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Relatório Físico Química Experimental

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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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