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FUNDAÇÃO EDUCACIONAL DE MONTES CLAROS FACULDADE DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE MONTES CLAROS Departamento de Engenharia Química Físico-Química Experimental II RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA: Cinética Química – Determinação da Ordem da Reação entre os Íons Tiossulfato e os Íons Hidrogênio Discentes: Camila Rodrigues Santos Gabriela Gonçalves Áraujo Higor Ronney Custódio Jorge Iagor Araújo Santos Maurício Rodrigues de Jesus Simael Jhosadaque Alves Docente: Professor Gelson Cerqueira Montes Claros – Minas Gerais 09 de junho de 2016 1 - Introdução A ordem de uma reação química é a relação matemática que existe entre a velocidade e as concentrações dos reagentes, ou seja, é a soma dos expoentes das concentrações dos reagentes na lei da velocidade, uma relação também pode ser interpretada em relação a cada reagente, a ordem de uma relação a um determinado reagente é o expoente de sua concentração na lei da velocidade. Numa reação elementar, os expoentes a que devem ser elevadas as concentrações em quantidade de matéria dos reagentes na expressão da lei da velocidade são os próprios coeficientes dos reagentes na equação balanceada. É dita de primeira ordem em relação a X, de segunda ordem em relação a Y e de terceira ordem global. As ordens parciais de uma reação são parâmetros determinados experimentalmente e como tal, podem ter qualquer valor, não necessariamente inteiro e positivo. Exemplifiquemos como algumas leis cinéticas que os químicos obtiveram por estudos experimentais. Os resultados das medidas para a determinação da velocidade de uma reação mostram que as taxas de variação dependem das concentrações de reagentes (e, algumas vezes, produtos). É possível representar essa dependência em termos de equações diferenciais conhecidas como leis de velocidade. As soluções dessas equações são utilizadas para prever as concentrações de espécies, em qualquer momento após o início da reação. A forma da lei de velocidade também fornece certa sobre a série de passes elementares através dos quais uma reação ocorre. 2 - Objetivo Fazer os cálculos de velocidade de reação, determinar graficamente as ordens dos íons tiossulfato e hidrogênio. 2.1 - Objetivo Geral Determinar a ordem da reação entre os íons tiossulfatos e os íons hidrogênio. 3 - Reagentes e Equipamentos Parte 1 Parte 2 10 Béqueres de 50 mL 6 Béqueres de 50 mL Provetas de 10 e 50 ml Solução aquosa de Ácido Clorídrico 3,0 mol/L Solução de Tiossulfato de sódio 0,15 mol/L Solução aquosa de Ácido Clorídrico 1,8 mol/L Solução aquosa de Ácido Clorídrico 3,0 mol/L Solução aquosa de Ácido Clorídrico 0,6 mol/L Cronômetro 4 - Procedimentos PARTE 1: Rotulou-se 5 béqueres de 50,0 mL de A à E, adicionou-se os volumes de solução aquosa de tiossulfato de sódio e de água indicados na Tabela 1 e agitou-se bem as soluções com um bastão de vidro, em outros 5 béqueres de 50,0 mL adicionou-se 5,0 mL da solução de ácido clorídrico, em uma folha de papel branco contornou-se os fundos dos béqueres com uma caneta, fazendo um grande X no centro, deixando os béqueres com ácido clorídrico a solução do béquer A, iniciou-se imediatamente a contagem do tempo. Para a contagem do tempo quando não se puder mais observar o X, registrando-se o tempo na Tabela 1, repetiu-se o procedimento para os béqueres B a E. PARTE 2: Procedeu-se como na PARTE 1, utilizando as quantidades de solução de tiossulfato e de ácido clorídrico, indicados na Tabela. 5 - Resultados e Discussão Tabela 1: Reação do tiossulfato de sódio com ácido clorídrico. Béqueres Na2SO3 (mL) H2O (mL) HCl (mL) [Na2S2O3] (Mol/L) Tempo de reação em (s) A 25,0 - 5,0 0,15 16,82 B 20,0 5,0 5,0 0,12 21 C 15,0 10,0 5,0 0,09 29,7 D 10,0 15,0 5,0 0,06 48,1 E 5,0 20,0 5,0 0,03 92,4 Com finalidade de medir o valor das concentrações depois de fazer as diluições do tiossulfato, utilizamos um método através de uma equação: C1.V1 = C2.V2 Com essa equação ela nos dará a concentração de tiossulfato após a adição da água destilada, que é o nosso solvente. Sendo assim foi feito os cálculos e também cronometrando o respectivo tempo de cada reação de acordo com a turvação de cada processo, anotou-se os resultados na Tabela 1. Tabela 2: Reação dos tiossulfatos de sódio com ácido clorídrico. Béquers Na2S2O3 (mL) HCl (mL) / [HCl] (Mol/L) [HCl] (Mol/L) [S2O32-] (Mol/L) Tempo (S) A’ 25,0 5,0 / 3,8 3,0 0,15 18,00 B’ 25,0 5,0 / 1,8 1,8 0,15 20,00 C’ 25,0 5,0 / 0,6 0,6 0,15 26,00 5.1 – Determinar graficamente as ordens dos íons tiossulfato e hidrogênio 5.2 – Escreva a lei da velocidade para reação 1 v = k[A]a[B]b k’ = k[A] a v = k’[B]b log v = log k’ [B]b log v = log k’ + log [B]b log v = log k’ + b log [B] ::: v = t -1 log t -1 = log k’ + b log [B] v = k[A]a[B]b v = k’’[A]a log v = log k’’ [A]a log v = log k’’ + log [A]a log v = log k’’ + a log [A] ::: v = t -1 log t -1 = log k’’ + a log [A] Vo = k[S2O3-2]01,2263[H+]0,6022 5.3 – Compare os coeficientes estequiométricos com as ordens de reação e discuta as semelhanças ou diferenças É chamada de ordem de reação ou reação global a soma das ordens de reação das espécies químicas pelo método das concentrações em excesso, portanto: A + B = Ordem Global Ordem Global = 1,2263 + 0,6022 Ordem Global = 1,8285 De acordo com a literatura consultada houve uma grande diferença na reação global isso pode ter ocorrido devido a erros na hora do manuseamento dos equipamentos e reagentes. 6 - Conclusão Com base no experimento foi possível estabelecer vários parâmetros no estudo do comportamento da cinética de reação, por meio da reação entre tiossulfato de sódio e o ácido clorídrico. Foi possível determinar a ordem de reação para a reação que foi feita. Portanto, ficou provado que o método das velocidades iniciais se mantendo uma das concentrações constantes é um procedimento satisfatório ao estudo de cinética de reações químicas a nível macroscópico 7 - Referência Bibliográfica SANTOS, Nelson. Problemas de Físico-Química. Ciência Moderna, 2007, 448 p. P. Atkins, “Physical Chemistry for the Life Sciences”, W H FREEMAN – USA, 2005. I.N. Levine, FISICOQUIMICA, 5ª Edición, McGraw-Hill, 2004. P.W. Atkins, J. De Paula, PHYSICAL CHEMISTRY, 8th Edition, O.U.P., 2006. ATKINS, Peter W. Físico-Química: fundamentos. 3 ed. LTC, 2003 Aylward, Gordon; Findlay, Tristan (2002), SI Chemical Data 5th ed. (5 ed.), Sweden: John Wiley & Sons, pp. 202
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