Decomposição catalítica do peróxido de hidrogénio: produção de espuma

Quando se adiciona detergente e iodeto de potássio a uma proveta que contám

peróxido de hidrogénio, forma-se uma enorme quantidade de espuma que faz

transbordar a proveta.

Isto acontece porque:

A reacção de decomposição de peróxido de oxigénio, catalisada rapidamente,

tem como consequência a produção de oxigénio gasoso, o qual, em conjunto

com o detergente líquido, forma espuma:

2H2O2(aq) H2O(l) + O2(g)

A decomposição do peróxido de hodrogénio em presença do ião iodeto dá-se

em 2 passos:

1. H202(aq) + I-(aq) H2O (l) + IO- (aq)

2. H2O (l) + IO- (aq) H2O (l) + O2(g) + I-(aq)

Material:

Caixa de petri;

Óculos de protecção;

Gobelé;

Luvas descartáveis.

Reagentes:

Peróxido de hidrogénio 30%;

Detergente da louça;

Iodeto de potássio (sólido);

Corante alimentar.

Procedimento:

Coloca-se um gobelé dentro de uma caixa de petri;

Despejam-se 50ml de peróxido de hidrogénio a 30% para dentro do

gobelé;

Deita-se um pouco de detergente e de corante alimentar;

Junta-se cerca de 1/4 duma colher (1 - 2g) de KI (iodeto de potássio)

sólido.

Discussão:

Os catalisadores enfraquecem as ligações, aceleram uma reacção ou formão

peças intermédias que depois desaparecem.

Positivas Aceleram a reacção

Inibidoras Retardam a reacção

Ao adicionar KI ao peróxido de hidrogénio, existe a formação de bolhas de

oxigénio, tal como podemos observar na reacção 2, a cima indicada.

A cor castanha existente na espuma é indicação de que está presente iodo na

reacção.

DECOMPOSIÇÃO CATALÍTICA DO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO

QFL - 411

OBJETIVO

Estudo comparativo da decomposição do peróxido de hidrogênio pelo uso de catalisador.

TEORIA

A velocidade de uma reação química depende de numerosos fatores como, por exemplo, das concentrações dos reagentes, da temperatura, de catalisadores e etc. Um catalisador pode aumentar notavelmente a velocidade do processo, especialmente na presença de aceleradores e promotores.

O peróxido de hidrogênio se decompõem segundo a equação: 2H2O2 → 2H2+Ο Ο 2

A velocidade é grandemente acelerada por vários catalisadores, por exemplo, dióxido de manganês, nitrato férrico, ou pela ação combinada de um catalisador e um promotor de catalisador (nitrato férrico + nitrato cúprico). A luz, o pH e as próprias paredes de vidro podem afetar a velocidade da decomposição da água oxigenada.

O objetivo desta experiência é verificar qualitativa e quantitativamente a velocidade de decomposição da água oxigenada na presença de diferentes catalisadores. A experiência constará de quatro partes:

Primeira Parte - Verificação da decomposição da água oxigenada, contida em uma solução aquosa, na ausência de catalisadores ou promotores de catalisador. Nesta experiência você poderá observar se a ação da luz e das paredes do recipiente é eficiente para decompor a água oxigenada no intervalo de tempo da experiência (cerca de três horas).

Segunda Parte - Verificação da decomposição da água oxigenada em solução aquosa contendo nitrato férrico (catalisador).

Terceira Parte - Verificação da decomposição da água oxigenada em meio aquoso contendo nitrato férrico e nitrato cúprico (catalisador + promotor).

Quarta Parte - Verificação da decomposição da água oxigenada em solução aquosa contendo nitrato cúprico (promotor).

O curso da reação, para cada caso, será seguido pela titulação de alíquotas das respectivas misturas com solução padronizada de permanganato de potássio para vários intervalos de tempo.

A decomposição da água oxigenada sob as condições da experiência, é de primeira ordem e

obedece a equação diferencial: onde:

a representa a concentração inicial de H2O2,

x a concentração que reagiu no instante t

k a constante de velocidade da reação.

Podemos admitir (a-x) = y e escrever a equação na forma:

onde y representa a concentração de H2O2 ainda presente na solução no instante t.

Integrando a equação (II) desde t = O (quando y = a) a t = t, tem-se:

Pelo gráfico de log y em função de t é calculado o k da reação.

APARELHAGEM:

6 erlenmyers de 100 ml proveta de 100 ml

4 erlenmeyers de 125 ml pipeta de 5 ml

bureta

REAGENTES:

Soluções: KMnO4 0,1 N; solução de H2SO4 2 N; de nitrato férrico (0,05 moles de Fe(NO3)3 + 0,4 moles de HNO3 por litro de água); de nitrato férrico e nitrato cúprico (0,05 moles de

Fe(NO3)3 + 0,005 moles de Cu(NO3)2 + 0,4 moles de HNO3 por litro de água; solução 0,6% (2 volumes) de H2O2, recém preparada.

PROCEDIMENTO:

Primeira Parte - (a)Em um dos erlenmeyers de 125 ml colocar 75 ml de solução de H2O2 a 2 volumes e 15 ml de água destilada. (b) Retirar uma alíquota de 5 ml e colocar num dos erlenmeyers de 100 ml contendo, previamente 5 ml de H2SO4 2 N. (c ) Anotar o tempo exato em que retirou a primeira alíquota. (d) Titular esta alíquota com solução 0,1 N de permanganato de potássio. (e) Retirar novas alíquotas a cada meia hora, fazendo um total de cinco titulações. (f) Após a primeira titulação começar a segunda parte.

Segunda Parte - (a) Em outro erlenmeyers de 125 ml colocar 75 ml de solução de H2O2 a 2 volumes e 15 ml da solução de nitrato férrico. (b) Retirar uma alíquota de 5 ml e proceder da mesma maneira que na primeira parte. (c ) Após a primeira titulação começar a terceira parte.

Terceira Parte - (a) No outro erlenmeyers de 125 ml colocar 75 ml de solução de H2O2 a 2 volumes e 15 ml da solução de nitrato férrico + nitrato cúprico. (b) Retirar uma alíquota de 5 ml e proceder igualmente às experiências anteriores.

Quarta Parte - (a) Em outro erlenmeyers de 125 ml colocar 75 ml de solução de H2O2 a 2 volumes e 15 ml da solução de nitrato cúprico. (b) Retirar uma alíquota de 5 ml e proceder igualmente às experiências anteriores.

TRATAMENTO DOS RESULTADOS

Construir os gráficos de log y em função de t para as quatro partes da experiência. A partir dos gráficos calcular k para cada caso.

Comparar e discutir os resultados.

BIBLIOGRAFIA

1. J. Rose, Advanced Physico-Chemical Experiments, Sir Isaac Pitman & Sons Ltd., London, 1964, p. 149-152.

2. Treadwell-Hall, Analytical Chemistry, vol. II, 9a ed., John Wiley & Sons, N.Y., 1961, p. 561-562. 3. V.L. Bohnson & A.C. Robertson, J. Am. Chem. Soc., 1923, 45, p. 2493-2512. 4. M.L. Kremer, J. of Catalysis, 1, 351 (1962). 5. C. Walling and M. Cleary, Int. J. of Chemical Kinetics, vol. IX, 595 (1977). 6. M.L. Kremer and G. Stein, Int. J. of Chemical Kinetics, vol. IX, 179 (1977). 7. Remolo Ciola, Fundamentos da Catálise, Ed. USP, 1981

ProcedimentoPreparação da solução de água oxigenada:

• Transfira uma alíquota de 10 mL (pipeta volumétrica) da água oxigenada comercial 10 volumes para um balão volumétrico de 100 mL e complete o volume com água destilada. Homogeneize a solução.

Titulação da solução de água oxigenada com KMnO4 0,02 mol L-1 (bureta de 25 mL)

• Retire alíquota de 10 mL da solução da água oxigenada com pipeta volumétrica. Transfira para o erlen e junte 20 mL água destilada.• Junte 8 mL de solução de H2SO4 1:8 v/v.• Proceda a titulação com solução de KMnO4, usando bureta de 25 mL, até o aparecimento de coloração rósea na solução do erlen, que persista por mais de 30 segundos, o que indica o final da titulação. Anote o volume da solução de KMnO4 consumido. Esse volume será usado no cálculo da concentração.• O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata.• Calcule a concentração (em volumes) de H2O2.

Cálculos

Esperado: |V1 - V2| < 0,10 mL Se |V1 - V2| 0,10 mL → faça triplicata

reação: 2 MnO4- + 6 H+ + 5 H2O2 → 2 Mn2+ + 8 H2O + 10

O2

No Ponto Final: solução ⇐ H2O2 ⇐ η H2O2 = η MnO4- ⇒ KMnO4 ⇒ solução

2× (CV) água oxigenada = 5 (CV) permanganato

Considere a diluição inicial:

C titulação x V total da diluição = CH2O2 no "produto" original x Valíquota para diluição

Concentração em volumes:

Volume de O2 na CNTP liberado pela decomposição de 1 litro da solução de H2O2

H2O2 → H2O + 1/2 O2

Catalisador é a espécie química que, juntamente com as moléculas reagentes, faz com que estas reajam com uma velocidade maior.

A decomposição do peróxido de hidrogênio (H2O2) produz água (H2O) e oxigênio(O2). Em determinadas condições, essa reação ocorre com velocidade V.

Entretanto, se juntamente com o peróxido de hidrogênio colocarmos íons ferrosos(Fe2+), a decomposição ocorrerá com uma velocidade maior.

Nessas condições, dizemos que a espécie química Fe2+ é catalisador da reação de decomposição do peróxido de hidrogênio, e essa reação de decomposição na presença do catalisador recebe o nome de catálise.

As espécies químicas que possuem a propriedade de aumentar a velocidade de uma reação sem sofrer modificações permanentes, tanto na composição química como na quantidade, recebem o nome de catalisadores; as reações em que os catalisadores atuam são chamadas catálises.

O interesse pelos catalisadores começou a existir no início do século passado, através de cientistas famosos como Jöns Jakob Berzelius e Wilhelm Ostwald.

A AÇÃO DO CATALISADOR

Os químicos são unânimes em aceitar o fato de que os catalisadores abaixam a energia de ativação da reação.

Note que a presença do catalisador diminui a energia de ativação, isto é, diminui a “montanha de energia” que as moléculas devem vencer para que ocorra a reação. Assim, mais moléculas podem reagir e, em conseqüência, a velocidade da reação aumenta.

O mecanismo de ação dos catalisadores é bastante complexo e não está ainda perfeitamente esclarecido. Entretanto, podemos dizer que:

O catalisador participa ativamente da reação, sendo, no entanto, devolvido intacto” no final do processo.

Sabemos que o catalisador não sofre alteração permanente na sua composição química e na quantidade. Entretanto, pode sofrer alteração quanto a sua natureza física.

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE FEIRA DE SANTANA

CURSO: ENGENHARIA DE ALIMENTOS

DISCIPLINA: FÍSICO – QUÍMICA I

PROFESSORA: VÂNIA RASTELLY

Velocidade da Reação

Feira de Santana-Ba

Março / 2009

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE FEIRA DE SANTANA

CURSO: ENGENHARIA DE ALIMENTOS

DISCIPLINA: FÍSICO – QUÍMICA I

PROFESSORA: VÂNIA RASTELLY

Relatório requerido pela docente Carla Mendes que ministra a disciplina EXA 411 Química Orgânica II, do Departamento de Ciências Exatas. Elaborado por: Danilo Freitas, Isabela Carvalho e Thiara Marçal que cursam Engenharia de Alimentos nesta universidade.

Feira de Santana-Ba

Março / 2009

INTRODUÇÃO

É muito importante saber-se com que velocidade certos processos químicos ocorrem. O ramo da ciência que trata desta área importante é a cinética química (do grego “movimento”).

A cinética química tem importância sob diversos aspectos. De uma parte ela é a fonte mais útil de informação de como as reações químicas ocorrem – isto é, os mecanismos das reações químicas – que é um dos problemas mais interessantes da química moderna. Por outro lado, um conhecimento das velocidades das reações é essencial para o sucesso de muitos processos químicos industriais; ele permite ao químico selecionar as condições de uma reação de modo a obter a velocidade ótima nas condições mais econômicas.

Além disso, a cinética química é importante na biologia e na medicina, porque a saúde representa um balanço entre um grande número de reações que ocorrem em nosso organismo. O desenvolvimento de catalisadores, que são substâncias que fazem com que as reações

ocorram mais rapidamente, é um ramo da cinética química que é crucial para a solução de problemas importantes, tais como a fome no mundo e o desenvolvimento de novos combustíveis.

A velocidade de uma reação é, geralmente, definida como a velocidade com que os reagentes são transformados nos produtos em qualquer instante selecionado, sob um dado conjunto de condições experimentais. Ou seja, a velocidade de uma reação é a velocidade da conversão líquida dos reagentes nos produtos.

A velocidade de uma reação depende geralmente da(s) concentração(ões) de um ou mais reagentes e, às vezes, de um ou mais produtos. Portanto, no estudo da cinética de uma reação, uma primeira etapa consiste em determinar quais são os reagentes e produtos cujas concentrações influem na velocidade da reação a uma dada temperatura. A etapa seguinte é estabelecer como a velocidade da reação depende da concentração dessas espécies envolvidas – isto é, a assim ”dependência velocidade /concentração”. A expressão algébrica que relaciona a concentração e a velocidade é denominada lei de velocidade de reação. É importante entender que a lei de velocidade não pode ser determinada a partir da equação simplificada da reação, mas deve ser obtida a partir de medidas experimentais de velocidade de reação. Considere, por exemplo, a seguinte reação hipotética e homogênea:

aA + bB cC + dD.

A lei de velocidade dessa reação é:

v = k[A]m[B]p

onde k é a constante de velocidade da reação, que é típica de cada reação e varia com a temperatura. Os expoentes m e p são determinados experimentalmente e não são necessariamente iguais aos coeficientes estequiométricos da reação.

Após a determinação da dependência velocidade/ concentração de uma reação sob um dado conjunto de condições experimentais, a próxima etapa é determinar como a velocidade da reação é influenciada pelas mudanças nas condições experimentais, como a temperatura, a pressão, o tamanho de partícula dos reagentes sólidos e a presença de catalisador.

A relação entre temperatura e velocidade das reações químicas afeta muita situações do cotidiano. O aumento da temperatura tende a elevar a velocidade de uma reação, porque quanto maior for a temperatura maior será a proporção de moléculas que terão energia suficiente para reagir.

Aumentando-se a concentração dos reagentes aumentam-se os números de colisões das moléculas, e conseqüentemente, aumenta a velocidade da reação. Portanto, a velocidade é diretamente proporcional a concentração dos reagentes.

Quanto maior a superfície de contato, maior o número de choques efetivos entre as partículas dos reagentes e, portanto, maior será a velocidade da reação.

Catalisadores são substâncias que aceleram uma reação, mas não sofre, no processo, modificação da sua natureza química. A sua função é diminuir a energia de ativação da reação.

OBJETIVO

Estudar os fatores que influem na velocidade de uma reação.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiais e reagentes:

• Ácido Oxálico (H2C2O4) 0,5 M;

• Batata;

• Béquer de 100mL;

• Cronômetro;

• Espátula;

• Fígado;

• Limalha de ferro;

• Óxido de manganês (MnO2);

• Permanganato de Potássio (KMnO4) 0,04M;

• Permanganato de Potássio (KMnO4) 0,004M;

• Permanganato de Potássio (KMnO4) 0,0004M;

• Peróxido de hidrogênio (H2O2);

• Pregos;

• Solução 2M de HCl;

• Termômetro;

• Tubos de ensaio.

Procedimentos

Parte I

Procedeu da seguinte forma, inicialmente colocou um prego de ferro num tubo de ensaio, após adicionou uma solução de acido clorídrico 20%.Procedendo da mesma forma com a limalha de ferro, que em seguida foi observado o que aconteceu.

Parte II

Colocou-se no tubo de ensaio água oxigenada e adicionou alguns cristais de MnO2. Com isso observou a reação de decomposição da água oxigenada.

Parte II-b

Pegou-se quatro béqueres, enumerando-os de 1 a 4. No primeiro colocou-se um pedaço de batata crua e peróxido de hidrogênio, no segundo adicionou um pedaço de fígado cru e peróxido de hidrogênio. No terceiro e quarto colocou-se, respectivamente, pedaços de batata cozida e pedaços de fígado cozido e adicionou peróxido de hidrogênio e observou os resultados nas 4 amostras.

Parte III

Adicionou em um erlenmeyer 10 mL de ácido clorídrico (HCl) 2M e 6 mL de ácido oxálico 0,5M, deixou a mistura em repouso marcando o tempo de descoramento, repita o procedimento usando agora uma

solução de KMNO4 a 0,004M e outra usando uma solução de KMNO4 0,0004M. Observando o tempo de descoramento para cada solução.

Parte IV

Inicialmente procedeu-se da seguinte forma, encheu-se um béquer com água gelada, a qual foi aferida a temperatura, adicionou-se nesta um comprimido efervescente, anotando o tempo de dissolução completa. Procedeu da mesma maneira usando água à temperatura ambiente e água quente. Observando e anotando o tempo de dissolução de cada caso.

RESULTADOS

Parte I

Influência da superfície de contato

Quando adicionou a solução de ácido clorídrico 20 % no tubo de ensaio contendo um prego de ferro (ferro maciço), observou-se que a reação se processou de forma moderada, ou seja, não ocorreu de forma instantânea. Ao contrário, observou-se que quando se adicionou ácido clorídrico no tubo de ensaio contendo limalha de ferro (ferro em pó), a reação ocorreu com uma maior velocidade quando comparada com o tubo que continha o prego de ferro.

Parte II

Influência do catalisador

Quando adicionou cristais de óxido de magnésio (MnO2) no tubo de ensaio contendo peróxido de hidrogênio (H2O2), observou-se que a reação se processou de maneira muito veloz, havendo desprendimento de gás.

Parte II-b

Ao adicionar peróxido de hidrogênio (H2O2) nos béqueres contendo a batata crua e o fígado cru, percebeu-se que a reação ocorreu com uma alta velocidade. Quando se adicionou o peróxido de hidrogênio nos béqueres nos quais continham a batata cozida e o fígado cozido, observou-se que a reação ocorreu de maneira sutil, ou seja, mais lenta do que o ocorrido com a batata crua e com o fígado cru.

Quando se comparou as reações ocorridas nos béqueres do fígado e da batata, verificou-se que a reação processada com o fígado foi mais rápida do que a reação com a batata.

Parte III

Influência da concentração

Ao adicionar o Permanganato de Potássio nos erlenmeyer, observou-se que a descoração se processou mais rapidamente no erlenmeyer que continha o permanganato de potássio de menor concentração (KMnO4 0,0004 M).

Parte IV

Influência da temperatura

Ao adicionar o comprimido efervescente nos béqueres contendo água gelada, água a temperatura ambiente e água quente, nas quais se encontravam a temperaturas de 18ºC, 27ºC, 50ºC, respectivamente, verificou-se que a dissolução completa do comprimido ocorreu de forma mais rápida no béquer que continha água quente (50ºC), gastando pouco tempo pra o comprimido se dissolver completamente. No béquer contendo água a temperatura ambiente (27ºC), a dissolução ocorreu com uma velocidade moderada. E no béquer contendo água gelada (18ºC), a dissolução completa do comprimido se processou de forma lenta, gastando um maior tempo pra se dissolver completamente.

DISCUSSÃO

Parte I-Influência da superfície de contato:

O experimento realizado expressa a influência da superfície de contato na velocidade da reação. Para ocorrer uma reação química é necessária que as espécies reagentes colidam entre si numa orientação favorável e com energia suficiente para romper as ligações dos reagentes e a formação das ligações dos produtos.

Assim quanto maior for a superfície de contato entre os reagentes a possibilidade de um maior número de choques efetivos ocorrer aumenta, essa maior superfície de contato aumenta a velocidade da reação. Isso foi comprovado no experimento através da visualização direta da reação, pois imediatamente ao reagirmos limalha de ferro

(ferro em pó) com ácido clorídrico 20% a reação foi instantânea com uma velocidade alta favorecida pela enorme superfície de contato entre os reagentes. Já na reação do prego (ferro maciço) com ácido clorídrico 20% a reação foi bem mais lenta, pois a dificuldade das colisões efetivas ocorrerem diminuíram consideravelmente pela diminuição da superfície de contato, diminuindo assim a velocidade da reação.

Fe(prego) + HCl(aq) FeCl2(aq) + H2(g)

Fe(limalha) + HCl(aq) FeCl2(aq) + H2(g)

Parte II (a)- Influência do catalisador

O catalisador é uma substância (no experimento o óxido de manganês) que aumenta a velocidade de uma reação, porque ele diminui a quantidade de energia que as moléculas necessitam atingir (energia de ativação Ea) para a realização de choques efetivos, o catalisador atua no mecanismo da reação na etapa lenta, justamente a etapa que determina a velocidade da reação, criando uma nova rota para a reação muito mais favorável. Na prática realizada temos uma catálise heterogênea, onde o catalisador é um óxido sólido e o reagente é um liquido (o peróxido de hidrogenio). O catalisador nessa como em qualquer reação permanece inalterado qualitativa e quantitativamente após a reação se processar não participando da formação dos produtos.

A decomposição do peróxido de hidrogênio sem a presença de um catalisador se efetua espontaneamente, mas a velocidade dessa reação é muito baixa, quando comparada essa reação ocorrendo na presença do catalisador (óxido de manganês) que oferece uma nova rota para essa reação, pois propicia à reação a necessidade de uma menor energia de ativação, então um maior número de moléculas vão ter energia suficiente para se colidirem de forma efetiva, consequentemente a velocidade da reação irá aumentar.

MnO2

2 H2O2(aq) 2 H2O(aq) + O2(g)

Parte II(b)-Catálise enzimática

No experimento realizado com a batata e o fígado, uma enzima (catalase, um tipo de peroxidase) presente em ambos funciona como

catalisador (numa catalise enzimática) da reação de decomposição da água oxigenada.

Essa enzima é uma proteína que atua como catalisador em reações biológicas, por conter um sítio ativo específico para o substrato, transformando o reagente em produto, o sítio ativo como em qualquer outro catalisador retorna a seu estado original depois que os produtos são formados. A catalase apresenta temperatura ótima de atividade ao redor dosa 37ºC, mas a temperatura ambiente tem um bom funcionamento catalítico.

No experimento realizado com a batata sem cozimento prévio a decomposição da água oxigenada na reação foi a uma velocidade média, quando comparamos com a velocidade da decomposição do fígado cru na mesma temperatura ambiente que teve uma velocidade bem mais elevada de decomposição, esse fato deve-se a maior concentração de catalase no fígado com relação à batata.

A estabilidade e o funcionamento de uma enzima (proteína) decrescem ou ela é desativada quando trabalhamos com temperaturas elevadas ( como a 60 graus) tendo sua atividade catalítica das reações desativada. Na realização do experimento onde a batata e o fígado foram colocados em um béquer com água e postos para uma fervura previa, estávamos na verdade desnaturando a catalase, impedindo que elas realizassem o seu poder catalítico.Assim quando colocamos a batata e o fígado em contato com a água oxigenada para reagir essa reação na ocorreu devido a enzima ter sido desnaturada e onde essa enzima só atua na temperatura ambiente e a temperatura estava em 55 ºC,

O nome do gás constituinte das bolhas é o gás oxigênio.

Parte III – Influência da concentração

O aumento da concentração dos reagentes promove o aumento do número de colisões entre as moléculas. Isso faz com que a probabilidade de colisões efetivas acontecerem para a formação do complexo ativado seja maior. Logo, quanto maior a concentração dos reagentes, maior será a velocidade da reação.

Porém o experimento realizado não foi coerente com a teoria pois a reação ocorreu mais rapidamente com o Permanganato de Potássio de menor concentração.

V=d[A]/dt

V1 = 0, 04 / 361

V1 = 0, 0001108 Mol / seg.

V2 = 0, 004 / 262

V2 = 0, 0000153 Mol / seg.

V3 = 0,0004 / 77

V3 = 0, 00000519 Mol / seg.

Média das velocidades

Vm = (V1 + V2 + V3) / 3

Vm = (0, 0001108 + 0, 0000153 + 0, 00000519) / 3

Vm = 0, 00004376 Mol / seg.

Parte IV- Influência da temperatura

Um aumento da temperatura do meio onde a reação se processa provoca um aumento na energia cinética das moléculas, que consequentemente aumenta a taxa de choques num intervalo de tempo, assim o número de choques efetivos aumenta , elevando a velocidade da reação.

Experimentos realizados a temperaturas elevadas tendem a ser mais rápidos. Fato que foi comprovado na pratica onde três pedaços iguais do comprimido efervescente (bicarbonato de sódio e carbonato se sódio) foram postos para reagir em temperaturas distintas.

CONCLUSÃO

Sendo assim, com estes experimentos, discutiu-se sobre a importância da cinética química, e disto a necessidade de conhecerem-se os fatores que influem na velocidade de uma reação química.

E vimos em um dos experimentos que o mesmo não foi condizente com a teoria.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

ATKINS, P. W; PAULA, Julio de. Fisico-quimica. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC Ed, c2004. v.3

ATKINS, P.W.(Peter William); JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001.

RUSSELL, John B. Quimica geral. 2. ed Sao Paulo: MAKRON Books, c1994. 2 v ISBN 8534601925 v.1

UTILIZAÇÃO DE CATALISADORES HETEROGÊNEOS E PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO NA DESCOLORIZAÇÃO DE EFLUENTES TÊXTEIS

Raquel Antunes Hess, Vinicius braganholo carpentieri

Última alteração: 2009-05-23

Resumo

Os corantes azo, tóxicos para a vida aquática e cancerígenos para os humanos,

compõem a classe de corantes mais comumente utilizada na indústria têxtil e se sabe

que partes dessas substâncias são lançadas em efluentes industriais não tratados. A

preocupação com a contaminação ambiental fez com que estudos sobre métodos

eficazes para a degradação de poluentes orgânicos aumentassem. Peróxido de

hidrogênio é um oxidante químico útil para a decomposição de compostos orgânicos e a

combinação com luz UV e/ou um catalisador adequado, produz radicais hidroxila

capazes de oxidar rápida e não-seletivamente inúmeros compostos. A decomposição

catalítica de peróxido de hidrogênio na presença de óxidos metálicos (ferro, manganês,

cobalto, cobre) tem sido recentemente estudada. A peroxidação catalítica heterogênea

de compostos orgânicos tem se mostrada mais vantajosa que as reações homogêneas,

pelo fato de o catalisador ser facilmente recuperado e reutilizado na reação. Entretanto,

a falta de estabilidade do catalisador, além das restrições difusionais inerentes aos

processos heterogêneos são ainda temas que devem ser avaliados, de modo a ampliar as

aplicações dessa tecnologia para uso em larga escala. O objetivo deste trabalho é

preparar, caracterizar e avaliar a atividade catalítica de diferentes compósitos de ferro

e/ou manganês, como catalisadores heterogêneos para a oxidação avançada do corante

têxtil vermelho Procion HE7B. O corante vermelho Procion HE7B é um azo composto

e frequentemente encontra-se em efluentes de indústrias têxteis. Foram utilizados

compósitos sintetizados em laboratório contendo óxido de ferro (CAT4) e, contendo

óxidos de manganês calcinados a diferentes temperaturas (CAT5, CAT6, CAT7, CAT8,

CAT9). Testes preliminares indicaram que a degradação do corante pelo peróxido de

hidrogênio na ausência de catalisadores na faixa de pH de 2 a 11 é desprezível. A

decomposição catalítica heterogênea do corante vermelho Procion HE7B foi estudada

na faixa de pH de 2 a 11, utilizando a dosagem de catalisador 2 g/L e concentração de

H2O2 na faixa de 50 a 1000 mg/L. A cinética de descolorização foi acompanhada num

espectrofotômetro UV/vis, no comprimento de onda de máxima absorção do

corante(543nm). Os catalisadores contendo óxido de manganês (CAT5, CAT6, CAT7,

CAT8, CAT9) mostraram-se pouco ativos na degradação do corante, na faixa de pH de

2,5 a 11 e apresentaram lenta cinética de descolorização. Este resultado é devido à baixa

eficiência da decomposição do peróxido de hidrogênio na superfície dos catalisadores

de manganês. O CAT4, catalisador sólido contendo 7,92% Fe2O3/carvão mineral, dentre

os catalisadores avaliados neste trabalho foi o que mostrou maior atividade catalítica na

degradação do corante, em pH menor que 4. A cinética de descolorização foi avaliada

utilizando o método das velocidades iniciais e obedeceu a um modelo de

pseudoprimeira ordem em relação à concentração do corante. O mecanismo da reação

sugerido inclui uma etapa de decomposição catalítica de H2O2 para produzir radicais

HO● e HO2●, que então são capazes de oxidar as moléculas do corante.

É necessário inscrever-se na conferência para visualizar os documentos.

CatalaseOrigem: Wikipédia, a enciclopédia livre.

Ir para: navegação, pesquisa

Catalase

Catalase

Indicadores

Símbolo CAT

HUGO 1516

Entrez 847

OMIM 115500

RefSeq NM_001752

UniProt P04040

Outros dados

Número EC 1.11.1.6

Locus Cromossoma 11 p13

A catalase (formalmente denominada hidroperoxidase; E.C. 1.11.1.6) é uma enzima intracelular, encontrada na maioria dos organismos, que decompõe o peróxido de hidrogénio (H2O2) segundo a reacção química:

2 H2O2 → 2 H2O + O2.

Esta enzima encontra-se nos peroxissomas em animais e plantas e também nos glioxissomas (apenas em plantas) e no citoplasma de procariontes.

Pertence à subclasse das enzimas oxidorredutases (E.C. 1) que usam o peróxido como aceitador de electrões (E.C. 1.11) e também como dador electrónico (E.C. 1.11.1). A catalase é portanto uma peroxidase.

Índice [esconder]

• 1 Estrutura • 2 Função • 3 Mecanismo da reacção

o 3.1 Parâmetros cinéticos • 4 Inibição • 5 Aplicações industriais e comerciais • 6 Teste da catalase • 7 Ver também • 8 Ligações externas

• 9 Referências

[editar] Estrutura

São conhecidas diversas estruturas cristalográficas da catalase, que estão disponíveis na Protein Data Bank, a maior base de dados do mundo de estruturas de proteínas[1]. O tipo mais comum de catalase é um tetrâmero de 240 kDa, ou seja, possui quatro cadeias polipeptídicas na sua estrutura quaternária, com cerca de 60 kDa de massa. Cada cadeia polipeptídica liga um grupo hemo, semelhante ao que existe na hemoglobina, possuindo então cada hemo um ião de ferro. É este centro metálico que reage com o peróxido de hidrogénio.

Algumas catalases são não-hémicas, possuindo em vez do grupo hemo um centro binuclear de manganês.[2]

[editar] Função

O peróxido de hidrogénio é um produto decorrente do metabolismo celular em organismos expostos ao oxigénio atmosférico. Uma das fontes de peróxido de hidrogénio é a β-oxidação de ácidos gordos, necessária para a produção de diversos metabolitos essenciais. O peróxido de hidrogénio está relacionado com diversas patologias ligadas ao stress oxidativo. [3]

Sendo tóxico para as células, o peróxido tem de ser rapidamente convertido numa espécie química que seja inócua. A catalase tem o mais alto número de turnover (kcat) conhecido em enzimas: uma molécula de catalase pode catalisar a decomposição de até 40 000 000 moléculas de peróxido de hidrogénio por segundo [4], tornando-a numa enzima importante para a desintoxicação desta substância.

Algumas células do sistema imunitário produzem peróxido de hidrogénio para uso como agente antibacteriano. As bactérias patogénicas que possuem catalase são capazes de resistir a este ataque graças à presença da enzima, conseguindo sobreviver nas células que invadem.

A catalase parece estar envolvida no mecanismo de envelhecimento ligado ao stress oxidativo: mutantes de ratinhos expressando uma quantidade superior ao normal de catalase (cerca de 50% a mais) vivem por mais tempo.[5]

[editar] Mecanismo da reacção

A reacção catalisada por esta enzima é uma reacção de dismutação, ou seja, o substrato actua tanto como redutor como oxidante. Esta reacção também ocorre na ausência da catalase, mas mais lentamente, devido à presença de quantidades vestigiais de metais em solução (pela chamada reacção de Fenton)[6].

O mecanismo da reacção da catalase hémica, ou seja, os passos que a enzima efectua na decomposição do peróxido de hidrogénio, não é totalmente conhecido. Sabe-se que a reacção química ocorre em duas etapas fundamentais:

1. H2O2 + Fe(III)-E → H2O + O=Fe(IV)-E

1. H2O2 + O=Fe(IV)-E → H2O + Fe(III)-E + O2

em que Fe-E representa o átomo de ferro do grupo hemo ligado à enzima.

Quando o H2O2 entra no centro activo da catalase, interage com dois aminoácidos da cadeia polipeptídica da enzima: uma histidina e uma asparagina. Um dos átomos de hidrogénio do H2O2 (sob a forma de protão) é transferido de um oxigénio para o segundo. Como consequência, a ligação entre os dois átomos de oxigénio sofre uma distensão e quebra-se heteroliticamente (ou seja, de uma forma desigual: os electrões responsáveis pela ligação química O-O deslocam-se para a molécula de água agora formada). O restante átomo de oxigénio coordena-se (liga-se) ao ferro (que está no estado de oxidação +3), formando a espécie Fe(IV)=O e libertando uma molécula de água.

A espécie Fe(IV)=O (ferro no estado de oxidação +4 com um átomo de oxigénio ligado) é muito oxidante e reage com uma segunda molécula de peróxido de hidrogénio, retirando-lhe um átomo de oxigénio. Forma-se assim o O2, que se liberta do ferro, e uma segunda molécula de água. O ião de ferro volta ao estado de oxidação +3.

A catalase é também capaz de catalisar a oxidação de outras moléculas como o formaldeído, o ácido fórmico e alguns álcoois. Neste tipo de reacção, a catalase usa uma molécula de peróxido de hidrogénio como agente oxidante, segundo a reacção:

H2O2 + H2R → 2H2O + R

em que R é a forma oxidada da molécula que sofre a reacção. Este mecanismo reaccional também não é bem conhecido.

Nas catalases de manganês (Mn), o peróxido de hidrogénio liga-se ao centro binuclear metálico, ocorrendo uma mudança de estados de oxidação entre Mn(II)-Mn(II) e Mn(III)-Mn(III).[2]

[editar] Parâmetros cinéticos

Como já referido, a catalase possui o mais alto número de turnover, kcat, conhecido em enzimas, 4×107 s-1. A maioria das enzimas possui kcat entre 1 s-1 e 1000 s-1.[4] A sua constante de Michaelis-Menten, KM, é relativamente alta: 1,1 M. Isto significa que é uma enzima relativamente difícil de saturar, ou seja, só atinge a velocidade máxima da reacção a elevadas concentrações de peróxido. A constante de especificidade, kcat/KM, é

então aproximadamente 4×107 M-1s-1, um valor próximo dos limites de difusão de moléculas em solventes (entre 108 e 109 M-1s-1) [7], sendo a catalase então uma enzima quase cataliticamente perfeita. A aplicação deste tipo de parâmetros à catalase não é muito directa, pois esta enzima só tem comportamento cinético descritível pela equação de Michaelis-Menten quando o peróxido se encontra em baixas concentrações. [2] Ainda assim, é sabido que a catalase é mais eficiente na captação e desintoxicação celular do H2O2 que outros tipos de peroxidase. [8]

[editar] Inibição

Quaisquer íons metálicos (em especial cobre(II) e ferro(II)) podem agir como inibidores não competitivos da catalase. Os venenos cianeto e curare são inibidores competitivos da catalase, ou seja, ligam-se fortemente ao centro activo, impedindo a ligação do peróxido de hidrogénio.

[editar] Aplicações industriais e comerciais

A catalase é usada na indústria têxtil para a remoção de peróxido de hidrogénio de tecidos. Encontra-se também em alguns produtos de limpeza de lentes de contacto, agindo como agente antibacteriano.

Mais recentemente, a catalase tem sido usada em cosmética, em máscaras de beleza combinando a enzima e peróxido de hidrogénio para aumentar a oxigenação celular das camadas superiores da epiderme.

[editar] Teste da catalase

O chamado teste da catalase é usado em microbiologia e consiste na detecção de catalase em bactérias, servindo essencialmente para a distinção entre estafilococos e estreptococos. Uma gota de peróxido de hidrogénio a 3%(v/v) é depositada numa lâmina de microscópio; uma amostra (uma gota de cultura líquida do microorganismo a testar ou uma colónia colhida com uma ansa de inoculação ou um palito) é então esfregada nesta gota. Se aparecem bolhas, o organismo é catalase-positivo (possui catalase, caso dos estafilococos), se não é catalase-negativo (estreptococos). As bolhas são formadas pelo oxigénio molecular libertado na reacção da catalase.

[editar] Ver também

• Peroxissoma • Acatalasia • Superóxido desproporcional

[editar] Ligações externas

A Wikipédia possui o portal:Portal da Bioquímica

• Perguntas frequentes sobre Catalase (em inglês)

Referências

1. ↑ http://www.pdb.org2. ↑ a b c P. Chelikani, I. Fita, e P.C. Loewen, "Diversity of structures and

properties among catalases", Cellular and Molecular Life Sciences (2004), 61, p.192-208.

3. ↑ M. Rojkind, J.-A. Domínguez-Rosales, N. Nieto, P. Greenwel, "Role of hydrogen peroxide and oxidative stress in healing responses", Cellular and Molecular Life Sciences (2002), 59(11), p. 1872-1891

4. ↑ a b NELSON, David L., COX, Michael M., Lehninger Principles of Biochemistry, 4ª edição, W. H. Freeman, 2005, ISBN 978-0716743392

5. ↑ Richard G. Cutler, "Oxidative Stress and Aging: Catalase Is a Longevity Determinant Enzyme", Rejuvenation Research (2005), 8(3), p. 138-140

6. ↑ B. Halliwell, J. M. C. Gutteridge, Methods in Enzymology (1990), 186, p. 1

7. ↑ A. Fersht, Structure and Mechanism in Protein Science, W. H. Freeman and Company, Nova Iorque, p. 166, 1999

8. ↑ P.A. Southorn "Free radicals in medicine. I. Chemical nature and biological reactions", Mayo Clin. Proc. (1988), 63, p. 381-389.