Relatório Prática 07-: Investigação da Cinética da Oxidação do Iodeto de Potássio

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Físico-Química Experimental
Professora: Lizandra Maria Zimmermann
Experimento 7: Investigação da Cinética da Oxidação do Iodeto de Potássio
Alunos: Paulo Vitor Pinsegher
	Robson Zandonadi
Data: 08/04/2015
Temperatura: 23 °C
Pressão: 757 mmHg
Objetivos: 
	Acompanhar a cinética da reação pelo desenvolvimento de um indicador; Fazer o gráfico dos valores obtidos nessa reação de pseudo 1ª ordem e interpretar o gráfico; Calcular graficamente o valor da constante de velocidade.
Resultados e discussão:
	A cinética de uma reação é o estudo das velocidades das reações e também os fatores que a influenciam.
	A reação a ser estudada neste experimento é a de oxidação do iodeto de potássio pelo perssulfato de potássio em solução, abaixo temos a reação:
	Essa ração é de segunda ordem, cuja equação diferencial pode ser escrita como:
	Onde [A] é a concentração de iodeto e a [B] a do perssulfato, na presença de um grande excesso de iodeto, a reação é de primeira ordem, pois tem-se:
	
Onde k1 é igual a k2, e é praticamente constante. Integrando a equação acima temos:
	Onde B0 é a concentração inicial de perssulfato.
	Para ser possível ver a formação do iodo, adicionou-se uma solução de tiossulfato de sódio e de goma de amido, ocorrendo a seguinte reação:
	Essa reação é muito rápida, logo que o iodo é formado ele já é consumido pelo tiossulfato em solução, quando o tiossulfato é esgotado o iodo que continua sendo formação não volta a ser iodeto e a solução ganha uma coloração cinza/marrom devido a associação com a goma de amido.
	O intervalo do tempo que decorre entre o início da reação e o aparecimento desta coloração corresponde ao tempo necessário para que seja reduzida uma quantidade de perssulfato equivalente à de tiossulfato adicionado à solução. 
	Para a realização deste experimento foram utilizadas soluções de iodeto de potássio 0,1 mol L-1, de tiossulfato de sódio padrão 0,001 mol L-1, de goma de amido e de perssulfato de potássio 0,01 mol L-1.
	Foram preparados duas séries de 5 erlenmeyers cada, conforme mostra a tabela abaixo:
	Frascos I
	Frascos II
	Número
	KI (mL)
	Amido (mL)
	Na2S2O3 (mL)
	Número
	K2S2O8 (mL)
	H20
	A1
	10
	2
	1
	B1
	10
	9
	A2
	10
	2
	2
	B2
	10
	8
	A3
	10
	2
	3
	B3
	10
	7
	A4
	10
	2
	4
	B4
	10
	6
	A5
	10
	2
	5
	B5
	10
	5
Tabela 1: Quantidade das soluções em cada erlenmeyer.
	Após o preparo das soluções e com o auxílio de um cronômetro foram misturados os fracos A1 e B1, após 30 segundos foram misturados os fracos A2 e B2, e assim respectivamente para os demais frascos, sempre dando um intervalo de 30 segundos para cada. Necessariamente temos que agitar as soluções.
	No primeiro sinal de mudança de cor, foi-se anotando o tempo final, utilizando os valores dispostos na tabela abaixo podemos ver o tempo decorrido da reação.
	Solução n°
	1
	2
	3
	4
	5
	Tempo inicial ti (s)
	0
	30
	60
	90
	120
	Tempo final tf (s)
	73
	152
	241
	347
	434
	Tempo de reação t=ti - tf
	073
	122
	181
	257
	314
	Perssulfato excesso (B) (mol)
	9,95 * 10-5
	9,90 * 10-5
	9,85 * 10-5
	9,80 * 10-5
	9,75 * 10-5
	ln B
	-9,215353
	-9,220390
	-9,225454
	-9,230543
	-9,235658
Tabela 2: Dados obtidos no experimento.
	Para calcular o valor do perssulfato em excesso utilizamos a seguinte fórmula:
 
Para a solução 1: 
Para solução 2: 
Para solução 3:
Para solução 4:
Para solução 5:
	Agora com os valores dispostos na tabela 2, podemos traçar o gráfico de ln [B] x tempo, para podermos obter o valor da constante de velocidade.
Gráfico 1: ln [B] x tempo, equação da reta e valor de R2.
	
	Analisando o gráfico 1, podemos ver que o valor da constante de velocidade k é 
Conclusão:
	Analisando o gráfico, podemos notar que a linearidade ficou ótima, tendo em vista que a análise do tempo da reação (tempo para mudança de cor) foi feita pelo olho humano, podendo então haver variações na tonalidade de um erlenmeyer para o outro.
Analisando linearidade do gráfico nota-se que a reação realmente foi de primeira ordem, também conseguimos comprovar que a velocidade da reação é diretamente proporcional à concentração das substâncias reagentes.
Fontes de erro:
	Imprecisão dos alunos ou dos equipamentos na medição do volume dos reagentes; variação na agitação dos erlenmeyers durante a reação; tonalidade da cor na hora da medição pode não ter sido a mesma em todos os casos.