A Determinação da energia de ativação de uma reação química iônica

[pic 1]

Débora Batista – 201721193

Gabriel Henrique Canestri Cerqueira - 201720440

Lara de Abreu Lima Nogueira - 201421465

Maísa Azarias - 201321188

 Determinação da energia de ativação de uma reação química iônica

Lavras

2018

Introdução

        A cinética química estuda o comportamento das reações químicas em relação ao tempo, ou seja, a velocidade na qual as reações químicas ocorrem. Esta velocidade pode ser determinada por meio da razão entre a taxa variação da concentração de qualquer um dos componentes e do tempo gasto para a reação se completar. Existem quatro fatores importantes que afetam as velocidades das reações, o estado físico dos reagentes, as concentrações dos reagentes, a temperatura na qual a reação ocorre e a presença de um catalisador (ATKINS, DE PAULA, 2008).

        O método da velocidade inicial possui a vantagem de que não há presença de produtos durante a reação, não afetando a velocidade e nem dificultando a interpretação dos resultados.

        Pode-se determinar a velocidade de uma reação genérica como demonstrado abaixo:

        α A + βB ⇌ γC + σD        (Equação 1)

        A partir desta reação, é possível determinar a lei da velocidade:

V=  =  =  =  = k[A]α[B]β     (Equação 2)[pic 2][pic 3][pic 4][pic 5]

        Onde k é a constante de velocidade da reação apresentada acima. O expoente α e β representam as ordens parciais de reação em relação a A e B, respectivamente. Analisando experimentalmente a dependência entre a velocidade e a concentração, esses expoentes podem ser determinados (reação de primeira ou de segunda ordem) e após isto, pode-se determinar a ordem global da reação, que consiste na soma dos dois expoentes. Assim, consegue-se determinar os mecanismos de reação, além das energias envolvidas e das constantes (COELHO, 2010).

        Este método, método das velocidades iniciais determina a ordem da reação, a partir da concentração obtida e relacionada com uma dada espécie química.  Desta forma antes que a reação se desenvolva significativamente a equação pode ser escrita como:

V0= k[Ao]α [Bo]β   (Equação 3)

                Ao manter constante a concentração de B e variar a de A ao longo do tempo, pode-se determinar o expoente α, tendo valores de velocidade associadas a essas concentrações. Pois desta forma o método das velocidades iniciais juntamente com o método do isolamento, estabelece as ordens parciais da reação. Portanto, a equação da velocidade passar a ser:

V= k’[Ao]α    (Equação 4)

onde, k’= k[Bo]β. Aplicando-se o logarítimo de ambos os lados, obtém-se:

log Vo= log k’ + α log [Ao]

        Com o valores das velocidades e das respectivas concentrações [Ao], constrói-se o gráfico de concentração de A versus o logaritmo da velocidade, em que o coeficiente angular da reta corresponde a α que é a ordem da reação em relação a A. O expoente β é determinado da mesma forma, porém se mantém constante a concentração de A e varia B (MAGRIOTIS, RAMALHO, 2008).

Objetivo

        Determinar a ordem de reação de oxirredução entre o Fe2+ e o I- utilizando o método da velocidade inicial.

Materiais e reagentes

        Foi utilizado para realizar essa prática dez erlenmeyers de 250 mL, pipetas de 5, 10 e 20 mL, duas buretas de 50 mL, um termômetro de 0-100°C, um cronômetro, 500 mL de ácido nítrico 0,01 molL-1, 500 mL de nitrato de potássio 0,1 molL-1, 500 mL de iodeto de potássio 0,025 molL-1,  500 mL de nitrato férrico 0,017 molL-1, 100 mL de tiossulfato de sódio 0,01 molL-1 e solução aquosa 0,5% m/v de amido.

Procedimento

        Colocou-se na bureta a solução de 50 mL de tiossulfato e foram enumerados os dez erlenmeyers de 250 mL, adicionando as quantidades A, B, C, D e E citadas na tabela de MAGRIOTIS (p. 79, 2008) em cada erlenmeyer. Em seguida, anotou-se as temperaturas das soluções após o equilíbrio térmico ser atingido, sendo esta aproximadamente 25 ºC, temperatura ambiente. No frasco 1, adicionou-se a quantidade da solução de KI indicada na coluna F da tabela já mencionada, disparando o cronômetro  ao mesmo tempo e agitando a solução imediatamente para homogeneizá-la durante os primeiros 30 segundos, após isso começou-se a titular com a solução de tiossulfato até o desaparecimento da coloração azul, e em seguida quando a coloração azul voltou a aparecer, esperou 60 segundos e voltou a titular  com a mesma solução. Novamente, com o desaparecimento da coloração azul, realizou mais uma vez o último processo, anotando-se o volume de tiossulfato gasto, descrito na Tabela 1.

Fez-se isso para todos os dez erlenmeyers variando somente a quantidade de KI necessária para cada um, descrito na tabela de MAGRIOTIS, já citada anteriormente.

Resultados e discussão

Neste experimento foi estudada a seguinte reação de oxirredução.

2 Fe3+ + 2I-                      2 Fe2+ +  I2  (Reação 1)[pic 6]

No qual o íon férrico será reduzido e o Iodo será oxidado. A velocidade da reação (1) é dada pela equação:

     (Equação 5)[pic 7]

Uma vez que α se refere à ordem de reação em relação ao Fe3+ e β se refere à ordem de reação em relação a I- é possível obter a ordem de reação global que é dada pela soma dos dois coeficientes.