P ARTE B: M EDIDAS DE A BSORBÂNCIA DA M ISTURA R EACIONAL

1. Transfira uma alíquota de 25 mL da solução A0 para um balão de 50 mL,

completando o volume com água destilada. Chame esta solução de A2.

2. Prepare 100 mL de solução de NaOH 0,1 M. Pegue uma alíquota de 5 mL e 10 mL desta solução e transfira para dois balões de 50 mL, completando o

volume com água destilada. Chame estas soluções de B1 e B2, respectiva-

mente.

3. Tendo sido escolhido o filtro de trabalho, coloque, em um béquer, 10 mL

da solução A2 e, em outro, 10 mL da solução B1. Verta o conteúdo de um

béquer no outro e acione o cronômetro (note que as soluções A2 e B1

foram diluídas para metade da concentração inicial). Agite a mistura reacional e utilize uma alíquota para lavar a cubeta. Em seguida, encha a cubeta com a mistura. Coloque a cubeta no espectrofotômetro, feche a tampa do aparelho e determine a absorbância inicial (tempo “zero”). Faça leituras da absorbância em intervalos de 1 min até atingir o limite da faixa de calibração (cerca de 30 medidas). Meça a temperatura da mistura reacional e anote. (Nota: Utilize o filtro empregado na calibração para evitar a necessidade de recalibração e considere apenas as absorbâncias dentro da faixa de calibração para o tratamento de dados.)

4. Repita o procedimento usando 10 mL da solução A2 e 10 mL da solução B2.

Utilize o mesmo filtro empregado na calibração, evite trabalhar fora da faixa de calibração, opere com os mesmos intervalos de tempo da medida anterior e registre a temperatura da mistura reacional.

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Justifique: por quê escolher o filtro de maior absorbância?

2. Encontre m por ajuste a uma das equações integradas (ordem zero, 1a _ou

2a _{ordem). Para tal, faça os gráficos de (i) (A-A}

0) versus t, (ii) ln(A/A0) versus t e (iii) (1/A)-(1/A0) versus t, onde A é a absorbância medida no

tempo t e A0 a absorbância inicial.

3. Encontre os valores de kef para as duas concentrações de NaOH e, com

estes, encontre o valor de n. Encontre também o valor de k. 4. Compare os seus dados com os da literatura.

Q

UESTÕES PARA O

R

ELATÓRIO

1. Os valores obtidos são satisfatórios?

2. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento?

B

IBLIOGRAFIA

PRÁTICA N° 5:

DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE VELOCIDADE POR TITULOMETRIA

O

BJETIVO

Determinar 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

NTRODUÇÃO

A reação de ésteres com bases fortes é chamada de saponificação. Neste experimento a reação de saponificação a ser estudada é:

CH3COOC2H5 + NaOH CH→ 3COONa + 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_∞−V_t

V∞−V₀

)

= −k_eft , (2)

onde V0, Vt e V∞ são os volumes de titulante no início (que se pode aproximar

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 (0-100 °C±0,5 °C); 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

ROCEDIMENTO

PARTE 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 DE

D

ADOS

1. 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 O

R

ELATÓRIO

1. Os valores obtidos são satisfatórios?

2. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos experimentos.

B

IBLIOGRAFIA

1. DANIELS, F.; Experimental Physical Chemistry, 6a _{ed., Company, Inc., New}

York, p. 135.

2. LAIDLER, K. J.; Chemical Kinectics, 3a _{ed., p. 23-25.}

PRÁTICA N° 6:

DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE VELOCIDADE POR POLARIMETRIA

O

BJETIVO

Determinar a constante de velocidade da reação de inversão da sacarose em uma determinada temperatura utilizando a técnica de polarimetria.

I

NTRODUÇÃO

Uma 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 (0-100 °C±0,5 °C); Sacarose Cristalizada; HCl 3, 2 e 1 mol/L; Bórax.

P

ROCEDIMENTO

PARTE 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 DE

D

ADOS

1. Para cada experimento, faça um gráfico de θt vs t para obter o valor de θ0.

2. A partir de um gráfico de ln(θt-θ0)/ln(θt-θ∞) 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 O

R

ELATÓRIO

1. Os valores obtidos são satisfatórios?

2. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento?

PRÁTICA N° 7:

CATÁLISE ENZIMÁTICA VIA FOTOCOLORIMETRIA

O

BJETIVO

Determinar os parâmetros cinéticos de uma reação catalisada por enzima a partir do acompanhamento de um processo reacional por espectrofotometria.

I

NTRODUÇÃO

Enzimas 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 10}8 _{vezes a decomposição de milhões}

de moléculas de peróxido de hidrogênio na reação:

H2O2(aq) 2H→ 2O(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

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 v_max +

(

K_M v_max

)

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 Lineweaver-Burk, onde se obtém os parâmetros vmax 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;

04 Cubetas de 3 mL para espectrofotômetro; 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

ROCEDIMENTO

No documento QuimFisicaM (Manual Completo).pdf (páginas 88-96)