O Método da Velocidade Inicial

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FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL II

Determinação da Ordem de Uma Reação: Método da Velocidade Inicial

Francyene Souza Portela

        Monalisa Azevedo Moreira

LAVRAS – MG

2017

Introdução

A ordem de uma reação é uma relação matemática entre a velocidade em que uma reação química ocorre e a concentração dos reagentes envolvidos nesta reação. Essa velocidade refere-se ao tempo gasto para que os reagentes sejam consumidos para formar os produtos (Atkins & Jones, 2012).

Desta maneira, cinética química é o ramo da físico-química que estuda o tempo necessário para que as reações ocorram (Atkins, 2008).

Segundo Atkins e Jones (2012) mudanças instantâneas ocorrem no início de uma reação, para observar tais mudanças de maneira gradual no decorrer da reação utiliza-se a lei das velocidades iniciais para a determinação da ordem de sua reação, como pode ser observado no exemplo abaixo:

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Figura 1. Gráfico de Concentração versus tempo.

Para determinar esta grandeza, um dos métodos utilizados consiste em analisar a relação entre a velocidade inicial e a concentração dos componentes. Sendo assim, a lei de velocidade da reação a seguir, ɑA + βB ---> γC + бD, pode ser dada por (Atkins, 2008):

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Como pode ser observado pela equação acima, a concentração dos reagentes tendem a diminuir com o tempo, onde o sinal negativo representa o decaimento desta espécie.

Pela equação representada, os termos ɑ e β relacionam-se com as concentrações dos reagentes A e B e a velocidade em que sua reação ocorre e a ordem global desta reação química pode ser determinada pela soma de ɑ + β. Já a constante K depende da temperatura e de sua composição, mas é independente das concentrações, sendo assim cada reação possui sua lei de velocidade e constante específicas.

Portanto, os expoentes ɑ e β são determinados experimentalmente pelo método das velocidades iniciais que consiste em anter a concentração de B constante e variar a concentração de A para determinação de ɑ. Posteriormente variar a concentração de B e manter constante a concentração de A para determinação de β (Atkins, 2008), logo:

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Aplicando o logaritmo dos dois lados da equação temos:

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Dessa forma, por meio da regressão linear de V0 versus [A0] (ou [B0]), determina-se ɑ ou β sendo o coeficiente angular.

Como esta grandeza é responsável pela variação da constante de equilíbrio de uma reação química, a maioria das vezes é necessário manter constante a temperatura da reação.

Objetivo

Determinar a ordem de uma reação utilizando o método da velocidade inicial.

Materiais e Reagentes

• Pipetas de 20, 10 e 5 mL;
• Dez erlenmeyers de 250 mL;
• Bureta;
• Termômetro 0 - 100º C;
• Tiossulfato de sódio 0,01 M;
• Nitrato férrico 0,017 M;
• Ácido Nítrico 0,01 M;
• Nitrato de Potássio 0,1 M;
• Água destilada;
• Solução aquosa de amido 0,5%;
• Iodeto de potássio 0,025M.

Procedimento

Inicialmente enumerou-se os dez erlenmeyers de 250 mL e com o auxílio de pipetas e provetas as quantidades de A, B, C, D e E foram transferidas a cada um de acordo com a Tabela 1;

Posteriormente para a realização da titulação, uma bureta foi preenchida com tiossulfato de sódio;

Para iniciar a titulação com o frasco 1, adicionou-se a quantidade de KI indicada na coluna F da Tabela 1, agitando a solução para homogeneizá-la e ao mesmo tempo o cronômetro foi disparado;

Adicionou-se o tiossulfato de sódio após 30 segundos, até o desaparecimento da cor azul e a quantidade de volume gasto de tiossulfato de sódio foi anotado. Para que reaparecesse a cor azul foi preciso continuar agitando e anotou-se o intervalo de tempo;

Após 60 segundos a mesma quantidade de volume gasto na primeira titulação de tiossulfato de sódio foi adicionado. Para o reaparecimento da cor azul foi preciso continuar agitando e o intervalo de tempo foi anotado.

O procedimento foi repetido para os outros nove frascos;

Observa-se que o experimento foi realizado em triplicata de maneira direta.

Tabela 1. Quantidades de solução de Fe(NO3)3, KNO3, H2O, amido, KI e HNO3.

Frasco	A	B	C	D	E	F
	Fe(NO3)3 (mL)	HNO3 (mL)	KNO3 (mL)	H2O (mL)	Amido (mL)	KI (mL)
1	10	10	50	25	5	25
2	20	10	40	25	5	25
3	30	10	30	25	5	25
4	40	10	20	25	5	25
5	50	10	10	25	5	25
6	25	10	50	25	5	10
7	25	10	40	25	5	20
8	25	10	30	25	5	30
9	25	10	20	25	5	40
10	25	10	10	25	5	50

Resultados e Discussões

Conclusão

Referências

ATKINS, P; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, 5ª ed, Porto Alegre, Ed.Bookman, 2012.