II Rélatorio Elizabeth Método do Reagente em Excesso

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARA
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS
FACULDADE DE QUÍMICA 
CURSO DE GRADUAÇÃO EM QUÍMICA INDUSTRIAL
ANA PAULA FONSECA
BRUNA
GEICIANE
JHENIFER
RAFAEL MAIA
DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE UMA REAÇÃO: MÉTODO DAS CONCENTRAÇÕES EM EXCESSO
Belém - Pará
2017
ANA PAULA FONSECA
BRUNA
GEICIANE
JHENIFER
RAFAEL MAIA
DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE UMA REAÇÃO: MÉTODO DAS CONCENTRAÇÕES EM EXCESSO
Belém - Pará
2017
RESUMO
Este relatório trata da determinação da ordem da reação (n) e da constante de velocidade (k) de oxirredução da reação 2Fe+3 + 2I- ↔ 2Fe+2 + I2 pelo método das concentrações em excessos onde mantiveram-se em excesso	as concentrações de todos os elementos envolvidos na reação exceto a do peroxido de hidrogênio. Foram construídos gráficos para verificar a pseudo-ordem da reação em relação ao peroxido, mostrando maior coeficiente de correlação para uma reação de primeira ordem
Palavras-chaves: Método do Reagente em excesso. Ordem de reação. 
SUMÁRIO
Introdução........................................................................................................5
Objetivos………………………………………………………………….…….5
Revisão da Literatura.....................................................................................6
Fatores que Influenciam a Velocidade da Reação………………………6
Leis Da Velocidade…………………………………………………………..6
Lei Da Velocidade De Primeira Ordem…………………………………….7
Lei Da Velocidade De Segunda Ordem…………………………………..8
O Método Do Reagente em excesso………………………………………9
Materiais e Métodos.......................................................................................10
Materiais……………………………………………………………………….10
Reagentes………………………………………………………………………10
Metodologia…………………………………………………………………..10
Resultados e Discursão…………………………………………………………11
Calculo Inicial………………………………………………………………..11
Cálculo da Reação…………………………………………………………….12
Gráficos………………………………………………………………………..13
Respostas Aos Exercícios Sugeridos.......................................................16
Conclusão.....................................................................................................16
Referências Bibliográficas........................................................................16
INTRODUÇÃO
Observar e compreender os fenômenos naturais foi o que levou os cientistas realizarem grandes descobertas. Um deles foi Galileu Galilei (1564-1642), que através do seu método empírico tornou mais sólida as bases as bases para o método experimental, seus 3 princípios são: observação, experimentação e regularidade matemática.
A partir desses princípios começaremos investigando a importância da determinação da ordem de uma reação química. 
A cinética química tem por objetivo o estudo da velocidade, associada ao desenvolvimento dos processos químicos, ou seja, estuda como a concentração dos reagentes e produtos varia com o tempo. 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. 
OBJETIVOS
Determinar experimentalmente a ordem da velocidade da reação de Maucourt-Fissen, utilizando o método das concentrações em excesso.
Análise de gráficos (coeficientes angulares e lineares, coeficiente de correlação).
REVISÃO DA LITERATURA
Fatores que Influenciam a Velocidade da Reação
Superfície de contato
A superfície de contato é diretamente proporcional à velocidade da reação, quanto maior a superfície de contato, maior será a velocidade da reação.
Temperatura
Maior temperatura, maior a velocidade de uma reação, significa dizer que quanto mais alta a temperatura, maior é a energia cinética das moléculas.
Catalisadores 
Substâncias químicas que possuem a característica de ação no processo de aumento da velocidade de uma reação mesmo sem serem consumidas ao logo do processo químico.
Concentração dos reagentes
A concentração dos reagentes é diretamente proporcional ao aumento no número de choques efetivos entre suas partículas constituintes, em razão disso, há um aumento na velocidade de reação.
Pressão
Quando há o aumento da pressão de um sistema gasoso, aumenta-se a velocidade da reação, essa ocorrência deve-se ao fato de que o aumento da pressão diminui o volume, intensificando então, as colisões entre as moléculas.
Leis Da Velocidade
	A Cinética Química estuda a progressão da reação química, ou seja, as mudanças e rearranjo que as moléculas e os átomos sofrem em cada etapa e suas respectivas velocidades. Uma reação é considerada rápida quando os produtos são formados quase que instantaneamente, e lenta quando demoram um tempo relativamente longo. À medida que o tempo passa a concentração dos reagentes diminui e dos produtos aumenta (Figura 1). Portanto, a velocidade de uma reação é definida pela variação da concentração de um dos reagentes ou produtos ao longo do tempo percorrido:
	
	
	
	
	Onde o sinal negativo é apenas para indicar o consumo do reagente no decorrer da reação.
 
Figura 1 : Gráfico da variação dos reagentes e produtos em relação ao tempo. Fonte: Livro de Fisico-Química da UFPA. BASTOS, Antônio C. M.,2011.
Lei Da Velocidade De Primeira Ordem
	É aquela em que a velocidade da reação química é proporcional a concentração de um reagente.
Dada uma reação:
A → Produtos
	A equação de velocidade para essa reação é:
	Integrando ambas as partes:
	Para uma reação de 1ª ordem, a concentração do reagente A decresce exponencialmente com o tempo, a uma taxa determinada pela constante k. Através da equação acima, pode-se escrever a equação da reta:
	
	
	Portanto, um gráfico de ln [A] em função de t, a inclinação da reta ou coeficiente angular será –k e a intersecção ln [A]0 (Figura 2).
 Figura 2: Gráficos para reações de primeira ordem. Fonte: Livro de Fisico-Química da UFPA. BASTOS, Antônio C. M.,2011.
Lei da Velocidade de Segunda Ordem
	É aquela cuja a velocidade de reação química é proporcional ao produto das concentrações de dois reagentes.
	Dada uma reação:
2A → Produtos
	A equação de velocidade para essa reação é:
	Integrando ambos os lados:
 
 
	Logo, o gráfico de 1/[A] versus tempo é uma linha reta com uma inclinação de k e um intercepto de 1/[A]0 (Figura 3).
 Figura 3: Gráfico para reação de segunda ordem. Fonte: www.iq.ufrgs.br
O Método das Concentrações em Excesso
Para se determinar a ordem da reação por esse método, utilizam-se em excesso todos os reagentes, exceto um. Assim, as concentrações dos reagentes em excesso não sofrem variações muito grandes se comparado ao reagente que não está em excesso.
Como um exemplo, consideremos a seguinte reação
aA +bB → Produtos
a equação da velocidade pode ser escrita como
-d[A]/dt = k[A]n[B]m
Se a concentração de B está em excesso em relação a A, está não irá variar significativamente enquanto que a concentração de A muda em uma quantidade que pode ser representada por x. Então a equação pode ser representada como:
-d[A]/dt = dx/dt = k([A]o - x)n[B]m Como [B] e considerado constante, pode-se escrever:
dx/dt = k’([A]o - x)n
Onde k’ é a constante da reação multiplicado pela concentração o de B elevada a uma potência m. Para se encontrar n, a equação ainda pode ser integrada e tratada como se fosse uma das leis de velocidades já citadas. Segundo House (2007), o procedimento pode ser repetido com A em excesso em relação a B podendo-se entãodeterminar m. O método das concentrações em excesso proporciona uma condição de pseudo-reação de ordem n devido ao excesso dos outros reagentes.
Materiais e Métodos
 Materiais
1 balão volumétrico de 500ml
1 becker de 250ml
1 pipeta de 20 mL;
1 erlenmeyer de 250 mL;
1 pipeta de 5 mL;
2 buretas de 50 mL;
1 proveta de 100 ml;
1 cronometro;
1 termometro;
 Reagentes
30 mL de H2O2 a 3%;
100 mL KI a 1M;
50 mL de H2SO4 a 3M;
300 mL de Na2S2O3 a 0,1M
50 mL de solução de amido a 0,5%;
 Metodologia
Adicinou-se em um erlenmeyer de 250ml:
150 mL de H2O destilada, 20 mL de KI (1M), 10 mL de H2SO4 (3,0M), 2 mL de Na2S2O3 (0,1M) e por último 5 mL da solução de amido. Agitou-se lentamente.
Colocou-se 20 mL de solução H2O2 (3% m/v), nesse instante acionou-se o cronômetro (agitando levemente) e esperou o tempo necessário para que a solução atingisse uma coloração, anotou-se o valor do tempo. Logo após adicionou-se 2 mL de Tiossulfato agitando levemente até uma mudança de coloração. Repetiu-se este procedimento por 10 vezes, anotando os valores do tempo durante cada mudança de cor.
Resultados e Discursão
As reações que ocorrem neste experimento são: 
H2O2 + 2I- + 2H+ ↔ 2H2O + I2
2S2O32- + I2 ↔2I- + S4O62-
Como [I-][H+] é constante devido ao excesso a velocidade da reação é: 
O ácido funciona como catalisador da reação, o amido como indicador, pois na presença de I2 o mesmo forma uma coloração azul. O tiossulfato de sódio age como agente redutor.
	A ordem de reação é determinada quando uma reação linear com o tempo for encontrada. Assim, pode ser encontrada uma relação linear do tempo com [H2O2] (ordem 0) ou com log[H2O2] (1ª ordem) ou com 1/[H2O2] (2ª ordem). 
 Cálculos Iniciais
a) Preparo da solução de Ácido Sulfúrico (H2SO4) 3 mol.L-1
P.M= 98 g\mol
M= 3 mol.L-1 
V=100mL --- 0,1 L
 m = M x Pureza x V m = 3 x 98 x 0,05 L
 m = 14,7 g
Se em 98% há 14,7 gramas, em 100% há 15,72 gramas. Sabendo que a densidade do ácido é 1,835g\ml, então:
1,835g--------1mL 15,72 g -------- x mL
x = 8,56 mL
b) Preparo da solução de Tiossulfato de Sódio (Na2S2O3.5 H2O) 0,1 mol.L-1
P.M.= 248,18 g.mol-1 
M= 0,1 mol.L-1 
V= 300 mL - 0,3 L
 m = M x P.M x V m = 0,1 mol.L-1 x 248,18 g.mol-1x 0,3 L
 m = 7,44 g
Se em 99,5% há 7,44 gramas, em 100% há 7,47 gramas de Tiossulfato de Sódio.
c) Preparo da solução de Iodeto de Potássio (KI) 0,1 mol.L-1
P.M.= 116 g.mol-1 
M= 1 mol.L-1 
V= 100 mL - 0,1 L
 m = M x P.M x V m = 0,1 mol.L-1 x 116 g.mol-1x 0,1 L
 m = 16,6 g
Se em 90% há 16,6 gramas, em 100% há 18,49 gramas de Iodeto de Potássio.
Cálculo da Reação
Concentração Inicial de Peróxido de Hidrogênio
Concentração = 
 
Fazendo-se a diluição para 500 mL temos:
M x V= M’ x V’
0,8824 . 30 = 500 . M
[H2O2]0 = 0,0529 mol/L
Número de mols de H2O2 0,0529 mol.L-1 presentes em 20 mL
n = MxV
n = 1,0588x10-3 mols de H2O2
Número de mols de Na2S2O3 0,1 M em 2 mL
n = MxV
n = 2,00x10-4 mols de Na2S2O3
Observando agora as seguintes reações:
Número de mols de I2 formado com adição de 2 mL de Na2S2O3 0,1M
Quantidade de H2O2 consumida com adição de 2 mL de Na2S2O3
Cálculo da concentração de H2O2 com o tempo
Antes da adição do tiossulfato
n = 1,0588x10-3 mols de H2O2
v= 207 ml = 0,207 L
[H2O2] = 5,115 x10-3 mol\L
Após 2ml de tiossulfato adicionado
n = 1,0588x10-3 mols de H2O2
n = 1,00x10-4 mols de I2
v = 209 ml = 0,209 L
nH2O2 = 1,0588x10-3 - 1,00x10-4 = 9,5882x10-4 mols
[H2O2] = 4,5876x10-3 mol\L
Para os demais volumes o número de mols de H2O2 foi encontrado calculando a diferença entre o n(H2O2) no t0 com o n(H2O2) que foi sendo consumido com a adição de 2 mL de Na2S2O3 (1x10-4 mols).
Gráficos e Discursões
	Os dados coletados no experimento são apresentados na tabela abaixo. É importante observar que o volume do meio reacional aumenta e que o número de mols de peróxido diminui.
	Tempo (s)
	V
	n(H2O2)
	Vtotal
	[H2O2]
	log[H2O2]
	1/[ H2O2]
	
	(Na2S2O3)
	
	
	
	
	
	t0
	0
	0
	1,06E-03
	0,207
	5,12E-03
	-2,2911
	195,4996
	t1
	10
	2
	9,59E-04
	0,209
	4,59E-03
	-2,3384
	217,9789
	t2
	30
	4
	8,59E-04
	0,211
	4,07E-03
	-2,3904
	245,6882
	t3
	45
	6
	7,59E-04
	0,213
	3,56E-03
	-2,4482
	280,7017
	t4
	57
	8
	6,59E-04
	0,215
	3,06E-03
	-2,5137
	326,3388
	t5
	77
	10
	5,59E-04
	0,217
	2,58E-03
	-2,5892
	388,3193
	t6
	93
	12
	4,59E-04
	0,219
	2,10E-03
	-2,6788
	477,3042
	t7
	102
	14
	3,59E-04
	0,221
	1,62E-03
	-2,7895
	615,9152
	t8
	113
	16
	2,59E-04
	0,223
	1,16E-03
	-2,9353
	861,6233
	t9
	125
	18
	1,59E-04
	0,225
	7,06E-04
	-3,1512
	1.416,43
	t10
	135
	20
	5,88E-05
	0,227
	2,59E-04
	-3,5865
	3.847,46
a) Gráfico para 1ª ordem:
O coeficiente angular da reta com o sinal trocado fornecerá o valor da constante de velocidade (k), logo o valor da constante será k = 0,0077 s-1mol-1L. E o coeficiente de correlação (R2 ) é 0,8159.
b) Gráfico para 2ª ordem:
A constante de velocidade (k) vai ser 15,619 s-1mol-1L. E o coeficiente de correlação (R2 ) é 0,4582.
Resposta aos Exercícios
Explique os desvios possíveis da reta obtida.
Há alguns fatores que influenciam no desvio da reta, como erros sistemáticos, falhas no método, temperatura do ambiente, erros aleatórios, como equipamentos em má funcionalidade, medição, cronômetro, e também erros grosseiros, como a falta de atenção nas leituras, em anotações.
O tempo vai ser proporcional a 1/[H2O2] - 1/[H2O2]0(zero em cima)
Poderia variar a concentração de um dos reagentes e fixando a outra, alternadamente.
Conclusão
	O método empregado das concentrações em excesso deduziu que a ordem da reação do consumo de [H2O2] é de primeira ordem, pois o coeficiente de correlação do gráfico 1 (log[H2O2]x tempo) foi o que mais se aproximou de 1, o que representou uma melhor linearidade. Os pontos mais distantes desse gráfico podem ser explicados por erros de cronometragem. 
Referências Bibliográficas
BASTOS, A. C. L. M.; RODRIGUES, E. M. S.; SOUZA, J. P. I., Físico-Química, Editora Universitária UFPA, Belém, 2011.
SILVA, C. A. M.; FERREIRA, J. L.; SILVA, M. V. C.; TORRES, P. W. T.; SILVA, R. A. M., Determinação da Ordem de uma Reação: Método das Concentrações em Excesso, Universidade Federal do Pará, Belém, 2010.
VIEIRA, I. R. S. ; SOUSA K. A. P., Determinação da Ordem de uma Reação: Método das Concentrações em Excesso, Universidade Estadual do Maranhão, São Luís, 2012.
UDESC,Universidade do Estado de Santa Catarina, Apostila de Físico-Química Experimental –Cinética Química,Experimento 10.
Relatório apresentado a Prof. Dr. Elizabeth lalala, como requisito parcial para obtenção de nota na Disciplina Cinética Química Experimental (ENXXXX), do quarto Semestre do Curso de Química Industrial da UFPA.Relatório apresentado a Prof. Dr. Elizabeth lalala, como requisito parcial para obtenção de nota na Disciplina Cinética Química Experimental (ENXXXX), do quarto Semestre do Curso de Química Industrial da UFPA.
Relatório apresentado a Prof. Dr. Elizabeth lalala, como requisito parcial para obtenção de nota na Disciplina Cinética Química Experimental (ENXXXX), do quarto Semestre do Curso de Química Industrial da UFPA.
Relatório apresentado a Profª. Drª. Elizabeth Maria Soares Rodrigues, como requisito parcial para obtenção de nota na Disciplina Cinética Química Experimental (EN3054), do quarto Semestre do Curso de Química Industrial da UFPA.