Relatório 2 Cinética Química

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ
DEPARTAMENDO DE CIÊNCIA EXATAS E TECNOLÓGICAS
ENGENHARIA QUÍMICA
CINÉTICA QUÍMICA
ANA CLARA COSTA TEIXEIRA (201310879)
CAROLINE DA COSTA PAGANI (201310339)
THAYANNAH MOREIRA DO C. RIBEIRO (201310885)
TIARI RAMOS REZENDE (201310340)
ILHÉUS - BA
2015
ANA CLARA COSTA TEIXEIRA (201310879)
CAROLINE DA COSTA PAGANI (201310339)
THAYANNAH MOREIRA DO C. RIBEIRO (201310885)
TIARI RAMOS REZENDE (201310340)
CINÉTICA QUÍMICA
Relatório apresentado como parte dos critérios de avaliação da disciplina CET984 – no curso de Engenharia Química - Turma P09. Dia de execução do experimento: 26/11/2015.
Professor: Miriam Tokumoto
ILHÉUS - BA
2015
OBJETIVOS
Determinação da lei de taxa e energia de ativação de uma reação química.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
A velocidade das reações químicas é um assunto importante no ensino de Química, um experimento clássico é a reação relógio de Landolt, na qual ocorre uma súbita mudança de cor no sistema, indicando o final da reação. [2]
Uma solução de iodeto de potássio é adicionada a uma solução de tiossulfato de sódio, amido, água destilada e uma solução tampão (No experimento foi utilizado o tampão acetato pH = 4,7). Após a reação atingir a temperatura de 65ºC, foi adicionada a mistura peróxido de hidrogênio, então transcorrido certo tempo a mistura inicialmente incolor torna-se subitamente azul intensa. O experimento é cuidadosamente preparado de modo a esgotar, o agente redutor (Tiossulfato de sódio), permitindo então que prevaleça a reação lenta (eq. 1) de oxidação do iodeto a iodo.
2 (aq) +(aq) → (aq) + 2(aq) lenta (1)
2(aq) + (aq) →(aq) + 2 (aq) rápida (2)
Na presença de iodeto, a interação do amido com o iodo leva a uma distribuição de complexos, que podem ser simplificados, onde o amido é utilizado como indicador:
 (aq) + (aq) + amido (aq) → amido- (aq) (3)
O iodeto é oxidado a iodo, conforme a seguinte equação:
 		 2 (aq) + (aq) + 2 (aq) → (aq) + 2 (l) (4)
Entretanto, o iodo formado é rapidamente reduzido pelo tiossulfato de sódio, como visto anteriormente. Assim, só ocorrerá mudança de cor (eq. 3) quando todo o tiossulfato de sódio tiver sido consumido. [2]
Todos os dados obtidos no experimento de todos os grupos estão apresentados na tabela 1.
Tabela 01 - Dados do experimento.
	EXP.
	pH
	TEMPERATURA (°C)
	TEMPO DE REAÇÃO (s)
	1
	4,64
	30 ± 0,5
	552 ± 0,01
	
	4,85
	45 ± 0,5
	480 ± 0,01
	
	4,85
	55 ± 0,5
	284 ± 0,01
	
	4,69
	65 ± 0,5
	165 ± 0,01
	2
	4,67
	30 ± 0,5
	406 ± 0,01
	
	4,88
	45 ± 0,5
	266 ± 0,01
	
	4,83
	55 ± 0,5
	141 ± 0,01
	
	4,68
	65 ± 0,5
	86 ± 0,01
	3
	4,70
	30 ± 0,5
	600 ± 0,01
	
	4,88
	45 ± 0,5
	241 ± 0,01
	
	4,79
	55 ± 0,5
	140 ± 0,01
	
	4,68
	65 ± 0,5
	166 ± 0,01
	4
	4,71
	30 ± 0,5
	626 ± 0,01
	
	4,00
	45 ± 0,5
	424 ± 0,01
	
	4,17
	55 ± 0,5
	257 ± 0,01
	
	3,95
	65 ± 0,5
	148 ± 0,01
	5
	0
	30 ± 0,5
	27 ± 0,01
	
	0,50
	45 ± 0,5
	19 ± 0,01
	
	1,08
	55 ± 0,5
	09 ± 0,01
	
	0
	65 ± 0,5
	07 ± 0,01
	6
	4,67
	30 ± 0,5
	-
	
	5,52
	45 ± 0,5
	430 ± 0,01
	
	5,80
	55 ± 0,5
	320 ± 0,01
	
	5,45
	65 ± 0,5
	-
Tabela 02 – Volumes iniciais dos reagentes.
	Exp
	H2O
(mL)
	 KI
 0,050M (mL)
	Na2S2O3 0,050 M
(mL)
	Amido (mL)
	Tampão 
pH 4,7 
(ml)
	Ácido 
ou base (mL)
	H2O2 (ml)
	1
	125,0
	25,0
	5,0
	5,0
	30,0
	0
	10,0
	2
	100,0
	50,0
	5,0
	5,0
	30,0
	0
	10,0
	3
	115,0
	25,0
	5,0
	5,0
	30,0
	0
	20,0
	4
	100,0
	25,0
	5,0
	5,0
	30,0
	25 HOAc
	10,0
	5
	100,0
	25,0
	5,0
	5,0
	30,0
	25 HCl
	10,0
	6
	100,0
	25,0
	5,0
	5,0
	30,0
	25 NaOH
	10,0
Concentração
A concentração de todos os reagentes após a adição da solução de peróxido de hidrogênio, sabidas as concentrações iniciais e volumes iniciais e finais, foi obtida a partir da seguinte relação:
 C1V1 = C2V2 (5)
Sabendo que pH = -log [H+] , foi calculada a concentração dos íons H+ presentes em cada solução preparada.
Tabela 03 – Concentração dos reagentes após adição da solução de peróxido de carbono e concentração de H+ a partir do pH registrado.
	EXP.
	pH
	[H+] (mol/L)
	[KI] (mol/L)
	[H2O2] (mol/L)
	[HCH3COO] (mol/L)
	[HCl] (mol/L)
	[Na2S2O3] (mol/L)
	[NaOH] (mol/L)
	1
	4,68
	2,0893 x 10-5
	0,00625
	0,04
	0
	0
	0,00125
	0
	2
	4,68
	2,0893 x 10-5
	0,0125
	0,04
	0
	0
	0,00125
	0
	3
	4,68
	2,0893 x 10-5
	0,00625
	0,08
	0
	0
	0,00125
	0
	4
	3,95
	1,1220 x 10-4
	0,00625
	0,04
	0,0375
	0
	0,00125
	0
	5
	0
	1
	0,00625
	0,04
	0
	---
	0,00125
	0
	6
	5,45
	3,5481 x 10-6
	0,00625
	0,04
	0
	0
	0,00125
	---
Determinação da lei da velocidade experimentalmente
Utilizando a equação abaixo foi calculada a taxa da reação para cada experimento.
 (6)
Tabela 04 – Taxa da reação.
	EXPERIMENTO
	V (mol.L-1/s)
	1
	3,7879 x 10-6
	2
	7,2674 x 10-6
	3
	3,7651 x 10-6
	4
	4,2230 x 10-6
	5
	8,9286 x 10-6
	6
	---
A partir dos valores das velocidades para cada experimento e sabendo que a equação da lei cinética da reação é dada pela etapa mais lenta, temos:
 (7)
Obtêm-se os valores dos coeficientes x, y e z mantendo a concentração de dois reagentes constantes e variando apenas um deles, o qual encontraremos com o cálculo. O mesmo será feito para os outros reagentes, um de cada vez.
 (8)
 (9)
Ao dividirmos uma pela outra, teremos:
 (10) (11)
 (12)
Obtêm-se, então, a equação:
 (13)
A mesma pode ser aplicada para os outros expoentes. Portanto:
 (14)
 (15)
O valor da taxa de reação não foi obtido experimentalmente porque ultrapassou o limite esperado, de acordo com os experimentos dos outros grupos. Por esse motivo ele foi desconsiderado. Para a realização do cálculo do expoente z serão utilizados os valores da reação 4 e 5.
Basta, apenas, substituir os valores obtidos nas tabelas acima:
A lei da reação foi obtida aproximando os valores dos expoentes acima: 
 (16)
A partir da equação da lei da reação, pode-se constatar que na medida em que se aumentam as concentrações dos reagentes, a velocidade tende a diminuir, devido seus expoentes negativos. No entanto, quando comparamos os valores esperados teoricamente com os obtidos e expostos na Tabela 05, vemos que, na realidade, as velocidades de 1 a 5 oscilaram de forma inesperada. A conclusão a que chegamos é que pode ter havido erro durante o procedimento ou cálculo.
Tabela 05 - Velocidade de reação para experimentos de outros grupos, realizados nas temperaturas: 30, 45, 55 e 65°C.
	Temperaura
Velocidade30 oC
	45oC
	55 oC
	65 oC
	V1 (mol.L-1/s)
	1,1000 x 10-6
	1,3021 x 10-6
	2,20 x 10-6
	3,7879 x 10-6
	V2 (mol.L-1/s)
	1,0900 x 10-6
	2,3496 x 10-6
	4,43 x 10-6
	7,2674 x 10-6
	V3 (mol.L-1/s)
	1,0600 x 10-6
	2,5934 x 10-6
	4,46 x 10-6
	3,7651 x 10-6
	V4 (mol.L-1/s)
	1,0000 x 10-6
	1,4741 x 10-6
	2,43 x 10-6
	4,2230 x 10-6
	V5 (mol.L-1/s)
	13,2900 x 10-6
	 3,4722 x 10-5
	6,94 x 10-5
	8,9286 x 10-6
	V6 (mol.L-1/s)
	0,5700 x 10-6
	-----
	1,95 x 10-6
	-----
Comparando os resultados das velocidades a diferentes temperaturas, percebe-se que a tendência é que com o aumento da temperatura ocorra um aumento na taxa de reação. Percebe-se que apenas os experimentos 3 e 5 os valores de V fogem de um padrão entre os resultados para cada temperatura de reação. No experimento 6, às temperaturas de 45°C e 65°C, não houve reação, assim, pode-se dizer que a taxa de reação é igual a zero.
O valor da constante k pode ser obtido isolando o mesmo da equação da lei da reação:
 (17)
	Como só foi possível a obtenção dos 5 valores de velocidade só poderemos calcular k, adimensional, para esses valores correspondentes.
Tabela 06 – Valores de k referentes a todos os grupos.
	Temperaura
 K
	30 oC
	45oC
	55 oC
	65 oC
	K1
	6,7677 x 10-6 
	1,1658 x 10-46
	0,017
	0,0358
	K2
	6,7034 x 10-6
	5,6513 x 10-47
	0,017
	0,0344
	K3
	6,8545x 10-6
	6,2377 x 10-47
	0,017
	0,0178
	K4
	4,3948 x 10-6
	5,8964 x 10-39
	0,018
	0,0349
	K5
	5,7652 x 10-6
	4,3886 x 10-6
	0,356
	0,0357
	K6
	----
	----
	0,017
	----
	O valor médio da constante para a temperatura de 65 ºC, pode ser obtido fazendo o somatório de todos os valores e dividindo pela quantidade total, no caso 5.
O resultado da média das constantes foi satisfatório, visto que a temperatura utilizada foi de 65ºC. Pois quanto maior a temperatura utilizada, maior será a constante dessa reação, pois a temperatura influencia na taxa de reação, a fazendo aumentar.
A solução de amido é utilizada como indicador porque reage com o iodo na presença do iodeto, que deixa a solução em tom de azul forte, a qual é visível mesmo em baixas concentrações de iodo. A cor fica menos forte com o aumento da temperatura, ainda assim, com o experimento realizado a 65ºC foi possível obter um azul tão escuro quanto os outros grupos, com temperaturas mais baixas. [1]
Os ácidos – acético e clorídrico – e a base – hidróxido de sódio – servem como catalisadores da reação, aumentando a velocidade e diminuindo a energia de ativação. No entanto, notou-se, em comparação com os dados do único grupo que obteve a velocidade 6, uma queda na velocidade quando se adicionou NaOH, enquanto que na adição dos ácidos a velocidade 4 para a 5 dobrou. O que podemos constatar é que as concentrações tenham influenciado, mas não podemos afirmar com exatidão já que elas eram desconhecidas.
Na titulação com o tiossulfato de sódio, inicialmente, a cor fica verde, mas quando a concentração de iodo diminui a cor altera para azul. Como as cores são muito escuras, quase não foi possível perceber essa diferença. É utilizada uma massa constante de tiossulfato pois assim ela será expressa na forma de outra constante na equação de velocidade. Portanto, a equação fica dependente apenas de uma variável, a concentração do reagente limitante.
Na tabela 7, encontram-se os coeficientes x, y e z (já aproximados para o valor inteiro mais próximo), referentes ao H+, ao KI e ao H2O2, respectivamente, juntamente com as constantes de velocidade (k) encontradas pelos 4 grupos, cujas temperaturas utilizadas para o experimentos foram diferentes.
Tabela 07 - Coeficientes estequiométricos e constantes de velocidade obtidas para experimentos realizados nas temperaturas 30, 45, 55 e 65°C.
	Temperatura
	x
	y
	z
	K
	30°C
	0
	1
	1
	6,6754 x 10-6
	45°C
	0
	1
	1
	8,7772 x 10-7
	55°C
	0
	1
	1
	0,0172
	65°C
	0
	1
	1
	
Os valores de k obtidos pelos grupos foram como o esperado, já que o aumento de temperatura faz o valor da constante aumentar. Analisando a tabela com estes dados confirmamos que o experimento sob 65ºC foi o que apresentou maior k. O experimento sob 45ºC foi o único com desvio dos valores esperados, podemos concluir que houve erro nos cálculos ou procedimento.
Determinação do parâmetro de Arrhenius
	A partir dos dados da tabela 6, podemos montar a tabela 8 para calcular a Energia de Ativação e a constante de Arrhenius através da linearização proposta na equação 18. Para isso, calculamos os valores de e 1/T. 
 (18)
Tabela 8 – Valores dos parâmetros de Arrhenius e suas variáveis.
	
	
	T (K)
	1/T (K-1)
	6,6754 x 10-6
	-11,91
	303
	3,300 x 10-3
	8,7772 x 10-7
	-13,9459
	318
	3,145 x 10-3
	0,0172
	-4,0628
	328
	3,048 x 10-3
	
	- 3,4514
	338
	2,959 x 10-3
 
Assim é possível plotar um gráfico, usando o valor obtido para k na temperatura de 65°C (338 K). A figura 1 mostra os gráficos plotados com os nossos dados.
Figura 1 - Ajuste linear de ln k em função de 1/T, usando k =
	Podemos calcular a Energia de ativação (Ea) e o parâmetro de Arrhenius (A) através dos coeficientes angular (b) e linear (a) obtidos na linearização do gráfico, juntamente com a equação 18. 
 (19)
Onde R é a constante dos gases reais 8,31 J/mol.K.
 (20)
	Dessa forma, obtemos os seguintes valores: 
CONCLUSÃO
Todos os procedimentos para a determinação experimental da lei da velocidade da reação relógio iodo foram realizados da melhor forma possível apesar das complexidades do mecanismo da reação, que dificulta a verificação experimental da ordem da reação. Dentre os seis experimentos, cinco foram bem executados, na ultima solução preparada não houve reação aparente, provocado por alguma falha durante o experimento. Foi observado nos dados de outros grupos, as ordens de reação obtidas foram iguais em todos os grupos de 1ª ordem em relação ao iodeto e ao peróxido de hidrogênio, e de ordem 0 em relação ao H+, o que não confere com seus valores estequiométricos da equação química da etapa lenta (determinante). Por isso, é muito provável que essa reação ocorra por algum mecanismo, envolvendo uma série de etapas.
Sabe-se que os fatores que influenciam na cinética da reação são concentração e a temperatura, comparando os resultados obtidos e as temperaturas aplicadas, percebe-se que quanto maior a temperatura mais rápida se dá a reação, de forma que a 65º C se obteve a maior taxa de reação. 
A energia de ativação Ea foi calculada em , um valor relativamente alto, ou seja, é necessário fornecer uma energia alta para que a reação ocorra, caso contrário a reação demorará muito tempo ou não irá ocorrer. O fator pré-exponencial “A”, possui a dimensão de seu módulo elevado denota uma elevada frequência de colisões.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna, o meio ambiente. Reimpressão. Porto Alegre: Bookman, 2002. 914 p. 
[1] Detecção do ponto final. Disponível em: http://www.ufpa.br/quimicanalitica/detectapfinaliodo.htm. Acessado em 30/12/2015.
[2] “Reação relógio Iodeto/Iodo”. Disponível em: http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc16/v16_A10.pdf. Acesso em: 22/12/2015