A reação relógio iodeto/iodo

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA GRANDE DOURADOS
FACULDADE DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA
	
ALEXIA BATISTA FORTUNATO
BRUNA MANZANI LEITE DE CASTRO
LEONEL PORTILHO
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL 
CINÉTICA QUÍMICA: A reação relógio iodeto/iodo
Dourados/MS
2017
UNIVERSIDADE FEDERAL DA GRANDE DOURADOS
FACULDADE DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA
CINÉTICA QUÍMICA: A reação relógio iodeto/iodo
Relatório da disciplina de físico-química experimental. Professora da Disciplina:
Profª. Dra. Adriana Evaristo de Carvalho
Dourados/MS
2017
1. INTRODUÇÃO
Dois dos demais fatores que podem influenciar na velocidade de uma reação, são: 
Concentração (onde, quanto maior a concentração dos reagentes, mais rápida será a reação química). Essa propriedade está relacionada com o número de colisões que ocorre entre as partículas.1
Temperatura: (onde, quanto maior a temperatura, mais rapidamente se processa a reação). Podemos acelerar uma reação lenta, submetendo os reagentes à uma temperatura mais elevada, pois com aumento de calor, as partículas se agitam mais, consequentemente, reagem mais rápido.1 
A reação de Landolt consiste em uma reação que após um certo tempo muda-se a coloração, sendo a mistura inicialmente incolor e torna-se subitamente azul intensa, devido a formação do complexo com o amido. 2
Essa clássica reação, conhecida também como reação do relógio de iodo, consiste na oxidação lenta do íon iodeto para iodo, seguida da redução rápida do iodo novamente a iodeto. Depois de um período de tempo no experimento, o agente redutor, permite então, que prevaleça a reação lenta de oxidação do iodeto a iodo.2
A ordem de uma reação é a potência que equivale a concentração da espécie que está envolvida na reação, elevada na equação da velocidade. A ordem total é a soma das ordens parciais das espécies, denominada ordem global.3
A velocidade é diretamente proporcional às concentrações dos reagentes. Tem-se a constante de velocidade, definida pelo coeficiente . Esse valor independe das concentrações das espécies que estão na reação, entretanto, depende da temperatura em que ocorre a reação.4
2. OBJETIVO
	Observar o efeito da concentração e a influência da temperatura na velocidade das reações.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 MATERIAIS
Termômetro
Banho-Maria
Cronômetro
Isopor com gelo
Pipeta volumétrica de 10 mL
Pipeta graduada 
Balões volumétricos de 50 mL
Pêra
3.2 REAGENTES
Solução C: Ácido ascórbico, iodeto de potássio, ácido acético, água e amido
Solução D: Peróxido de hidrogênio 0,8043 mol/L.
3.3 MÉTODOS
	As soluções C e D foram preparadas pelo técnico. 
	Foram preparados 4 balões volumétricos e enumerou-se de 1 a 4. Foi adicionado em cada balão 10 mL da solução C, com auxílio de uma pipeta volumétrica.
	Foram pipetados 2, 4 e 6 mL de água destilada nos balões 2, 3 e 4 respectivamente, e o balão 1 não foi adicionado água.
	Logo após, foi adicionado no balão 1, 10 mL da solução D e foi acionado o cronômetro. Repetiu-se o procedimento para os outros balões, sendo que para o balão 2, foram 8 mL, para o 3 foram 6 mL e para o 4 foram 4 mL da solução D. Foram cronometrados até a mudança de cor.
	Depois, foi preparado o balão 1 novamente e o imergiu no banho-maria, à 60ºC. Cronometrou-se até a mudança de coloração. Foi repetido o procedimento novamente, no qual, preparou-se o balão 1 e o mesmo foi levado para o banho de gelo, à 7ºC, acionou o cronômetro até mudar a cor.
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
As reações ocorridas no experimento estão apresentadas a seguir: 
Nas reações ocorre que a velocidade de uma reação é essencialmente controlada pela concentração das substâncias envolvidas, temperatura, presença de catalizadores, natureza dos reagentes, entre outros. Nesse experimento, o iodeto é oxidado a iodo, conforme a seguinte equação:
2 I- (aq) + H2O2 (aq) + 2 H+ (aq) → I2(aq) + 2H2O (l) lenta (1)
Entretanto, o iodo formado é rapidamente reduzido pelo ácido ascórbico, conforme a equação 2.
I2 (aq) + C6H8O6 (aq) → 2 I- (aq) + C6H8O6 (aq) + 2 H+ (aq) rápida (2)
Quando todo o ácido ascórbico tiver sido consumido, iodo acumula no sistema
e a mistura muda subitamente de cor devido à formação de um complexo azul.
I2 (aq) + I-(aq) + amido (aq) → amido-I3-(aq) (3)
Foram realizados seis experimentos, como descritos no procedimento experimental. Os dados obtidos são apresentados nas tabelas a seguir. 
Tabela1: Tempo das reações 
	
	
Tempo min
	
Tempo S-1
	
	
ln K
	D1
	7:49
	469s
	2,1321x10-3
	-6,1506
	D2
	10:09
	609s
	1,6420x10-3
	-6,4118
	D3
	14:15
	855s
	1,1695x10-3
	-6,7511
	D4
	21:38
	1298s
	7,7041x10-4
	-7,1685
	D5
	8:02
	482s
	2,0746x10-3
	-6,1779
	D6
	1:02
	62s
	0,01612
	-4,1271
	Na tabela 1 fica claro a variação do tempo de cada reação feita a partir de D1 à D6. 
Tabela2: Volume das soluções 
	Tubo
	Volume de D/mL
	Volume de água/mL
	Volume de C/mL
	D1
	10
	0
	10
	D2
	8
	2
	10
	D3
	6
	4
	10
	D4
	4
	6
	10
D5 e D6 usaram volumes iguais ao do D1
 Tabela3: Concentração da solução D
	Experimentos realizados
	Volumes
	Mol de H2O2 por alíquota retirada 
	Mol/L-1
	D1
	10mL
	0,008
	0,80
	D2
	8mL
	0,0064
	0,64
	D3
	6mL
	0,0048
	0,48
	D4
	4mL
	0,0032
	0,32
D5 e D6 foram realizados os procedimentos semelhantes ao D1, ou seja, o valor de concentração é igual ao do D1.
Se fez necessário então, os cálculos de concentração de todas as soluções D utilizadas nos experimentos para posteriores cálculos. As concentrações das soluções foram calculadas através da fórmula apresentada a seguir: 
Tabela4: Velocidades médias da reação 
	Experimentos realizados
	Velocidades médias das reações mol/L. s-1
	D1
	1,7057x10-3
	D2
	1,0509x10-3
	D3
	5,6140-4
	D4
	2,4653-4
	D5
	1,6597-3
	D6
	12,903-3
 
	Assim com valores de velocidade média das reações é possível determinar o valor de K de cada reação e logo é possível encontrar o lnK. 
Tabela 5: Valores de K para cada reação
	Reações
	Valor de K
	lnK
	D1
	2,1321x10-3
	-6,1506
	D2
	1,6420x10-3
	-6,4118
	D3
	1,1695x10-3
	-6,7511
	D4
	7,7040x10-4
	-7,1686
	D5
	2,0746x10-3
	-6,1779
	D6
	2,0811x10-4
	-8,4774
	Os valores de K foram determinados através da seguinte equação:
	O fator concentração teve grande importância na reações D1 à D4 na alteração das velocidades das reações, isso se dá por que o aumento da concentração dos reagentes faz com que se tenha uma maior quantidade de partículas ou moléculas confinadas num mesmo espaço. 
	Isso aumenta a quantidade de choques entre elas e aumenta também a probabilidade de ocorrerem colisões eficazes que resultem na ocorrência da reação. O resultado é que a reação ocorre com maior rapidez.
Portanto, com a diminuição da concentração de um dos reagentes (H2O2), a reação ocorreu mais vagarosamente, porque houve a diminuição do número de partículas reagentes, diminuindo também a quantidade de choques entre elas e a probabilidade de ocorrerem colisões eficazes que resultem na ocorrência da reação.
Tabela 6: Temperatura das reações 
	
Temperatura em °C
	
Temperatura K
	
	60°
	333,15
	3,0016x10-3
	22°
	295,15
	3,3881x10-3
	7°
	280,15
	3,5695x10-3
Os valores de temperatura juntamente com os valores de lnK disponíveis na tabela 5 ajudam a plotar um gráfico para mostrar a interferência da temperatura na velocidade das reações. Assim os valores usados para lnK são somente referentes as reações D1, D5 e D6. Citados na tabela abaixo: 
Tabela 7: dados para o gráfico
	Reações
	
	ln K
	D1
	3,3881x10-3
	-6,1506
	D5
	3,5695x10-3
	-6,1779
	D6
	3,0016x10-3
	-8,4774
	A partir desses dados, foi possível plotar o gráficode Ln k x 1/T para verificar a lei de Arrhenius na reação. Segundo a essa lei, se esse gráfico plotado resultar em uma reta, significa que a reação tem comportamento de Arrhenius e é possível calcular a constante A (fator pré exponencial) e a energia de ativação através da equação da reta obtida. 
Grafico 1: plotagem dos dados obtidos 
Logo o resultado de b é igual ao coeficiente angular resultante da plotagem de dados do gráfico 1. Sendo assim, matematicamente pode-se descobrir o valor da variável Ea (Energia de Ativação) através da equação abaixo:
Ea = - 4358,65 x 8,314 KJ/mol
Ea = - 36237,81 KJ/mol 
Deste modo, a energia de ativação fica definida em - 36237,81 KJ/mol. O gráfico acima representa a inclinação da curva de Arrhenius, na qual corresponde à uma Energia de ativação alta, isso deve-se ao fato das velocidades de reações serem muito sensíveis à temperatura.
A teoria de colisões definido por Atkins afirma: ``Uma colisão sem energia suficiente: acontece a colisão e as moléculas se afastam inalteradas; Já uma colisão que esteja suficientemente energética, as moléculas se colidem e ocorre a reação``, seguindo essa definição, é possível afirmar que o fator de colisão neste experimento foi alto e mediante isso, houve a diluição do efervescente, entretanto, sabe-se que, quanto maior o fator de colisão das moléculas reagentes, mais rápida a diluição, consequentemente, mais rápida a reação. 
A 𝐸𝑎 é a altura da barreira acima da energia potencial dos reagentes, dessa forma, não é difícil observar a mesma. Para o sucesso da reação, os reagentes devem se aproximar com a energia cinética suficiente ao longo da linha de aproximação, de modo que, consigam transpor a barreira de ativação, ou seja, o pico no perfil da reação.1 Segundo ATKINS, ``Quanto maior o coeficiente angular, maior a velocidade de consumo do reagente``. 
 Como o resultado de b pode ser extraído da plotagem do gráfico, o valor de a também pode ser retirado da mesma forma, onde a é igual ao valor do coeficiente linear. Assim pode-se determinar o valor de A, contudo fica expresso matematicamente dessa forma:
Através da equação: 𝐴 = 𝑒 a
A = e -21,404 = 5,0624x10-10
Logo A ou fator de frequência, é referente ao coeficiente linear no gráfico 1. Assim fica determinado equacionalmente o fator de frequência A, que é igual à: 5,0624x10-10. Essa constante define a proporcionalidade entre as concentrações dos reagentes e a velocidade com que as moléculas reagentes se colidem.
A energia não é o único critério para que ocorra colisão entre as moléculas reagentes, elas podem se aproximar seguindo uma orientação relativa específica e neste caso o fator pré- exponencial (𝐴) deverá incluir um fator estérico, P, para que possa ou não ocorrer a reação.1 Assim devemos reconhecer que a temperatura, é sim, um dos fatores que mais influenciam na velocidade de uma reação. De fato, um aumento na temperatura eleva não só a frequência dos choques entre as moléculas reagentes, como também, a energia com que as moléculas se chocam. Isso deve-se ao resultado da teoria das colisões, a qual afirma (FELTRE, 2004) no seguinte parágrafo:
``Que para que uma reação ocorra, a colisão entre as partículas das substâncias reagentes deve acontecer através de uma orientação adequada e com uma energia maior que a energia mínima necessária para a ocorrência da reação (FELTRE, 2004). ``
CONCLUSÃO
A partir deste experimento e de acordo com a literatura, foi possível concluir que a velocidade da reação depende da temperatura e da concentração dos reagentes. Desta forma, as reações que ocorrem em maior temperatura apresentam maior velocidade de reação e constante de velocidade, e as reações cuja concentrações sejam maiores, a velocidade da mesma será também maior, devido ao número de colisões que ocorrem. O amido nesta reação teve a função de indicador do iodo. O alto valor da energia de ativação encontrado, mostra que a reação necessita de uma grande adição de calor para ocorrer, reafirmando o que foi dito anteriormente, quanto maior a temperatura, mais rápido a reação ocorre. 
REFERÊNCIAS
1. Postma, James M. Química no laboratório/ James M. Postma, Julian L. Roberts, J. Leland Hollenberg; [Hilton Felício dos santos]. Barueri, SP: Manole, 2009.
2. Química Nova na Escola, Reação relógio iodeto/iodo, N
3. Atkins, Peter. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente/ Peter Atkins, Loretta Jones; 5ᵃ. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
4. Atkins, Peter, Físico-Química-Fundamentos, 3ᵃ. ed. Rio de Janeiro, 2001.