Relatório Química Determinando a Velocidade das Reações

Universidade Federal do Rio Grande do Norte

Secretária de Educação a Distância

Disciplina: Cinética Experimental

Profa. Ana Cristina

Monitora: Daniella

Aula 02 -  Determinando a velocidade das reações (experimental)

Comentários e equações

Introdução

Neste experimento iremos medir o tempo necessário para que uma determinada quantidade de reagente desapareça, utilizando um cronometro. A reação estudada será da velocidade de oxidação do íon iodeto pelo peróxido de hidrogênio, conhecido comumente como água oxigenada (H2O2). A reação ocorre segundo a seguinte reação estequiométrica:

H2O2 (l) + 2I-(aq)  + 2H+(aq)  → I2 (g)  + 2H2O(l)  (reação 1)

        O método funciona quanto uma quantidade fixa de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) é adicionada a mistura em relação com H2O2, KI, amido e tampão ácido acético-acetato de sódio. Este tampão mantém constante a concentração do íon hidrogênio em solução.  Quando o peróxido de hidrogênio (H2O2) reage com o íon iodeto (I-), iodo (I2) é produzido. O iodo (I2) formado reage muito rapidamente com o íon tiossulfato (S2O-23) para recuperar o iodeto, o que mantém, portanto a concentração de íon iodeto constante.

2S2O-23 (aq) + I2(g)    → 2I- (aq)  + S4O-26 (aq)      (reação 2)

        Quando todo o tiossulfato tiver sido utilizado, a concentração de I2 aumenta. Na presença do iodeto, o I2 molecular forma o íon complexo triiodeto:

I2  + I-               I3-     (reação 3)

        Este íon forma o complexo azul escuro com o amido adicionado. O aparecimento da cor azul indica que todo o tiossulfato foi utilizado. Vale lembrar que esta mudança de coloração corresponde a quantidade de estequiométrica de peróxido de hidrogênio também consumido na reação.

        Portanto medimos o tempo necessário para que uma determinada quantidade de tiossulfato e peróxido de hidrogênio possam reagir. Quanto maior for a velocidade de reação, menor será o tempo da reação, uma vez que a velocidade e o tempo da reação são inversamente proporcionais.

Experimento I

Observe que com a variação das concentrações de cada um destes três reagentes (H2O2, I- e H+), determinaremos a ordem da reação em relação a cada um dos reagentes e a lei de velocidade de cada reação, que tem a forma:

     (equação 1)   [pic 1]

A tabela abaixo mostra os dados para obtenção das concentrações:

Experimento	Água (mL)	Tampão  (HC2H3O2/ NaC2H3O2) 0,05 M (mL)	HC2H3O2 0,3 M (mL)	KI 0,05 M (mL)	CuSO4 0,1 M (mL)	Amido a 0,1% (mL)	H2O2 0,8 M (mL)	Na2S2O3 0,05M (mL)	Volume Final (mL)	Tempo da reação (minutos)	[H2O2] final mol/L
1	75	30	0	25	0	5	10	5	150	2 a 4 min.	0,053
2	75	30	0	25	0	5	10	5	150	2 a 4 min.	0,053
3	80	30	0	25	0	5	5	5	150	Pelo menos igual ao exp. 1	0,027
4	50	30	0	50	0	5	10	5	150	Conc. KI duplicada, o tempo da reação deve ser menor.	0,053
5	30	30	45	25	0	5	10	5	150	[H+] é quase 10 vezes maior. Se o tempo da reação for o mesmo que o exp. 1 sugere que a reação é de ordem zero para este reagente.	0,053
6	70	30	0	25	5	5	10	5	150	O cobre funciona como catalisador da reação, portanto a reação deve ocorrer em tempo menor que o observado para exp. 1	0,053

- Calculo da concentração final [H2O2] no experimento 1: