Relatório Experimento 8

1 INTRODUÇÃO

No decorrer da história, a humanidade teve a oportunidade de resolver muitas questões desafiadoras através das reações químicas. Mas para que alcançar o conhecimento que temos hoje, foi preciso muito trabalho, sendo um deles aprender a alterar a velocidade das reações químicas, seja acelerando ou retardando seu processo, dependendo de seu comportamento natural. Este estudo além de ser de muitíssima importância na indústria, também está relacionado ao nosso cotidiano, como quando guardamos alimentos em um refrigerador para retardar as reações que os decompõem, ou quando utilizamos uma panela de pressão para um cozimento rápido.

Contudo para que uma reação química ocorra, existem duas condições: A primeira condição é a afinidade química entre as substâncias que participarão da reação; A segunda é a de haver colisões entre as moléculas dos reagentes que provoquem a quebra das ligações para que se formem novas ligações.

Como em qualquer tipo de ação ou reação, as reações químicas sofrem alterações por alguns fatores externos, que podem aumentar ou diminuir a velocidade em que essa reação ocorrerá. Esses fatores podem ser, por exemplo, a temperatura, pressão, superfície de contato e etc.

Neste experimento utilizou-se a equação de velocidade da reação para comparar o tempo de reação nas diferentes situações de alteração de superfície de contato, a mesma pode ser escrita como:

V = K . [A]X . [B]Y

Onde a velocidade da reação, representado na equação pela letra V, depende da multiplicação entre a constante de velocidade (K), a concentração molar de A e B, sendo que ambos levam respectivamente os expoentes X e Y os quais são experimentalmente determinados, os mesmos constam na Lei da Velocidade.

A Lei da Velocidade, também conhecida como Lei de Guldberg-Waage, foi proposta pelos cientistas noruegueses Guldberg e Waage no ano de 1867.

Guldberg e Waage (1867) esclarecem que: “A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados.”[1].

Neste relatório demonstraremos como podemos aplicar a Cinética Química nas reações de forma a modificar sua velocidade, seja a aumentando ou diminuindo, dependendo de seu comportamento natural.

2 OBJETIVO

Determinar a ordem de reação do tiossulfato de cobre e ácido clorídrico, levando em consideração a superfície de contato, concentração e temperatura na velocidade da reação.

3 MATERIAIS

Amostras de comprimido de Sonrisal®, ácido clorídrico em concentrações 2,0 mol/L e 0,3 mol/L, tiossulfato de sódio em concentrações 0,06 mol/L e 0,2 mol/L, gelo e água.

4 PROCEDIMENTO E RESULTADO

4.1 EFEITO DA SUPERFÍCIE DE CONTATO NA VELOCIDADE DA REAÇÃO

Após secar dois béqueres, colocou-se 25 mL de água em cada um, em seguida se dividiu um comprimido de Sonrisal® em quatro partes iguais, um quarto deste comprimido se manteve intacto, outro quarto foi triturado com o almofariz e pistilo, em seguida colocou-se o comprimido em pó em um béquer e o inteiro em outro e se cronometrou o tempo, no comprimido sem triturar, o tempo observado até a total dissolução foi de 130 s e no triturado 75 s.

Tabela 1: Dados efeito da superfície de contato na velocidade da reação.

Béquer	Tempo
1 (Sonrisal® comprimido sem triturar)	130 s
2 (Sonrisal® comprimido triturado)	75 s

4.2 DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO PARA S2O3^-2(aq).

Foram preparadas 5 soluções aquosas de tiossulfato de sódio, no tubo de ensaio 1 foram colocados 12 mL de NaS2O3(0,06 mol L-1). No tubo 2, 10 mL de NaS2O3(0,06 mol L-1) e 2 mL de H2O. No tubo 3, 7,5 mL de NaS2O3(0,06 mol L-1) e 4,5 mL de H2O. No tubo 4, 3,5 mL de NaS2O3(0,06 mol L-1) e 8,5 mL de H2O. No tubo 5, 2,0 mL de NaS2O3(0,06 mol L-1) e 10 mL de H2O. Em seguida foram adicionados 2,5 mL de HCl 2,0 mol L-1 em cada um dos tubos, e foi feito um teste onde após agitação obteve-se os seguintes tempos até que a solução ficasse branca e que fosse impossível observar uma folha preta em baixo do béquer:

Tabela 2: Dados da determinação da ordem de reação para S2O3^-2(aq).

Tubo	NaS2O3 (0,06 mol/L)	H2O	Tempo
1	12 mL	----------	750 s
2	10 mL	2 mL	855 s
3	7,5 mL	4,5 mL	966 s
4	3,5 mL	8,5 mL	1206 s
5	2 mL	10 mL	1503 s

4.2.1 Calculo da ordem de reação

Para se calcular a ordem de reação é necessário usar a equação da velocidade da equação:

V= k.[S203^-2]ᵃ.[H+]ᵇ

Como a concentração do íon H+ é constante podemos simplificar a equação para:

V= k.[S203^-2]ᵃ

Linearizando a equação podemos utilizar o logaritmo natural.

ln(1/t)=c+a.ln[S2O3^-2]

Os valores obtidos nesta equação servirão para construir o gráfico, logo a baixo segue a tabela com os valores:

Tabela 3: Dados adicionado ao gráfico.

Tubo	[S2O3^-2]	ln[S2O3^-2]	Tempo	ln(1/Tempo)
1	0,04966	-3,00256	750 s	-6,620
2	0,04138	-3,18496	855 s	-6,751
3	0,03103	-3,47280	966 s	-6,873
4	0,01448	-4,23499	1206 s	-7,095
5	0,00828	-4,79391	1503 s	-7,315

Os dados de ln[S2O3^-2] corresponde ao eixo x e os dados de ln(1/tempo) corresponde ao eixo y, assim é demonstrado o gráfico com sua respectiva equação da reta:

[pic 1]

Figura 1: Gráfico do ln[S2O3^-2] vs ln(1/Tempo)