381949551-Experimento-10-Estudo-cinetico-da-reacao-da-acetona-com-iodo

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<p>Experimentos em Química Experimental 1, EMERSON OZIAS DE LUNA, Experimento 10</p><p>1</p><p>ESTUDO CINÉTICO DA REAÇÃO DA</p><p>ACETONA COM IODO</p><p>Ex</p><p>p</p><p>er</p><p>im</p><p>en</p><p>to</p><p>1</p><p>0</p><p>EMERSON OZIAS DE LUNA</p><p>Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, Recife, Brasil</p><p>Data da prática: 06/06/2018; Data de entrega do relatório: 13/06/2018.</p><p>Introdução</p><p>O que determina a velocidade de uma</p><p>reação química é o tempo em que os reagentes</p><p>são consumidos para formar produtos. Assim, a</p><p>velocidade de uma reação pode ser representada</p><p>tanto pelo consumo de um reagente, quanto pela</p><p>geração de um produto.</p><p>Antes de acontecer a reação química, temos</p><p>quantidade máxima de reagentes e nenhum</p><p>produto. Quando um dos reagentes é totalmente</p><p>consumido, formam-se os produtos e a reação</p><p>termina.</p><p>As reações químicas diferem na velocidade</p><p>em que acontecem. Elas podem ser rápidas,</p><p>moderadas ou lentas:</p><p>• Reações rápidas ocorrem</p><p>instantaneamente, com duração de</p><p>microssegundos. Um exemplo é a queima</p><p>do gás de cozinha.</p><p>• Reações moderadas levam de minutos a</p><p>horas para serem finalizadas. Um</p><p>exemplo é a queima do papel.</p><p>• Reações lentas podem durar séculos,</p><p>porque os reagentes combinam-se</p><p>lentamente. Um exemplo é a formação</p><p>do petróleo.</p><p>A Velocidade Média de uma reação química</p><p>é a variação na quantidade de um reagente ou</p><p>produto em um determinado intervalo de tempo.</p><p>Quando calculamos a velocidade média,</p><p>queremos saber a velocidade em que um</p><p>reagente foi consumido ou a velocidade em que</p><p>um produto foi formado.</p><p>As unidades de quantidade podem ser dadas</p><p>em massa, mols, volume e concentração molar. O</p><p>tempo pode ser dado em segundos ou minutos.A</p><p>teoria das colisões é aplicada para reações</p><p>gasosas. Ela determina que para a reação química</p><p>acontecer os reagentes devem estar em contato,</p><p>através de colisões.Entretanto, apenas isso não</p><p>garante que a reação ocorra. Também é preciso</p><p>que as colisões sejam efetivas (orientadas). Isso</p><p>garantirá que as moléculas adquiram energia</p><p>suficiente, a energia de ativação. A energia de</p><p>ativação é a energia mínima necessária para que</p><p>a formação do complexo ativado e efetiva</p><p>realização da reação. O complexo ativado é um</p><p>estado transitório da reação, entre os reagentes,</p><p>enquanto os produtos finais ainda não foram</p><p>formados.</p><p>Experimentos em Química Experimental 1, EMERSON OZIAS DE LUNA, Experimento 10</p><p>2</p><p>Os principais fatores que afetam a</p><p>velocidade das reações são:</p><p>❖ Concentração de Reagentes</p><p>Quando a concentração dos reagentes</p><p>aumenta, a frequência de choques entre as</p><p>moléculas também aumenta, acelerando a</p><p>reação.Quanto maior a concentração dos</p><p>reagentes, maior a velocidade da reação.</p><p>❖ Superfície de Contato</p><p>Essa condição afeta apenas reações entre</p><p>sólidos. A superfície de contato é a área de um</p><p>reagente que fica exposta aos demais reagentes.</p><p>Como as reações precisam de contato entre os</p><p>reagentes, concluímos que: Quanto maior a</p><p>superfície de contato, maior a velocidade da</p><p>reação.</p><p>❖ Pressão</p><p>Essa condição afeta apenas reações com</p><p>gases. Com o aumento da pressão, o espaço</p><p>entre as móleculas diminui, fazendo com que</p><p>tenham mais colisões, aumentando a velocidade</p><p>da reação. Quanto maior a pressão, maior a</p><p>velocidade da reação.</p><p>❖ Temperatura</p><p>Temperatura é uma medida de energia</p><p>cinética, que corresponde ao grau de agitação</p><p>das partículas. Quando a temperatura é alta, as</p><p>moléculas estão mais agitadas, aumentando a</p><p>velocidade da reação. Quanto maior a</p><p>temperatura, maior a velocidade da reação.</p><p>❖ Catalisadores</p><p>O catalisador é uma substância capaz de</p><p>acelerar uma reação química, sem ser consumido</p><p>ao final da reação. As enzimas são catalisadores</p><p>biológicos. A presença de um catalisador</p><p>aumenta a velocidade da reação.</p><p>Nesta prática estudaremos a reação da</p><p>acetona com iodo a fim de determinar seus</p><p>parâmetros cinéticos. A reação a ser estudada é:</p><p>H3CCOCH3(aq) + I2(aq)→H3CCOCH2I(aq)+ H+</p><p>(aq) + I-</p><p>(aq)</p><p>(acetona) (iodo) (iodoacetona)</p><p>A expressão da velocidade de reação para</p><p>esta reação é:</p><p>V= k[acetona]a[H+]b[I2]c</p><p>equação 1</p><p>onde k é a constante de velocidade</p><p>(depende da temperatura) e [acetona], [H+] e</p><p>[iodo] são as concentrações molares da acetona,</p><p>do íon hidrogênio e do iodo, respectivamente. Os</p><p>expoentes a,b e c são as ordens da reação com</p><p>relação à acetona, ao íon hidrogênio e ao iodo,</p><p>respectivamente.</p><p>O mecanismo desta reação envolve três</p><p>etapas:</p><p>I) H3C-CO-CH3(aq) +H+</p><p>(aq) ⇌H3C-C(OH)=CH2(aq)</p><p>(etapa lenta)</p><p>II) H3C-C(OH)=CH2(aq)+I2(aq)→H3C-C+(OH)-CH2I(aq) +</p><p>I-</p><p>(aq)</p><p>III) H3C-C+(OH)-CH2I(aq)+I-</p><p>(aq)→H3C-CO-CH2I(aq)+</p><p>H+</p><p>(aq)+I-</p><p>(aq)</p><p>A (equação 1) é complexa e apresenta</p><p>sete incógnitas. Entretanto, sabendo-se que a</p><p>etapa lenta da reação (etapa I) não depende de</p><p>[I2] (ou seja, c= 0) a( equação 1) torna-se bem</p><p>mais simples. Assim podemos usar I2 como</p><p>reagente limitante e medir o tempo necessário</p><p>para o desaparecimento de sua cor amarela.</p><p>Como a concentração de I2 é pequena e a</p><p>acetona e o íon hidrogênio estão em excesso, a</p><p>mudança da concentração de acetona e do íon</p><p>hidrogênio podem ser negligenciadas. Isto nos</p><p>permite escrever a (equação 1) da seguinte</p><p>forma:</p><p>V= -D[I2]/Dt= [I2]o/t</p><p>equação 2</p><p>onde [I2]o é a concentração inicial do I2 e to</p><p>tempo necessário para o desaparecimento da cor</p><p>amarela. Os parâmetros cinéticos podem ser</p><p>determinados fazendo-se vários ensaios, à</p><p>mesma temperatura, variando-se apenas a</p><p>concentração de um dos reagentes.</p><p>Experimentos em Química Experimental 1, EMERSON OZIAS DE LUNA, Experimento 10</p><p>3</p><p>Por exemplo, para determinar a ordem de</p><p>reação com relação à acetona, a, é só fazer a</p><p>reação para duas concentrações diferentes de</p><p>acetona, permanecendo as demais</p><p>concentrações constantes. Assim, se no segundo</p><p>ensaio a concentração de acetona for o dobro da</p><p>concentração usada no primeiro ensaio, teremos:</p><p>1o ensaio V1= k[acetona]a[H+]b[I2]c</p><p>2o ensaio V2= k(2[acetona])a[H+]b[I2]c</p><p>dividindo estas duas equações e tirando o ln</p><p>dos dois lados da equação, temos:</p><p>ln(V2/V1)= a.ln2 logo:</p><p>a= ln(V2/V1)/ln2</p><p>equação 3</p><p>Pelo mesmo procedimento pode-se</p><p>determinar b (a ordem da reação com relação a</p><p>H+), fazendo-se variar a concentração do íon</p><p>hidrogênio, enquanto as demais concentrações</p><p>permanecem constantes. E, lembrando que c=0,</p><p>pode-se, portanto, determinar o valor de k à</p><p>temperatura ambiente.</p><p>A dependência da constante de velocidade</p><p>com a temperatura pode ser investigada</p><p>realizando-se vários ensaios nas mesmas</p><p>condições de concentração, variando-se apenas a</p><p>temperatura. A expressão matemática que</p><p>relaciona a constante de velocidade com a</p><p>temperatura é chamada equação de Arrhenius:</p><p>k= Ae-Ea/RT</p><p>equação 4</p><p>sendo A o coeficiente de proporcionalidade,</p><p>T a temperatura em Kelvin, R a constante</p><p>universal dos gases (8.314 J/Kmol) e Ea a energia</p><p>de ativação.</p><p>Esta equação pode ser reescrita da seguinte</p><p>forma:</p><p>lnk= - Ea/R(1/T) + lnA</p><p>equação 5</p><p>Portanto, traçando-se um gráfico ln k x</p><p>1/T(em Kelvin) determina-se à energia de</p><p>ativação.</p><p>Procedimento Experimental</p><p>Neste experimento ocorreram várias</p><p>análises, em diferentes concentrações de</p><p>acetona, íons hidrogênio e iodo, como também</p><p>variamos a temperatura, seguindo a instrução</p><p>descrita na [tabela 1]. As soluções aquosas de</p><p>acetona 4 M, ácido clorídrico 1 M e iodo 0,005 M</p><p>foi fornecidas pelo monitor.</p><p>Separamos vinte tubos de ensaios e</p><p>marcamos dez com as letras A e o número</p><p>referente ao ensaio e dez com a letra B e o</p><p>número referente ao ensaio. Seguindo os</p><p>volumes para cada ensaio especificados na tabela</p><p>1, adicionamos ao tubo A, as soluções aquosas de</p><p>acetona 4,0 M, ácido</p><p>clorídrico 1,0 M e, se for o</p><p>caso, água destilada. Ao tubo B, adicionamos a</p><p>solução aquosa de iodo 0,005 M. Deixamos os</p><p>tubos de ensaio imersos em um béquer com água</p><p>à temperatura ambiente a fim de evitar variação</p><p>na temperatura. separamos mais um tubo,</p><p>enchemos com água destilada para servir como</p><p>referência e detectar o momento que a cor</p><p>amarela do iodo desaparece. Adicionamos o</p><p>conteúdo do tubo B em no tubo A e acionamos</p><p>simultaneamente o cronômetro. a solução foi</p><p>equalizada usando um agitador magnético.</p><p>Observamos o tubo comparando com o de</p><p>referência e medimos o tempo necessário para</p><p>que desaparecesse a cor amarela do iodo.</p><p>Repetimos este mesmo procedimento para os</p><p>outros nove ensaios indicados na tabela.</p><p>Anotamos a temperatura em que os</p><p>ensaios foram realizados. O ensaio feito com</p><p>temperatura abaixo da ambiente foi usado um</p><p>banho de gelo e o conteúdo dos tubos A e B só</p><p>foram misturados quando o equilíbrio térmico foi</p><p>estabelecido. Os ensaios com temperatura maior</p><p>que a ambiente foram realizados com agitador</p><p>magnético com aquecimento sendo observado o</p><p>estabelecimento do equilíbrio térmico.</p><p>Experimentos em Química Experimental 1, EMERSON OZIAS DE LUNA, Experimento 10</p><p>4</p><p>Resultados e Discussão</p><p>Iniciamos o tratamento dos dados</p><p>observando a tabela 1, na qual está relacionada o</p><p>tempo necessário para o desaparecimento da cor</p><p>amarela do iodo, pois usamos I2 como reagente</p><p>limitante, como já foi comentado na introdução.</p><p>tabela 1</p><p>De acordo com a (equação 2), precisamos da</p><p>concentração inicial do iodo para calcularmos a</p><p>velocidade de reação nos diversos ensaios, e</p><p>posteriormente precisaremos também das</p><p>concentrações iniciais da acetona e do ácido</p><p>clorídrico, procedemos da seguinte forma para</p><p>calcularmos as concentrações iniciais:</p><p>[I]o =Concentração inicial do Iodo</p><p>4mol ----------- 1L</p><p>X1 ----------- 0,002L</p><p>X1 = 0,08 mol</p><p>[I]o =</p><p>0,08 mol</p><p>0,01 𝐿</p><p>= 0,8 mol L-1</p><p>Procedendo da mesma forma, encontramos</p><p>as concentrações iniciais do ácido clorídrico e da</p><p>acetona para o primeiro ensaio e para todos os</p><p>outros nove, sendo apresentados na [tabela 2].</p><p>[H+]o = 0,2 mol L-1</p><p>[H3CCOCH3)]o = 0,001 mol L-1</p><p>tabela 2</p><p>Usando a (equação 2), foi determinada a</p><p>velocidade da reação nos diversos ensaios, que</p><p>também podem ser vistos na [tabela 2].</p><p>Neste ponto já podemos fazer nossa</p><p>primeira analise, que é a dependência da</p><p>velocidade da reação com a temperatura, a</p><p>velocidade da maioria das reações químicas</p><p>aumenta à medida que a temperatura também</p><p>aumenta. Reações em solução são altamente</p><p>influenciadas pela temperatura, podemos</p><p>observar nos ensaios 8,9,10 onde só ocorreu</p><p>variação na temperatura, como a velocidade foi</p><p>afetada, Comparando o ensaio 10 com o 8 vemos</p><p>que a velocidade é cerca de 10 vezes maior que a</p><p>velocidade do ensaio 8.</p><p>Reações em fase gasosa são pouco</p><p>influenciadas (ou pouco sensíveis) à temperatura,</p><p>reações catalisadas por enzimas podem</p><p>apresentar uma dependência mais complexa em</p><p>relação à temperatura (a elevação da</p><p>temperatura pode provocar mudanças</p><p>conformacionais e até desnaturação e</p><p>degradação da enzima, isto ocasiona um</p><p>abaixamento na efetividade da enzima ) , uma</p><p>das razões pelas quais nosso organismo combate</p><p>infecções com uma febre é para perturbar o</p><p>equilíbrio da velocidade de reação do agente</p><p>infeccioso e, desse modo, destruí-lo pelo</p><p>aumento da temperatura.</p><p>Arrhenius foi o primeiro cientista a</p><p>reconhecer a dependência da constante de</p><p>velocidade com a temperatura, através da</p><p>(equação 4).</p><p>Experimentos em Química Experimental 1, EMERSON OZIAS DE LUNA, Experimento 10</p><p>5</p><p>Além de observamos a dependência da</p><p>velocidade da reação com a temperatura,</p><p>podemos ver na [tabela 2], que na proporção</p><p>que aumentamos a concentração da acetona, a</p><p>velocidade também aumenta, esse fato é</p><p>explicado pela teoria do complexo ativado (ou</p><p>teoria do estado de transição), essa teoria supõe</p><p>que a energia potencial aumenta à medida que</p><p>os reagentes se aproximam. No valor máximo da</p><p>energia potencial, a estrutura formada, devido a</p><p>aproximação dos reagentes, é denominada de</p><p>“Complexo Ativado”.</p><p>O “Complexo Ativado” é definido como um</p><p>aglomerado de átomos que pode tanto passar</p><p>para o lado dos produtos, como retornar para o</p><p>lados dos reagentes, O “Complexo Ativado” não</p><p>é um intermediário de reação, que pode ser</p><p>isolado e estudado como a maioria das</p><p>moléculas, O conceito de “Complexo Ativado”</p><p>pode ser aplicado tanto a reações em solução,</p><p>quanto em reações em fase gasosa, No caso das</p><p>reações em solução, o modelo se torna mais</p><p>complexo, uma vez que, podemos pensar no</p><p>“Complexo Ativado” envolvido por moléculas de</p><p>solvente, à medida que a reação avança, os</p><p>reagentes entram em contato e suas nuvens</p><p>eletrônicas são distorcidas podendo romper as</p><p>ligações, a energia potencial aumenta até um</p><p>máximo caracterizado por um aglomerado de</p><p>átomos, a energia potencial começa a diminuir à</p><p>medida que vai ocorrendo um rearranjo dos</p><p>átomos no aglomerado até alcançar os produtos,</p><p>podemos observar o comportamento da reação</p><p>com relação a energia no [gráfico 1].</p><p>O climax da reação está no ponto mais alto</p><p>da energia potencial (onde as moléculas</p><p>reagentes alcançam um grau de proximidade e de</p><p>distorção adicional de suas nuvens eletrônicas</p><p>levando em direção aos produtos). Essa</p><p>configuração crucial é denominada de “complexo</p><p>ativado” ou “estado de transição” da reação.</p><p>Embora algumas moléculas que passam pelo</p><p>estado de transição possam ser revertidas aos</p><p>reagentes, se elas passarem por essa</p><p>configuração é certo que os produtos sejam</p><p>formados, em nosso experimento a energia de</p><p>ativação foi fornecida através do agitador</p><p>magnético,</p><p>gráfico 1</p><p>calculamos as ordens de reação a (a partir</p><p>dos ensaios 1,2,3), b (a partir dos ensaios 1,4,5) e</p><p>c (a partir dos ensaios 1,6,7), Empregando a</p><p>equação 3, e obtemos os resultados vistos na</p><p>[tabela 3].</p><p>tabela 3</p><p>onde: a12= valor entre a reação 1 e 2</p><p>a13 = valor entre a reação 1 e 3</p><p>ax = média aritimétrica entre a12 e a13</p><p>b41= valor entre a reação 4 e 1</p><p>b15= valor entre a reação 1 e 5</p><p>bx = média aritimétrica entre b41 e b15</p><p>Experimentos em Química Experimental 1, EMERSON OZIAS DE LUNA, Experimento 10</p><p>6</p><p>Agora que conhecemos as concentrações da</p><p>[acetona], [H+], [iodo], a, b, c, e as velocidades de</p><p>cada ensaio, determinamos, a partir da (equação</p><p>1), o valor da constante k à temperatura ambiente.</p><p>fizemos estes cálculos escolhendo os ensaios 1, 4</p><p>e 6 feitos à temperatura ambiente e assumimos a</p><p>média aritimétrica como o valor mais provável</p><p>para a constante k, visto na [tabela 4].</p><p>tabela 4</p><p>Da mesma forma que fizemos para os</p><p>ensaios 1, 4 e 6, Calculamos os valores de K para</p><p>os ensaios em que houve variação de</p><p>temperatura, ensaios 8, 9 e 10, visto na [tabela 5]</p><p>tabela 5</p><p>Com estes dados estamos em condições de</p><p>traçar um gráfico Ln K x 1/T , com o objetivo de</p><p>determinar a energia de ativação para a reação</p><p>em estudo [gráfico 2] .</p><p>gráfico 2</p><p>Já comentamos que Arrhenius foi o</p><p>primeiro cientista a reconhecer a dependência da</p><p>constante da velocidade com a temperatura,</p><p>através das (equações 4 e 5).</p><p>onde:</p><p>k é a constante de velocidade</p><p>A é conhecido como “constante de Arrhenius” ou</p><p>“fator pré-exponencial”</p><p>Ea corresponde à “energia de ativação”</p><p>R é a constante dos gases (8,314 J K -1 mol -1 )</p><p>T é a temperatura absoluta.</p><p>As grandezas Ea e A são conhecidas como</p><p>parâmetros de Arrhenius</p><p>ln A = coeficiente linear do gráfico 2</p><p>- Ea/R = coeficiente angular do gráfico 2</p><p>calculando : - Ea/R</p><p>- Ea/R =</p><p>−10,6901411 − (−8,727423829)</p><p>0,003472222 − (0,003246753)</p><p>=</p><p>- Ea/R = -8705,04268</p><p>Ea = 8,314 J K -1 mol -1 . -8705,04268 K mol</p><p>Ea = 72,373725 K J mol⁻¹</p><p>Conclusão</p><p>Apesar de muito longo, o experimento que</p><p>foi desenvolvido nessa prática é de extrema</p><p>importancia no conhecimento e previsões nas</p><p>reações química vários conceitos foram abordados</p><p>dando enfase ao efeito de perturbações externas.</p><p>Uma certa familiaridade com esses fenômenos é</p><p>indispensável à formação de qualquer químico.</p><p>Muitos equilíbrios, especialmente os de</p><p>solubilidade, são à base da Química Analítica</p><p>clássica; conhecendo as características de um</p><p>estado de equilíbrio poderemos influenciar a</p><p>composição de um sistema, de acordo com os</p><p>nossos interesses.</p><p>Pelo princípio de Le Chatelier, pudemos</p><p>explicar as tendências das reações quando o</p><p>equilíbrio químico é perturbado. Percebemos</p><p>que o muita reações são reversíveis e podem se</p><p>Experimentos em Química Experimental 1, EMERSON OZIAS DE LUNA, Experimento 10</p><p>7</p><p>encontrar em equilíbrio, ou seja, elas não</p><p>ocorrem “até o fim”. Sempre há uma quantidade</p><p>constante de reagente que se encontra numa</p><p>mistura em equilíbrio. Notamos a força do</p><p>princípio de Le Chatelier, que até hoje é muito</p><p>usado para explicar e prever reações.</p><p>Referências</p><p>[1] B. M. Mahan e R. J. Myers - Química - Um</p><p>Curso Universitário</p><p>[2] J. B. Russel - Química Geral</p><p>[3] Atkins, P; Jones, L. – Princípio de Química,</p><p>ed. LTD</p><p>Experimentos em Química Experimental 1, EMERSON OZIAS DE LUNA, Experimento 10</p><p>8</p><p>Questões</p><p>1 - É provável que a frase "um aumento de</p><p>temperatura favorece a reação endotérmica" não</p><p>lhe seja estranha (se for, consulte o professor).</p><p>Mostre como esta frase decorre do Princípio de Le</p><p>Chatelier.</p><p>Resposta: Em um equilibrio, se a reação direta é</p><p>endotermica, a inversa é exotermica. pelo</p><p>principio de Le Chatelier, quando perturbamos o</p><p>equilibrio ele se desloca de modo a voltar a</p><p>condição original. De modo que quando</p><p>aumentamos a temperatura do sistema, ele reage</p><p>a essa mudança baixando a temperatura. uma</p><p>reação endotérmica consome energia térmica,</p><p>Então quando fornecemos energia térmica ao</p><p>sistema, a reação endotermica é favorecida</p><p>consumindo essa energia e restaurar as condições</p><p>iniciais.</p><p>2 - O que acontecerá se você acrescentar</p><p>ácido clorídrico concentrado a uma solução</p><p>saturada de NaCl? Por quê?</p><p>resposta: Ocorrera o que é chamado efeito</p><p>íon comum.</p><p>exemplo de equação:</p><p>NaCl → Na</p><p>+</p><p>+ Cl</p><p>-</p><p>HCl → H</p><p>+</p><p>+ Cl</p><p>-</p><p>3 - Os produtos de solubilidade de</p><p>carbonato de cálcio e do fluoreto de cálcio são</p><p>8,7 x 10-9 e 4,0x10-11, respectivamente. Mostre</p><p>que o fluoreto é mais solúvel que o carbonato,</p><p>apesar de ter o Kps menor</p>