Trabalho Completo DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE UMA REAÇÃO: MÉTODO DA VELOCIDADE INICIAL

DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE UMA REAÇÃO: MÉTODO DA VELOCIDADE INICIAL

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Categoria: Ciências

Enviado por: lllaricastro 10 setembro 2013

Palavras: 1421 | Páginas: 6

INTRODUÇÃO

Em química, é importante o conhecimento sobre o quão rapidamente os reagentes são consumidos ou os produtos são formados. Definimos então a velocidade da reação como a variação da concentração de um dos reagentes ou dos produtos divididos pelo tempo que a mudança leva a ocorrer.

As tendências das velocidades das reações são comumente identificadas pelo exame da velocidade inicial da reação, a velocidade instantânea no inicio da reação. A vantagem de usar a velocidade inicial é que a presença de produtos durante a reação pode afetar a velocidade e a interpretação dos resultados torna-se muito complicado. Como não existem produtos no inicio da reação, é mais fácil encontrar as eventuais tendências produzidas pelos reagentes.

A definição de ordem de uma reação, tecnicamente, é a relação matemática que existe entre a taxa de desenvolvimento ou velocidade da reação e a concentração em quantidade de matéria dos reagentes. Mas pode ser definida à grosso modo, como a soma dos expoentes das concentrações reagentes na lei da velocidade e em relação a um determinado reagente é o expoente de sua concentração na lei da velocidade.Portanto, para determinar a ordem de uma reação, faz-se necessário ter primeiramente a lei da velocidade, que pode ser encontrada em dois métodos principais, o método do isolamento e o método das velocidades iniciais.

A técnica experimental usada para medir a velocidade da reação depende da rapidez da reação. Algumas reações podem levar semanas para apresentar mudanças significativas, mas ouras reações se apresentam muito rápidas, completa em poucos segundos.

No método das velocidades iniciais, a velocidade é medida no inicio da reação, com diferentes concentrações dos reagentes no sistema reacional. Considerando a reação hipotética a seguir:

A + B → C

A velocidade da reação pode ser dada como a derivada da concentração pelo tempo, ou seja:

Velocidade = -d[A]/dt ; Velocidade = -d[B]/dt ou Velocidade = d[C]/dt

Portanto, observa-se a dependência da velocidade em relação a concentração.Assim, se associarmos agora o método do isolamento, considerando uma equação genérica tem-se:

V=[A]α. [B]β. [C]γ...

Sendo [A]α, [B]β, [C]γ... valores iniciais de concentração, podemos calcular α mantendo [B] e [C] constantes, e para calcular β, [A] e [C] constantes, assim sucessivamente.

Tendo a lei das velocidades determinadas, podemos encontrar a ordem das reações, onde a lei das velocidades corresponde a:

V=k. [A]α.[B]β.[C]γ...

Onde a ordem global da reação se caracteriza pela soma de α + β + γ +...

OBJETIVOS

Determinar a ordem de uma reação química pelo método da velocidade inicial.

MATERIAIS

- 10 erlenmeyers de 250 mL;

- 1 proveta 50 mL;

- 1 bureta;

- 1 cronometro;

- 500 mL de acido nítrico 0,01M;

- 500 mL de nitrato de potássio 0,1M;

- 500 mL de iodeto de potássio 0,025M;

- 500 mL de nitrato férrico 0,017M;

- 100 mL de tiosulfato de sódio 0,01M;

- 20 mL de uma solução aquosa de amido 0,5%;

PROCEDIMENTO

Inicialmente, os erlenmeyers foram devidamente identificados, de 1 até 10, aos quais foram adicionados as quantidades citadas nas colunas abaixo.

Nos erlenmeyers de 1 a 5, foram adicionadas reagentes de acordo com as quantidades das colunas A, B, C, D e E. Já nos erlenmeyers de 6 a 10, adicionaram-se as quantidades citadas nas colunas B, C, D, E, e F.

Tabela 1: QUANTIDADES DE REAGENTES UTILIZADOS NOS ERLENMEYERS EM mL

FRASCO A B C D E F

Fe(NO3)3 HNO3 KNO3 H2O Amido KI

1 10 10 50 25 1 25

2 20 10 40 25 1 25

3 30 10 30 25 1 25

4 40 10 20 25 1 25

5 50 10 10 25 1 25

6 25 10 50 25 1 10

7 25 10 40 25 1 20

8 25 10 30 25 1 30

9 25 10 20 25 1 40

10 25 10 10 25 1 50

*quantidades apresentadas em mL

À bureta foram adicionados a solução de tiosulfato de sódio 0,01M.

Para o inicio da prática, tomou-se o frasco 1 e adicionou-se a quantidade de KI indicada na coluna F, tal que se aproxima bastante de uma mistura entre reagentes instantânea, disparando ao mesmo tempo o cronometro, e agitando a solução para homogeneízá-la. Após 30 segundos, adicionou-se o tiosulfato de sódio, gota a gota, até que a cor azul desaparecesse, ao passo de que o cronometro deveria ser parado imediatamente. Anota-se o tempo e a quantidade de tiosulfato de sódio utilizada.

O processo é repetido para os frascos de 2 a 5. Já para os frascos de 6 a 10, o procedimento é igual, exceto ao qual é adicionado o reagente do frasco A, Fe(NO3)3.

Tem-se então uma tabela comparativa do tempo de reação com o volume de tiosulfato de sódio.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

Como há duas reações envolvidas no método, a primeira, a própria reação onde estamos fazendo as medições de velocidades.

2Fe3+ + 2I- →2Fe+2 + 2I-

A segunda reação é a titulação do I2, fazendo-o reagir com Na2S2O3.

2 S2O3-2 +I2 → S4O6-2 +2I-

Quando, durante a titulação, todo o I2 houver sido retrasnformado em I-, desaparece a cor azul. Na verdade, determinar-se-à as quantidades de Fe+3 que reagiram através da analise da quantidade de I2 liberado (que é titulado pelo Na2S2O3)

Analisando a estequiometria das duas reações acima, verifica-se que 2 íons de Fe3+ reduzidos liberam 1 molécula de I2 e que 1 molécula de I2 reage com os íons Fe3+, ou melhor, 2 para 2 ou 1 para 1. Baseado nessa proporção, a quantidade de íons Fe3+ reduzido após cada titulação é dado por:

n Fe3+ (em mol) = Vsol Na2S2O3 da titulação .* 0,0001 mol/mL

Agora calcula-se a variação da concentração de Fe3+ (Δ [Fe3+]) em dado intervalo de tempo:

Δ [Fe3+] = n Fe3+/0, 121 L

Por fim, calcula-se a velocidade média da reação

Vmédia = Δ [Fe3+] / Δ t

Assim, constrói-se uma tabela com o logaritmo do valor da concentração inicial de [Fe3+] em função do logaritmo da velocidade estimada. Ao analisarmos os resultados obtidos no gráfico, temos que o coeficiente angular da melhor reta deverá ser numericamente igual á ordem da reação (α) em relação ao Fe3+

Utilizando os mesmos princípios e procedimentos para o calculo de α, nos tubos de 6 a 10 teremos o valor correspondente a β.

As reações envolvidas no processo são as mesmas anteriormente exemplificadas. Sendo assim, a estequiometrias das duas reações acima, verifica-se que 2 íons i- oxidados liberam 1 molécula de i2 e que 1 molécula de I2 reage com dois íons de S2O32-.Assim, deduzimos que a cada 2 íons de S2O32- utilizados na titulação correspondem a oxidação de 2 íons i-, ou melhor 2 para 2 ou 1 para 1.Baseando nessa proporção, a quantidade i- reduzido ( que reagiu) após cada titulação é dado por:

n I- (em mol) = Vsol Na2S2O3 da titulação .* 0,0001 mol/mL

Para a variação da concentração de I+ (Δ[I-]) em um dado intervalo de tempo, temos:

(Δ[I-]) = n I-oxidado /0,121 L

Por fim, é calculada a velocidade média da reação:

Vmédia = Δ [I-] / Δ t

Para a determinação da ordem global da reação, será feito a soma dos valores de α e β.

Inicialmente determinaremos os valores para ordem da reação relativa reagente Fe+3, correspondentes as amostras de 1 a 5. Segue-se os resultados nas tabelas devidamente indicadas e legendadas.

Tabela 2: CÁLCULO DO LOG DA CONCENTRAÇÃO DE Fe

VOLUME Fe (mL) n (Fe) [Fe] log [Fe]

10 0,000004 3,30579.10-05 -4,48073

20 0,000015 0,000123967 -3,90669

30 0,00001 8,26446.10-05 -4,08279

40 0,000019 0,000157025 -3,80403

50 0,000026 0,000214876 -3,66781

Tabela 3: CÁLCULO DO TEMPO RELACIONADO AO VOLUME GASTO DE TIOSSULFATO DE SÓDIO

Tempo (s) vol tiossulfato de sódio (mL) n(tio) n (Fe)

51 0,4 0, 000004 0, 000004

47,79 1,5 0, 000015 0, 000015

52 1 0, 00001 0, 00001

46,7 1,9 0, 000019 0, 000019

54,32 2,6 0, 000026 0, 000026

Tabela 4: CÁLCULO DO LOG DA VELOCIDADE DA REAÇÃO

[Fe] Tempo (s) Velocidade log velocidade

3,30579.10-05 51 6, 48193.10-07 -6, 1883

0,000123967 47,79 2, 59399.10-06 -5, 58603

8,26446.10-05 52 1, 58932.10-06 -5, 79879

0,000157025 46,7 3, 36242.10-06 -5, 47335

0,000214876 54,32 3, 95574.10-06 -5, 40277

Traça-se um gráfico a partir do logs da reação:

Podemos considerar, para esses resultados, que o valor real de m é 1, uma vez que é o número inteiro mais próximo do coeficiente angular da equação gerada.

Determinação da ordem de reação relativa ao reagente I-. Seguem-se resultados nas tabelas apresentadas.

Tabela 5; CÁLCULO DO LOG DA CONCENTRAÇÃO DE I

VOLUME KI n (KI) [KI] LOG

10 0,000004 3,30579.10-05 -4,48073

20 0,000005 4,13223.10-05 -4,38382

30 0,000017 0,000140496 -3,85234

40 0,00002 0,000165289 -3,78176

50 0,000026 0,000214876 -3,66781

Tabela 6: CÁLCULO DO TEMPO RELACIONADO AO VOLUME GASTO DE TIOSSULFATO DE SÓDIO

tempo (s) vol tiossulfato de sódio (mL) n(tio) n (KI)

33,56 0,4 0,000004 4.10-11

31,79 0,5 0,000005 5.10-11

34,48 1,7 0,000017 1,7.10-10

35,16 2 0,00002 2.10-10

37,61 2,6 0,000026 2,6.10-10

Tabela 7: CÁLCULO DO LOG DA VELOCIDADE DA REAÇÃO

[KI] tempo (s) velocidade log velocidade

3,31.10-05 33,56 9,85037.10-07 -6,00655

4,13.10-05 31,79 1,29985.10-06 -5,88611

0,00014 34,48 4,07471.10-06 -5,3899

0,000165 35,16 4,70106.10-06 -5,3278

0,000215 37,61 5,71327.10-06 -5,24312

Seguindo a mesma lógica anterior, temos que o coeficiente angular da reta normalizada corresponde ao valor da ordem da reação. Logo, temos que β corresponde ao valor do número inteiro mais próximo de 1, 062, sendo essa então a ordem 1.

A ordem global da reação é representada pela soma dos valores de α e β. Temos então que α = 1 e β=1, conseqüentemente, a ordem global da reação é 2.

CONCLUSÃO

Sem o conhecimento do valor da ordem da reação, torna-se impossível o cálculo da velocidade de uma reação química, mostrando-se um importante fator na área da química.

Concluímos então que com a prática realizada podemos compreender a definição da velocidade da reação e os dados da ordem da reação a partir do método das velocidades iniciais, através da variação de concentração de determinados reagentes e observando o efeito dessas mudanças no tempo requerido para que a reação complete.

REFERÊNCIAS

KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul. Química e Reações Química. 3ed Rio de Janeiro: Ltc, 1996.

ATKINS, Peter. JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3° edição. Bookman, 2005.

ATKINS, Peter. JONES, Loretta. Físico-Química. 3° edição. Vol.2 Bookman, 2006.