que o inverso da equação (3) corresponde a equação de uma reta (figura 2):
1 v0 = 1 vmax +
(
KM vmax)
1 [S]0 , (4)com coeficiente linear 1/vmax e coeficiente angular KM/vmax.
Figura 1: Dependência da velocidade
com a concentração do substrato. Figura 2: Gráfico de onde se obtém os parâmetros vLineweaver-Burkmax e KM. ,
Nesta experiência será utilizada a enzima polifenoloxidase, extraída da batata, na reação de oxidação do catecol, descrita abaixo:
.
(5)
A polifenoloxidase é uma enzima que pertence ao grupo de oxidação e redução. Esta enzima catalisa a remoção do hidrogênio (oxidação) do catecol, com produção de água e quinona. A quinona apresenta uma forte absorção na região de comprimentos de onda em torno de 458 nm. A absorbância é uma função linear da concentração e, portanto, pode ser utilizada para o monitoramento da formação da quinona.
M
ATERIAIS: E
QUIPAMENTOS& R
EAGENTES 01 Balão Volumétrico de 100 mL;01 Béquer de 100 mL; 01 Pipeta graduada de 1 mL; 01 Pipeta graduada de 2 mL; 01 Pipeta graduada de 5 mL; 01 Funil pequeno; 01 Bastão de vidro;
01 Recipiente plástico para banho de gelo; 01 Ralador ou amassador de batatas; 01 Faca para legumes;
01 Espectrofotômetro UV-Visível; 01 Balança;
Papel filtro;
Frascos lavadores com água deionizada; ½ Batata crua sem casca;
Catecol Sólido (ou Solução Aquosa 0,05 mol L-1); Água Deionizada
Peróxido de Hidrogênio ~10% Cubos de gelo.
P
ROCEDIMENTOPARTE A: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES E CALIBRAÇÃO DO ESPECTROFOTÔMETRO