G1-E8

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Universidade Federal de São João Del Rei
Curso de Bacharelado e Licenciatura em Química
EXPERIMENTO - 8 CINÉTICA DE OXIDAÇÃO DO IODETO PELO PERÓXIDO DE
HIDROGÊNIO
Data: 10/11/2023
Grupo
Alexia Fernanda Félix
Julia Luiza Takenaka
Lorena Resende Rodrigues
Matheus Martins Guedes
Raphael Resende Bretz
______________________________________________________________________________
1 - Dados Experimentais Obtidos na Aula
Tabela 1. Volumes adicionados nos Erlenmeyer.
Experimento H2O HCl KI Amido Na2S2O3 H2O2
bureta pipeta bureta pipeta pipeta bureta
1 85 2 2 1 5 5
2 83 2 4 1 5 5
3 81 2 6 1 5 5
4 76 2 6 1 5 10
5 66 2 6 1 5 20
Tabela 2. Concentrações analíticas dos reagentes e os valores de Δt.
Experimento KI Na2S2O3 H2O2 Δt (s) Média do Δt (s)
1 0,002 0,0002 0,001 225 227,5
1 0,002 0,0002 0,001 230
2 0,004 0,0002 0,001 115 115
2 0,004 0,0002 0,001 115
3 0,006 0,0002 0,001 68 73
3 0,006 0,0002 0,001 78
4 0,006 0,0002 0,002 35 35
Lorena
Retângulo
4 0,006 0,0002 0,002 35
5 0,006 0,0002 0,004 12 12
5 0,006 0,0002 0,004 12
Tabela 3. Valores de velocidade encontrados para cada experimento.
Experimento Repetir aqui a concentração
analítica
Concentraçã
o de H2O2
que reagiu
no intervalo
de tempo Δt
(s)
Concentraçã
o de I- que
reagiu no
intervalo de
tempo Δt (s)
Δt médio (s) Velocidade
inicial
(mol/Ls)
KI mol/L H2O2 mol/L
1 0,002 0,001 0,001 0,002 227,5 4,40 x 10-6
2 0,004 0,001 0,002 0,002 115,0 8,70 x 10-6
3 0,006 0,001 0,003 0,002 73,0 1,37 x 10-6
4 0,006 0,002 0,003 0,004 35,0 5,71 x 10-5
5 0,006 0,004 0,003 0,008 12,0 3,33 x 10-4
Tabela 4. Valores de log para a linearização do gráfico.
log v log [H2O2] log [I-]
-5,35 -3,00 -2,70
-5,06 -3,00 -2,40
-5,86 -3,00 -2,20
-4,24 -2,70 -2,20
-3,4 -2,40 -2,20
2 - Resultados e Discussões
A velocidade de uma reação química é determinada pela variação na concentração
de uma substância por unidade de tempo. É possível descrever a velocidade da reação
com base no aumento da concentração de um produto ou na diminuição da concentração
de um reagente por unidade de tempo.
O objetivo deste experimento é calcular a velocidade da reação de oxidação do
iodeto pelo peróxido de hidrogênio. A reação é apresentada na equação I a seguir:
2KI(aq) + 2HCl(aq) + H2O2(aq) → I2(s) + 2H2O(l) + 2KCl(aq) (Equação I)
Pode-se escrever esta equação somente com as espécies químicas de interesse, ou
seja, os íons e cátions, conforme equação II:
2I-(aq) + 2H+(aq) + H2O2(aq) → I2(s) + 2H2O(l) (Equação II)
Para determinar a lei da velocidade para esta reação, utilizou-se experimentos em
que a velocidade inicial é medida em função da concentração dos reagentes. Assim,
pode-se usar os valores da velocidade inicial para obter a constante de velocidade. Neste
experimento, foi medido a variação da concentração do peróxido em função do tempo:
(Equação III)𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 
−𝑑 𝐻
2
𝑂
2[ ]
𝑑𝑡
Como a velocidade é expressa sempre como uma quantidade positiva, o sinal
negativo na equação III é necessário, pois a concentração de peróxido diminui com o
tempo.
A lei de velocidade ou equação de velocidade é expressa por uma relação entre
concentração do reagente e a velocidade da reação. Para a reação de oxidação do iodeto
pelo peróxido, a lei de velocidade inclui o iodeto, o íon H+ e o peróxido, conforme mostra
a equação IV:
(Equação IV)𝑣 = 𝐾[𝐻+]
𝑦
[𝐼−]
𝑛
[𝐻
2
𝑂
2
]𝑚
Contudo, a concentração de ácido ficou aproximadamente constante, e assim os
íons H+ não afetam a velocidade de reação. Assim, a lei de velocidade se torna:
(Equação V)𝑣 = 𝐾*[𝐼−]
𝑛
[𝐻
2
𝑂
2
]𝑚
Essa equação mostra que a velocidade da reação é proporcional à concentração
dos reagentes.
Na reação de oxidação do iodeto pode-se utilizar um indicador, no qual indica o
início da reação e quanto reagente é gasto, e assim, determina-se o tempo de reação.
Neste experimento foi utilizado o tiossulfato de sódio e uma solução de amido, que na
presença do iodo formam um complexo de coloração azul. Assim, pode-se identificar a
primeira porção de iodeto formada e calcular quanto de peróxido reagiu a partir da reação
de oxidação do íon iodeto. A reação química envolvida na formação do complexo é:
I2(s) + 2S2O32-(aq) → 2I-(aq) + S4O62-(aq) (Equação VI)
O iodo reage rapidamente com o iodeto completamente, e assim não forma
complexo com o amido. Assim que todo o tiossulfato reagir, ocorre a formação de iodo
livre e a cor azul surge com forte intensidade. Dessa forma, colocou-se uma pequena
quantidade de tiossulfato na reação, e essa quantidade foi equivalente ao peróxido que
reagiu, tendo o tempo inicial de reação e a concentração inicial de peróxido.
A tabela 1 mostra os volumes de reagentes adicionados nos erlenmeyer. Em
seguida, mediu-se o tempo de reação quando é adicionado o peróxido de hidrogênio e
observou-se a coloração azulada. As medidas foram feitas em duplicatas para obter maior
precisão, que podem ser encontradas na tabela 2.
A partir dos valores das concentrações analíticas e dos tempos de reação foi
possível calcular a velocidade inicial de cada experimento:
(Equação VII)
−𝑑[𝐻
2
𝑂
2
]
𝑑𝑡 =
−𝑑[𝐼−]
2𝑑𝑡
(Equação VIII)[𝐻
2
𝑂
2
] = [𝐼
−]
2
Então a concentração que reagiu nos intervalos de tempo t foram calculados pela
equação acima descrita, os valores estão apresentados na tabela 3.
A partir dos valores de velocidade inicial foi possível construir um gráfico, logv x log [H2O2]
e assim estimar os valores de m e n na equação global da velocidade.
Utilizando no gráfico os valores dos experimentos 3, 4 e 5 para estimar o valor de m da
equação da velocidade, a partir do valor do coeficiente angular da reta encontrada no
gráfico. O valor de K1 também pode ser estimado, agora usamos o valor do coeficiente
linear.
log𝑣= 𝐾1+ 𝑚 log[𝐻2𝑂2]
𝑦= 3,96𝑥− 6,16
Para se encontrar o valor de n, que está relacionado à concentração de iodo, foi feito
outro gráfico utilizando os valores do log [I-] dos experimentos 1, 2 e 3. Com o mesmo
gráfico podemos estimar o valor de K2.
log𝑣= 𝐾2 + 𝑛 log[𝐼−]
𝑦= 1,029𝑥− 0,417
Logo os valores encontrados para m e n são respectivamente: 3,96 e 1,029 e os valores
de K1 e K2 são respectivamente: -6,16 e -0,417. Sendo assim a lei da velocidade global
é:
𝑉= 𝐾[𝐼−]0,417×[𝐻2𝑂2]6,16
Fazendo os cálculos para a constante K, obtemos uma valor médio de aproximadamente
2,71x10-14.
Para calcular a energia de ativação foi preciso diminuir e aumentar a temperatura da
reação, então temos dois sistemas para analisar um a quente e outro a frio. A equação
utilizada para os cálculos segue abaixo.
𝑙𝑛 𝑘2𝑘1 =
𝐸𝑎
𝑅
1
𝑇1 −
1
𝑇2( ) 
Para o sistema a quente, aquecemos a reação até 40 graus:
Ea= 156,27 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Para o sistema a frio, diminuímos a temperatura até 18 graus.
Ea= 222,82 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
3-Considerações finais
Com a realização desse experimento e com os dados obtidos, é possível perceber que
não se faz necessário o uso de aparelhos sofisticados de análise instrumental para a
determinação da lei de velocidade de uma reação química relativamente simples. O
experimento mostra como uma mudança básica de coloração de uma solução pode ser
usada como indicativo para a coleta de informações valiosas para o estudo do
funcionamento das reações químicas no laboratório. Utilizando-se em conjunto um
marcador de tempo de forma adequada, e seguindo parâmetros semelhantes para todas
as soluções, esse método se mostra eficaz para que seja possível inferir não só a lei de
velocidade das reações em estudo, mas também valores aproximados para a energia de
ativação, fator empírico fundamental dentro da constante de velocidade. No entanto,
deve-se enfatizar o fato de serem encontrados valores aproximados com essa
metodologia, uma vez que ela se mostra pouco precisa, já que depende da percepção do
operador e seu tempo de reação, caracterizando possíveis erros sistemáticos no
experimento.
4 - Referências Bibliográficas
[1]- ATKINS, P. W.; PAULA, J. Físico-Química, 9ª ed. vol.1, LTC: Rio de Janeiro, 2012.
[2]- Rangel, R. N. Práticas de Físico-Química. 3ª ed. Edgard Blucher: São Paulo, 2011.
[3]- ATKINS, P. W.; PAULA, J. Físico-Química, 9ª ed. vol. 2, LTC: Rio de Janeiro, 2012.
[4] - Paulo A. Netz, George G. Ortega, Fundamentos de Físico-Química: uma abordagem
conceitual para ciências farmacêuticas. Artmed, 2002, pag 123-124.
[5] - David W. Ball, Físico-Química. V1, 2011, Cap5 (5.3), pg 125-129.