Cinética-Química - Físico-Química Experimental

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Disciplina Laboratório de Físico-Química
Curso de Química Industrial – UFPE
Professor: Luciano Costa Almeida
CINÉTICA QUÍMICA
Fábio, Gabriel, Maria Eduarda, Samyra Letícia
Departamento de Engenharia Química, Curso de Química Industrial, Universidade Federal de
Pernambuco,Recife, Brasil
Data da prática: 04/08/2022
Data de entrega do relatório: 18/08/2022
Resumo
Este experimento teve como objetivo determinar a ordem de uma reação a partir do método das
concentrações em excesso, tendo em vista alguns aspectos fundamentais da cinética química de
forma prática e matematicamente, ou seja, analisando os fatores que influenciam na velocidade
das reações e o efeito da concentração dos reagentes.
Palavras chaves: Cinética; Velocidade;
Sumário
Resumo 1
Introdução 1
Metodologia 1
Resultados e Discussão 2
Conclusão 3
Referências 3
Questões 4
Introdução
A cinética química é um ramo da química
que estuda a velocidade das reações e é dada
pelo consumo de reagente ou formação de
produtos em um intervalo de tempo. Para o seu
estudo, é necessário ter conhecimento sobre a
teoria das colisões, que é fundamental para o
entendimento dos fatores que influenciam a
velocidade de uma reação [1] e a lei de
velocidade, que está diretamente ligada à taxa de
desenvolvimento das reações. [2]
A teoria das colisões explica a rapidez
com que ocorrem as reações baseando-se na
colisão entre as moléculas dos reagentes.
Segundo esta teoria, as partículas das moléculas
estão em movimento constante e colidem sempre
entre si. Entretanto, somente uma pequena
parcela dessas colisões será efetiva e formará
uma reação química.
A lei de velocidade da reação relaciona a
rapidez de uma transformação química com as
concentrações dos reagentes em quantidade de
matéria. Primeiramente, a ordem de reação é
definida como a relação matemática presente
entre a velocidade da reação e a concentração
dos reagentes, sendo o somatório dos expoentes
das concentrações na lei. Esta lei pode ser
aplicada numa reação genérica, como:
aA + bB → cC + dD
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E, a partir dela, temos a seguinte equação
matemática que representa a lei da velocidade da
reação: [3]
V=k.[A]α.[B]β
Onde:
v = velocidade da reação;
k = constante que só depende do valor da
temperatura;
α e β = expoentes determinados
experimentalmente.
Metodologia
Para esse procedimento foram utilizados os
seguintes materiais:
- 500 mL de Água destilada;
- 50 mL de Ácido Sulfúrico (H2SO4) na
concentração pré determinada de 1,5;
- 100 mL de Iodeto de Potássio (KI) 1,0 M;
- 50 mL de Solução de amido 0,5 %;
- 30 mL de Solução de H2O2 ( 3,4 %);
- 300 mL de Tiossulfato de Sódio
(Na2S2O3) 0,1 M;
- Agitador magnético;
- Balão volumétrico de 500 mL;
- Bastão de vidro;
- Béquer de 250 mL;
- Buretas de 50 mL;
- Chapa aquecedora com agitação;
- Cronômetro (smartphone);
- Estante com tubos de ensaio (10);
- Pipeta de 20 mL;
- Pipeta de 5 mL;
- Proveta estandardizada de 100 mL;
- Termômetro (0 – 100 0C).
Após coletados e organizados os materiais
necessários foi dado início ao procedimento.
Foi colocado numa bureta solução de
tiossulfato de sódio a 0,1 M. Após isso foram
preparados 10 tubos de ensaio com 5 ml de
tiossulfato de sódio com auxílio da bureta.
Em seguida foi colocado um béquer sob
uma chapa aquecedora com agitação e depois
adicionado 150 mL de água destilada, logo após
foi colocado o agitador magnético e iniciado o
processo de agitamento.
Depois de iniciado o processo de agitação foi
colocado dentro do béquer 20 mL de KI a 1M, 10
mL de H2SO4 a 1,5M, 10 mL de Na2S2O3 0,1 M e 5
mL da solução de amido a 0,5%.
Com todos esses reagentes dentro do
béquer a solução teve sua temperatura medida.
Após isso foi colocado dentro do béquer 20 mL de
H2O2 padronizado e disparado o cronômetro no
celular. Após um tempo a agitação se tornou
turva e em seguida, rapidamente, verde escuro, a
cada troca de cor foram adicionados 5 ml de
tiossulfato dos tubos de ensaio e anotado o
tempo. Esse processo de adicionar 5 ml de
tiossulfato a solução ocorreu 20 vezes.
Resultados e Discussão
Tendo sido elaborado todos os
procedimentos experimentais, pode-se obter os
seguintes resultados. Foram feitos 20 imersos do
Tiossulfato de sódio, e os tempos estão expressos
na tabela 1.
Amostra Tempo (s)
1 10,2
2 6,61
3 7,09
4 7,89
5 9,55
6 9,56
7 10,59
8 10,78
9 12,02
10
11
12
13
14
12,20
13,37
14,02
15,49
17,46
15
16
17
18
19
20
17,44
17,43
18,32
19,55
20,47
35,12
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Tabela 1: tempos de acordo que foram
colocados os 5 mililitros de tiossulfato.
Para calcular o número de mols de H2O2,
é necessário utilizar a equação de KI e H2O2.
100 * 10−3 * 1 = 0, 1 𝑚𝑜𝑙𝑠 * 2 = 0, 2 𝑚𝑜𝑙𝑠
Após isso, pode-se utilizar a fórmula de
H2O2 para todos os tempos calculados, e estão
expressos na tabela 2.
[𝐻
2
𝑂
2
]
𝑛𝐻2𝑂2−[𝑀𝑡𝑖𝑜*𝑉𝑡𝑖𝑜(𝑎𝑑𝑖𝑐𝑖𝑜)* 𝑖2 ]
𝑉𝑎𝑐𝑢𝑚𝑢𝑙𝑎𝑑𝑜
𝑉𝑎𝑐𝑢𝑚𝑢𝑙𝑎𝑑𝑜 = 𝑉𝑖 + 0, 005 * 𝑖
O volume inicial é igual a 5ml, a
molaridade de tiossulfato é equivalente a 1
mol/L, o volume de tiossulfato adicionado sempre
será 5ml, e o acumulado é calculado de acordo
com o tempo.
Tempo [H2O2] Log [H2O2] 1 / [H2O2]
10,2 3,12 0,49 0,32
6,61 4,82 0,68 0,21
7,09 4,51 0,65 0,22
7,89 4,06 0,61 0,25
9,55 3,34 0,52 0,29
9,56 3,34 0,52 0,29
10,59 2,99 0,48 0,33
10,78 2,94 0,47 0,34
12,02 2,61 0,42 0,38
12,20
13,37
14,02
15,49
17,46
2,57
2,32
2,19
1,96
1,69
0,41
0,37
0,34
0,29
0,23
0,39
0,43
0,46
0,51
0,59
17,44
17,43
18,32
19,55
20,47
35,12
1,70
1,70
1,60
1,47
1,39
0,62
0,23
0,23
0,20
0,17
0,14
-0,21
0,58
0,58
0,63
0,68
0,72
1,61
Tabela 2: concentrações de H2O2 e seus
respectivos logaritmos e o inverso das
concentrações.
A figura 1 e a figura 2 expressam ambos
os gráficos solicitados.
Figura 1: Gráfico Log H2O2 vs Tempo
Figura 2: Gráfico 1/H2O2 vs Tempo
Através da interpretação dos gráficos,
pode-se analisar que esta equação é de 1 º ordem
pois tem uma tendência de crescimento
exponencial, característico da função.
Já a constante cinética desta reação
química, é calculada através da derivada da
concentração pelo tempo e a concentração em si,
encontrando um valor de 0,078 para a constante
k.
Sendo assim, pode-se concluir que o
experimento foi realizado de maneira correta e
seguindo o procedimento experimental.
Conclusão
Por meio dos procedimentos realizados
no experimento em questão, foi determinada a
ordem de reação e a constante cinética mediante
cálculos.
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Conforme os cálculos, os resultados
consistem na construção de um gráfico, onde
relacionam-se a concentração de H2O2 e tempo.
Dessa forma, notou-se de forma clara a
influência da velocidade de adição do Peróxido de
Hidrogênio e que erros provenientes do delay
desse processo, interferem fortemente nos
resultados. Como no processo experimental,
houve uma certa demora ao colocar o H2O2 e, por
ser um processo manual, também não existiu um
padrão satisfatório no procedimento.
Seguindo tal raciocínio, conclui-se que a
reação é de primeira ordem e que a constante
cinética é 0,078.
Referências
[1] MIDORI, E. et al. Aula 14. [s.l: s.n.].
Disponível em:
<https://cesad.ufs.br/ORBI/public/uploadCatalag
o/14443730102012Quimica_I_Aula_14.pdf>.
[2] APOSTILA DE CINÉTICA QUÍMICA
EADQUI047. [s.l: s.n.]. Disponível em:
<https://www2.ufjf.br/quimicaead/wp-content/u
ploads/sites/224/2013/03/APOSTILA-DE-CIN%C3
%89TICA-QU%C3%8DMICA_EADQUI047.pdf>.
[3] FQT_ModVI: LEI DA VELOCIDADE.
Disponível em:
<https://aedmoodle.ufpa.br/mod/forum/discuss.
php?d=100375>. Acesso em: 15 ago. 2022.
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