Cinética Química

UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA – UEPB

CENTRO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE – CCBS

DEPARTAMENTO DE FARMÁCIA

RELATÓRIO 7 – DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO ENTRE TIOSSULFATO DE SÓDIO E ÁCIDO CLORÍDRICO – MÉTODO DE VELOCIDADE INICIAL

Campina Grande

2014

UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA

CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

TURMA: QUINTA-FEIRA – 13h

LABORATÓRIO DE: FÍSICO-QUÍMICA

PROFESSOR (A): DAUCI PINHEIRO RODRIGUES

ALUNO:

CURSO: FARMÁCIA MATRÍCULA:

TÍTULO E NÚMERO DO EXPERIMENTO: 07 – DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO ENTRE TIOSSULFATO DE SÓDIO E ÁCIDO CLORÍDRICO - MÉTODO DE VELOCIDADE INICIAL

DATA DO EXPERIMENTO: 10/07/2014

RECEBIDO EM: POR: _________________

AVALIAÇÃO

PREPARAÇÃO: __________________

RELATÓRIO: _________________

PROVA: _________________

NOTA GLOBAL: ___________ ( _____________________ )

RUBRICA DO (A) PROFESSOR (A): ________________________

INTRODUÇÃO

Toda reação química se completa em determinado tempo determinado, e a medida deste tempo de reação, quando feita sob determinadas condições, é que vai determinar a velocidade em que ela ocorre. Em geral, é possível modificar a velocidade de uma reação alterando as condições as quais ela está submetida (temperatura, concentrações de reagentes, etc.).

Existe um ramo na ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam, este é chamado Cinética Química.

A Cinética Química trata do que acontece durante uma reação, e fornece informações de grande importância, que dizem respeito a como estas reações ocorrem. Atua ainda sobre a possibilidade de controlar a velocidade, tornando as reações mais rápidas ou lentas, de acordo com seus mecanismos.

Existem duas condições que são fundamentais para que uma reação química possa ocorrer: os reagentes devem entrar em contato, e deve haver afinidade química entre eles. Se essas condições são atendidas a realização ou não da reação química passa a depender de suas condições acessórias, que são: as partículas dos reagentes devem colidir entre si e essa colisão deve ocorrer numa orientação favorável, com energia suficiente para romper as ligações existentes nos reagentes.

Para que a colisão seja efetiva é necessário, também, que os reagentes adquiram uma quantidade de energia mínima (energia de ativação), característica de cada reação. Quando a colisão entre as partículas dos reagentes ocorre numa orientação favorável e com energia igual ou superior à energia de ativação, forma-se primeiramente uma estrutura instável e intermediária entre os reagentes e os produtos, chamada de complexo ativado.

A energia de ativação representa um obstáculo na transformação de reagentes em produtos, ou seja, a reação só ocorre se as moléculas das substâncias reagentes adquirem energia de ativação. Quanto menor a energia de ativação a ser adquirida, mais facilmente os reagentes irão ultrapassar tal ‘obstáculo’, e mais rapidamente a reação irá ocorrer.

São diversos os fatores que podem influenciar a velocidade de uma reação química (deixando-a mais rápida ou lenta). Entre eles se destacam a natureza dos reagentes, superfície de contato, temperatura, concentração de reagentes, a presença catalisadores e inibidores, etc. No que diz respeito a natureza dos reagentes, quanto maior o número de ligações a serem rompidas e quanto mais fortes elas forem, mais lenta será a reação. Quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior a velocidade da reação. Também, sabe-se que um aumento na temperatura provoca elevação do número de colisões e, consequentemente, da velocidade das reações químicas. E quanto maior o número de partículas de reagentes, ou seja, quanto maior for a sua concentração, maior será a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas, e desta forma, maior será a velocidade dessa reação.

Já no que se refere aos catalisadores e inibidores, é valido ressaltar que atuam de forma antagônica, onde os primeiros são substâncias responsáveis por elevar a velocidade de uma reação devido a uma diminuição na energia de ativação necessária para que ela ocorra.

A Lei de Ação das Massas proposta por Cato Maximilian Guldberg e Pmeter Waage, e que foi criada para expressar a concentração determinada substância em quantidade de matéria ou molaridade, é enunciada da seguinte maneira: ‘A cada temperatura, a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações em quantidade de matéria dos reagentes, elevadas a expoentes determinados experimentalmente’. Deste forma, considerando a reação genérica aA + bB  cC dD, a velocidade dessa reação pode ser calculada pela expressão: V = K x [A]α + [B]β, onde K corresponde a uma constante dependente do valor da temperatura e α e β são expoentes determinados experimentalmente.

Chama-se ordem de uma reação a soma de todos os expoentes presentes na expressão de velocidade da reação. Tomando a reação anterior como base, a ordem dela é igual a (α + β). É possível, também, determinar a ordem de uma reação em relação a um reagente, o que representa a dependência existente entre a concentração em quantidade de matéria deste reagente e a velocidade da reação global.

Dentre os vários métodos existentes para a determinação da ordem de uma reação química, o mais utilizado em laboratórios, consiste em verificar a relação entre a velocidade inicial da reação e a concentração dos reagentes. A equação de velocidade pode, então, ser escrita da seguinte maneira: Vo = K [A]oα [B]oβ, onde [A]o e [B]o correspondem às concentrações iniciais dos reagentes. O método basicamente consiste na realização de cálculos para determinar o valor de α, deixando a concentração inicial do reagente B constante e encontrar o valor de β, deixando a concentração do reagente A constante.

A velocidade média de uma reação química pode ser expressa como a variação da concentração dos produtos (ou dos reagentes) em um determinado espaço de tempo. Utilizando quantidades iniciais diferentes para um reagente, e mantendo o outro(s) constante(s), pode-se obter diferentes tempos em que uma mesma quantidade de produto é formada, ou seja, considera-se a variação da concentração dos produtos constante para as determinações.

 

OBJETIVO

O experimento realizado teve como objetivo, a determinação da ordem da reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido clorídrico (e com relação a cada reagente). Bem como as constantes de velocidade em diferentes temperaturas (ambiente e 10ºC), e a energia de ativação.

 

MATERIAIS E MÉTODOS

MATERIAIS UTILIZADOS

Beckers de 100 e 1000 mL;

Pipetas volumétricas de 5, 10 e 25 mL;

Pipetas graduadas de 5 mL;

Cronômetros;

Termômetro.

SUBSTÂNCIAS UTILIZADAS

Água destilada;

Tiossulfato de sódio (0,3 e 1M);

Ácido clorídrico (0,3 e 2M);

Gelo.

PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS

O experimento foi dividido em três procedimentos:

Procedimento 1 – Determinação da ordem de reação em relação ao tiossulfato.

Em beckers de 100 mL, com auxílio de pipeta, prepararam-se soluções de acordo com as combinações indicadas a seguir:

Tabela 1 – Combinações utilizadas no procedimento 1.

Combinações Na2S2O3 (0,3 M) H2O

1 25 mL -

2 20 mL 5 mL

3 15 mL 10 mL

4 7,5 mL 17,5 mL

5 5 mL 20 mL

O becker contendo a combinação 1 foi levado até a capela, e colocado sobre uma fita de cor preta para facilitar a visualização da formação de determinada quantidade de enxofre;

Em uma proveta de 10 mL, adicionou-se 5 mL de ácido clorídrico 2M.

Após isso, adicionou-se o ácido no interior do béquer contendo a combinação I;

Imediatamente após a adição, os cronômetros foram acionados e a solução foi agitada constantemente até o momento em que não foi mais possível enxergar a fita preta olhando de cima para baixo (tornou-se invisível);

Neste momento os cronômetros foram parados e anotou-se a média dos tempos;

Repetiu-se o mesmo procedimento para as demais combinações.

Procedimento 2 – Determinação da ordem da reação em relação ao ácido.

Em beckers de 100 mL, com auxilio de uma pipeta, prepararam-se três soluções distintas de acordo com as combinações indicadas a seguir:

Tabela 2 – Combinações utilizadas no procedimento 2.

Combinações HCl (0,3 M) H2O

I 10 mL -

II 7 mL 3 mL

III 5 mL 5 mL

Inicialmente, colocou-se o becker contendo a combinação I no interior da capela sobre a fita preta;

Em seguida adicionou-se 20 mL de tiossulfato de sódio 1M em uma proveta, e transferiu-se esta solução para o becker contendo a combinação I;

Imediatamente após a adição do tiossulfato, acionaram-se os cronômetros e agitou-se constantemente a solução até não ser mais possível enxergar a fita olhando de cima para baixo;

Os cronômetros foram parados e anotou-se a média dos tempos marcados;

O mesmo procedimento foi repetido para as demais combinações.

Procedimento 3 – Determinação da ordem de reação em relação ao tiossulfato a uma temperatura inferior a do procedimento 1 (cerca de 10ºC).

Este procedimento foi semelhante ao procedimento 1, apenas com algumas pequenas diferenças:

Inicialmente, em um becker de 1000 mL adicionaram-se água e gelo;

Em seguida, em beckers de 100 mL, com auxilio de pipeta, prepararam-se novamente as soluções 1, 3 e 5 do 1º procedimento;

Adicionou-se 5 mL de ácido clorídrico em outro béquer;

O becker contendo a combinação 1 e o outro com ácido clorídrico foram colocadas no banho de água e gelo, e mantidos lá até que atingissem uma temperatura de 10ºC;

Quando esta temperatura foi alcançada, transferiu-se imediatamente o ácido para o interior o Becker da combinação 1, que foi posicionado sobre a fita preta na capela;

Neste momento os cronômetros foram disparados e a solução agitada constante mente até não ser possível enxergar a fita;

Os cronômetros foram parados, e a média dos tempos anotada;

Repetiu-se o procedimento para as combinações 3 e 5.

 

RESULTADOS E DISCUSSÃO

4.1. APLICAÇÃO DOS RESULTADOS

4.1.1- Qual o tipo de reação estudada?

A reação estuda foi uma reação de desproporcionamento, ou auto-oxiredução, onde um mesmo elemento, no caso o enxofre, sofreu oxidação e redução:

S_2 〖O_3^(2-)〗_((aq)) + 〖〖2H〗^+〗_((aq)) ⇄ S_((S)) + 〖〖SO〗_2〗_((g)) + H_2 O

4.1.2- Escrever a equação diferencial de velocidade da reação.

V = -(d〖[S〗_2 O_3^(2-)])/dt = K[S_2 O_3^(2-) ]^α [H^+ ]^β

Onde os expoentes α e β são a ordem da reação com relação ao ânion tiossulfato e ao cátion H+, respectivamente.

4.1.3- Determinar graficamente a ordem da reação com relação ao S2O32- e ao H+.

Para essa determinação, foram confeccionados dois gráficos contendo o logaritmo inverso do tempo versus o logaritmo da concentração do reagente limitante, sendo o tiossulfato usado para determinação do α e o ácido clorídrico para determinação de β.

Procedimento 1

Quadro 1: Procedimento 1 realizado na temperatura de 25 ºC.

Combinação: Tempo de reação, t (seg) log1/t [Na2SO3] =[A]0 log[A]0

1 12 -1,0792 0,25 -0,6021

2 15 -1,1761 0,20 -0,6990

3 20 -1,3010 0,15 -0,8239

4 49 -1,6902 0,075 -1,1249

5 74 -1,8692 0,05 -1,3010

Primeira combinação (25 ml de Na2SO3 0,3M):

Primeiramente, determina-se o valor de log 1/t . Onde t é o tempo em que a reação ocorreu (12 segundos):

log 1/12= -1,0792

Agora, determina-se a concentração, e o log da concentração, de Na2SO3:

M_1 V_1= M_2 V_2

0,3M .25 ml=M_2 .30 ml → M_2=0,25 M

log[A]_0=log0,25 → log[A]_0= -0,6021

Segunda combinação (20 ml de Na2SO3 0,3M):

Primeiramente, determina-se o valor de log 1/t . Onde o tempo em que a reação ocorreu foi 15 segundos:

log 1/15= -1,1761

Agora determina-se a concentração de Na2SO3 e, após, o log desta:

0,3M .20 ml=M_2 .30 ml →M_2=0,20 M

log[A]_0=log0,20= -0,6990

Terceira combinação (15 ml de Na2SO3 a 0,3M).

O tempo da reação foi 20 segundos, portanto:

log 1/20= -1,3010

Os valores de [A]_0 e log[A]_0, são:

0,3M .15 ml=M_2 .30 ml 〖→ M〗_2=0,15 M

log[A]_0=log0,15= -0,8239

Quarta combinação (7,5 ml de Na2SO3 a 0,3M):

O tempo foi 49 segundos, portanto o valor de log 1/t é:

log 1/49= -1,6902

Para esta combinação os valores de [A]_0 e log[A]_0, são:

0,3M .7,5 ml=M_2 .30 ml 〖→ M〗_2=0,075 M

log[A]_0=log0,075= -1,1249

Quinta combinação (5 ml de Na2SO3 a 0,3M).

O tempo gasto foi 74 segundos, portanto:

log 1/74= -1,8692

0,3M .5 ml=M_2 .30 ml 〖→ M〗_2=0,050 M

log[A]_0=log0,050= -1,3010

Com base nestes dados é possível, demonstrar graficamente a ordem de reação em relação ao S_2 O_3^(2-):

Gráfico 1 - ORDEM DA REAÇÃO EM RELAÇÃO AOS ÍONS S_2 O_3^(2-) A 25 ºC

A equação obtida neste gráfico é similar a uma equação de função linear, que é dada por:

y=ax+b

Portanto:

y = 1,1577x-0,3694

α=1,1577

Procedimento 2

Quadro 2: Procedimento 2 realizado na temperatura 25°C.

Combinação: Tempo de reação, t (seg) log1/t [H+] =[B]0 log[B]0

1 7 -0,8451 0,10 -1,0000

2 8 -0,9031 0,07 -1,1549

3 9 -0,9542 0,05 -1,3010

Primeira combinação (10 ml de HCl a 0,3 M):

O tempo de reação foi 7 segundos, assim o log 1/t é:

log 1/7= -0,8451

Agora, utilizando M_1 V_1= M_2 V_2, obtém-se:

0,3M .10 ml=M_2 .30 m 〖→ M〗_2=0,10 M

log[B]_0=log0,10= -1,000

Segunda combinação (7 ml de HCl a 0,3 M):

Como o tempo gasto foi 8 segundos, determina-se:

log 1/8= -0,9031

Utilizando M_1 V_1= M_2 V_2:

0,3M .7 ml=M_2 .30 m 〖→ M〗_2=0,07 M

log[B]_0=log0,07= -1,1549

Terceira combinação (5 ml de HCl a 0,3 M):

O tempo de reação foi 9 segundos, assim:

log 1/9= -0,9542

Utilizando M_1 V_1= M_2 V_2, obtém-se:

0,3M .5 ml=M_2 .30 m 〖→ M〗_2=0,05 M

log[B]_0=log0,05= -1,3010

A partir destes dados é possível demonstrar graficamente a ordem da reação em relação ao H+:

Gráfico 2 - ORDEM DA REÇÃO EM RELAÇÃO AOS ÍONS HIDROGÊNIO A 25 ºC

Utilizando o primeiro componente da equação da reta como valor de β, representa-se então a ordem de reação em relação a 〖[H]〗^+. Assim:

β=0,3626

Procedimento 3:

Neste, a determinação da ordem de reação com relação ao tiossulfato foi feita a partir das combinações 1, 3 e 5 do primeiro procedimento.

Quadro 3: Procedimento 3 realizado na temperatura 10°C.

Combinação: Tempo de reação, t (seg) log1/t

1 36 -1,5563

2 53 -1,7243

3 149 -2,1732

Primeira combinação (25 ml de Na2S2O3 à 0,3M):

Aqui, o tempo da reação foi 36 segundos, assim o valor de log 1/t é:

log 1/36= -1,5563

Terceira combinação (15 ml de Na2SO3 a 0,3M):

O tempo gasto foi 53 segundos, portanto:

log 1/53= -1,7243

Quinta combinação (5 ml de Na2SO3 a 0,3M):

Com o tempo gasto de 149, obtém-se:

log 1/149= -2,1732

Gráfico 3 - ORDEM DA REAÇÃO EM RELAÇÃO AO S_2 O_3^(2-) A 10 ºC

Neste, utilizando a equação da reta (y= 0,8919x- 1,0072), a ordem de reação em relação ao 〖[S〗_2 O_3^(2-)] é:

α=0,8918

4.1.4- Calcular a ordem da reação global.

Com a soma dos valores obtidos para α e β a 25ºC, é possível determinar a ordem da reação global, da seguinte maneira:

Ordem da reação com relação a S_2 O_3^(2-) (α) = 1,1577

Ordem da reação com relação ao H+ (β) = 0,3626

Ordem da reação global = α + β → 1,1577 + 0,3626 = 1,5203 (Aproximadamente 2).

Portanto, a reação é ordem 2 (segunda ordem).

4.1.5- Determinar a constante de velocidade para as temperaturas utilizadas nos procedimentos 1 e 3, usando a equação (9).

Quadro 4: Constantes de velocidade para o procedimento 1 (T = 25°C)

Combinações K

1 8,680 . 10-2

2 8,991 . 10-2

3 9,408 . 10-2

4 8,566 . 10-2

5 9,072 . 10-2

Quadro 5: Constantes de velocidade para o procedimento 3 (T = 10°C)

Combinações K

1 2,893 . 10-2

3 3,550 . 10-2

5 4,505 . 10-2

Equação 9: log 1/t = log K’ + α log[A]0 – log C

Primeiramente, antes de determinar a constante de velocidade de tais procedimentos, necessita-se calcular o valor de [B]o. Sabendo que no 1º procedimento adicionou-se nas combinações 5 mL de HCl 2 M, obtendo-se em todas o volume final de 30 mL de solução e utilizando (M_1 V_1= M_2 V_2), calcula-se:

2M .5 ml=M_2 .30 ml 〖→ M〗_2=0,3333 M

M_2=[H^+]=〖[B]〗_0, assim:

log〖[B]〗_0=log0,3333= -0,4772

Agora, utilizando a seguinte equação, é possível determinar as constantes de velocidade:

logK=log 1/t-βlog⁡[B]_0-α log[A]_0+logc

Procedimento 1 (Temperatura de 25 ºC)

- 1ª Combinação:

logK_1= log 1/12- [0,3626 . log(0,33) ]-[1,1577 .log(0,25) ]+ log⁡(0,14)

logK_1=(-1,0792)- [0,3626 . (-0,4815) ]-[1,1577 .(-0,6021) ]+(-0,8539)

log K1 = -1,0615 → K_1= 〖10〗^(-1,0615) →K_1= 8,680 x 〖10〗^(-2)

- 2ª Combinação:

logK_2= log 1/15- [0,3626 . log(0,33) ]-[1,1577 .log(0,20) ]+ log⁡(0,14)

logK_2=(-1,1761)- [0,3626 . (-0,4815) ]-[1,1577 .(-0,6990) ]+(-0,8539)

log K2 = -1,0462 → K_2= 〖10〗^(-1,0462) →K_2= 8,991 x 〖10〗^(-2)

- 3ª Combinação:

logK_3= log 1/20- [0,3626 . log(0,33) ]-[1,1577 .log(0,15) ]+ log⁡(0,14)

logK_3=(-1,3010)- [0,3626 . (-0,4815) ]-[1,1577 .(-0,8239) ]+(-0,8539)

log K3 = -1,0265 →K_3= 〖10〗^(-1,0265) → K_3= 9,408 x 〖10〗^(-2)

- 4ª Combinação:

logK_4= log 1/49- [0,3626 . log(0,33) ]-[1,1577 .log(0,075) ]+ log⁡(0,14)

logK_4=(-1,6902)- [0,3626 . (-0,4815) ]-[1,1577 .(-1,1249) ]+(-0,8539)

log K4 = -1,0672 → K_4= 〖10〗^(-1,0672) →K_4= 8,566 x 〖10〗^(-2)

- 5ª Combinação:

logK_5= log 1/74- [0,3626 . log(0,33) ]-[1,1577 .log(0,050) ]+ log⁡(0,14)

logK_5=(-1,8692)- [0,3626 . (-0,4815) ]-[1,1577 .(-1,3010) ]+(-0,8539)

log K5 = -1,0423 →K_5= 〖10〗^(-1,0423) →K_5= 9,072 x 〖10〗^(-2)

Procedimento 3 (Combinações 1, 3 e 5 do primeiro na temperatura de 10 ºC)

- 1ª Combinação:

logK_1= log 1/36- [0,3626 . log(0,33) ]-[1,1577 .log(0,25) ]+ log⁡(0,14)

logK_1=(-1,5563)- [0,3626 . (-0,4815) ]-[1,1577 .(-0,6021) ]+(-0,8539)

log K1 = -1,5386 →K_1= 〖10〗^(-1,5386) →K_1= 2,893 x 〖10〗^(-2)

- 3ª Combinação:

logK_3= log 1/53- [0,3626 . log(0,33) ]-[1,1577 .log(0,15) ]+ log⁡(0,14)

logK_3=(-1,7243)- [0,3626 . (-0,4815) ]-[1,1577 .(-0,8239) ]+(-0,8539)

log K3 = -1,4498 →K_3= 〖10〗^(-1,4498) →K_3= 3,550 x 〖10〗^(-2)

- 5ª Combinação:

logK_5= log 1/149- [0,3626 . log(0,33) ]-[1,1577 .log(0,050) ]+ log⁡(0,14)

logK_5=(-2,1732)- [0,3626 . (-0,4815) ]-[1,1577 .(-1,3010) ]+(-0,8539)

log K5 = -1,3463 →K_5= 〖10〗^(-1,3463) →K_5= 4,505 x 〖10〗^(-2)

4.1.6- Determinar o valor de k médio para cada temperatura.

Para esta determinação, utiliza-se:

K_m= (K_1+K_2+K_3+〖…+K〗_n)/n

25°C (Procedimento 1):

K_m=(8,680 x 〖10〗^(-2)+8,991 x 〖10〗^(-2) + 9,408 x 〖10〗^(-2) + 8,566 x 〖10〗^(-2) + 9,072 x 〖10〗^(-2))/5

K_m= 8,943 x 〖10〗^(-2)

10°C (Procedimento 3):

K_m= (2,893 x 〖10〗^(-2) + 3,550 x 〖10〗^(-2) + 4,505 x 〖10〗^(-2))/3 〖 → K〗_m=3,649 x 〖10〗^(-2)

4.1.7- Determinar a energia de ativação utilizando a equação (11) e graficamente através do gráfico de log k versus 1/T.

Utilizando a equação ln⁡〖K_1/K_2 〗=E/R (1/T_2 -1/T_1 ), e sabendo que:

R=8,314J⁄Kmol

T1 = 25 °C (298,15 K)

T2 = 10°C (283,15 K)

K1médio = 8,943 x 10-2

K2médio = 3,649 x 10-2

Determina-se:

ln (8,943x〖10〗^(-2))/(3,649 x〖10〗^(-2) )= E/(8,314J/Kmol) (1/283,15K-1/298,15K)

0,8964=E/8,314 (1/283,15-1/298,15)

E=41.944,34 J/mol→E=41,94434 KJ/mol

É possível, também, determinar a energia de ativação graficamente, da seguinte maneira:

Gráfico 4 - ENERGIA DE ATIVAÇÃO (ln K versus 1/T)

Observando a função y=-5272,9x+15,303 do gráfico, nota-se que esta possui coeficiente angular (a) igual a -5272,9. E este coeficiente pode ser substituído por -E/R . Assim, utilizando esta relação, determina-se o valor da energia de ativação::

a=-E/R

-5272,9=- E/(8,314J/Kmol) →E=-(-5272,9). 8,314

E= 43838,89 J/mol →E=43,838889 KJ/mol

4.1.8- Explique a influência da temperatura sobre a velocidade de reação (teoria cinética) e comprove na experiência que você realizou.

A temperatura está diretamente relacionada com a velocidade de uma reação. Em temperaturas mais elevadas, a energia de ativação da reação diminui, fazendo com que a velocidade dessa reação seja maior. Além disso, em temperaturas mais altas, a proporção de choques efetivos tende a ser maior, justificando a redução na energia de ativação. Ao contrário, em temperaturas menores, o número de choques efetivos é menor, elevando a energia de ativação da reação, fazendo com que essa reação seja mais lenta. No experimento a teoria cinética pode ser comprovada observando as reações realizadas nos procedimento 1 e 3, onde notou-se que ao reagir tiossulfato com H+ em uma temperatura de 25ºC, o tempo de reação foi bem inferior aquele onde a mesma reação foi realizada a uma temperatura de 10ºC, sugerindo que a velocidade da reação na temperatura mais elevada foi maior do que na menor temperatura.

4.1.9- Explique por que se mantém constante uma das concentrações durante a experiência?

Porque quando se mantém uma das concentrações constante, ela é expressa na forma de outra constante na equação da velocidade. Portanto, a equação fica dependente apenas de uma variável, a concentração do reagente limitante.

4.1.10- A energia de ativação é uma grandeza experimental? Como podemos determiná-la?

É sim uma grandeza experimental. Sua determinação pode ser feita tanto, a partir da equação de Arrhenius, contendo os valores das constantes de velocidades em duas temperaturas diferentes. Como também pode ser determinada graficamente através do gráfico do logaritmo neperiano (ln) das constantes de velocidade pelo inverso das temperaturas, onde o produto do coeficiente angular desse gráfico pela constante geral dos gases reais corresponde ao valor da energia de ativação.

 

CONSIDERAÇÕES FINAIS

O objetivo do experimento foi alcançado com sucesso, visto que foi possível determinar a ordem da reação com relação aos íons tiossulfato de aos íons hidrogênio, bem como as constantes de velocidade em diferentes temperaturas (10 e 25 ºC) e a energia de ativação. Além disso, ainda observou-se a influência da temperatura e da concentração dos reagentes sobre a velocidade de reação. Comprovando, então, a teoria cinética, pois viu-se que quanto mais elevada a temperatura, maior é a velocidade de reação.

 

REFERÊNCIAS

FLORENCE, A.T.; ATTWOOD, D. Princípios fisico-químicos em Farmácia. 3.ed. Editora Edusp, 2003.

FONSECA, Martha Reis Marques. Química: Físico-Química. São Paulo: FTD, 2007.

Cinética Química. Disponível em: < http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm>. Acesso em: 14 de Julho de 2014.

RANGEL, R.N., Práticas de Físico-Química, 3. ed. Edgard Blucher: São Paulo, 2006.