I Rélatorio Elizabeth Método da Velocidade Inicial

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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 201410940018
BRUNA MAGALHÃES BARBOSA 201410940013
GEYCIANE TEIXEIRA NORONHA 201610940029
JENNIFER CRUZ HOLANDA 201510940026
RAFAEL MAIA DA OLIVEIRA 201510940019
DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE UMA REAÇÃO: MÉTODO DA VELOCIDADE INICIAL
Belém - Pará
2017
ANA PAULA FONSECA 201410940018
BRUNA MAGALHÃES BARBOSA 201410940013
GEYCIANE TEIXEIRA NORONHA 201610940029
JENNIFER CRUZ HOLANDA 201510940026
RAFAEL MAIA DA OLIVEIRA 201510940019
DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE UMA REAÇÃO: MÉTODO DA VELOCIDADE INICIAL
Belém - Pará
2017
RESUMO
Este relatório trata da determinação da ordem da reação (n) de oxirredução da reação 2Fe+3 + 2I- ↔ 2Fe+2 + I2 pelo método da velocidade inicial. A velocidade foi determinada a partir de dados experimentais da reação com diferentes concentrações dos reagentes em meio ácido, observando também o efeito do íon comum da solução, e titulado com Na2S2O3 em presença de amido. A mistura de iodo com amido mostra uma reação de cor azul marinho e a partir dela tivemos o meio para a análise qualitativa da reação. A maior vantagem deste método é evitar que a formação de intermediários de reação interfira nas medidas e ele também permite a obtenção da constante de velocidade “k”.
Palavras-chaves: Método da Velocidade inicial. 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…………………………………………………………12
Calculo Inicial………………………………………………………………….12
Gráficos………………………………………………………………………..16
Respostas Aos Exercícios Sugeridos.......................................................20
Conclusão.....................................................................................................20
Referências Bibliográficas..........................................................................21
 
INTRODUÇÃO
Observar e compreender os fenômenos naturais foi o que levou os cientistas realizarem grandes descobertas. Um deles foi Galileu Galilei (.), 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. 
Dessa forma, coleta-se dados que descrevam a variação da concentração de uma substância participante do processo químico com o tempo, utilizando-se um tempo zero referencial. Esses dados, são colocados em tabelas e descritos através de relações matemáticas A análise dessas relações pode esclarecer ou ajudar a interpretar o desenvolvimento da reação em si, construir uma interpretação sobre o mecanismo e interpretar os efeitos dos parâmetros externos sobre a lei de velocidade do processo em análise.
OBJETIVOS
Determinar experimentalmente a ordem da velocidade da reação pelo método da velocidade incial
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 Da Velocidade Inicial
As tendências das velocidades das reações são comumente identificadas pelo exame da velocidade inicial da reação, a velocidade instantânea no início da reação. A vantagem de usar a velocidade inicial é que a presençade produtos durante a reação pode afetar a velocidade e a interpretação dos resultados torna-se muito complicado. Como não existem produtos no início da reação, é mais fácil encontrar as eventuais tendências produzidas pelos reagentes.
Materiais e Métodos
 Materiais
4 balões volumétricos de 500 ml
1 balão volumétrico de 100ml
10 erlenmeyer de 250ml
1pipeta de 1 ml
5 buretas de 50 ml
1 cronômetro 
1 termômetro 0-100°
 Reagentes
500ml de ácido nítrico 0,01M
500ml de nitrato de potássio 0,1M
500ml de iodeto de potássio 0,025M
500ml de nitrato férrico 0,017M
100ml de tiossulfato de sódio 0,01M
20ml de solução aquosa 0,5% de amido
 Metodologia
Após o preparo de todas a soluções de KI (0,025M), HNO3 (0,01 M), NaNO3 (0,1M), Fe(NO3)3.9H2O (0,017 M), Na2S2O3 (0,01 mol/L), numerou-se 10 erlenmeyers de 250 mL, dividindo a análise dos 5 primeiros e 5 últimos. Foram adicionadas as quantidades de reagentes citadas na tabela abaixo:
	FRASCO
	A
	B
	C
	D
	E
	F
	
	Fe(NO3) (ml)
	HNO3 (ml)
	KNO3 (ml)
	H2O (ml)
	Amido (ml)
	KI (ml)
	1
	10
	10
	50
	25
	1
	25
	2
	20
	10
	40
	25
	1
	25
	3
	30
	10
	30
	25
	1
	25
	4
	40
	10
	20
	25
	1
	25
	5
	50
	10
	10
	25
	1
	25
	6
	25
	10
	50
	25
	1
	10
	7
	25
	10
	40
	25
	1
	20
	8
	25
	10
	30
	25
	1
	30
	9
	25
	10
	20
	25
	1
	40
	10
	25
	10
	10
	25
	1
	50
Tabela 1: Dados das soluções para análise do [Fe+3] e do [I-]
Porém, antes mesmo da adição do amido na solução, foi feita a ambientação da bureta com Na2S2O3 para a análise da reação de oxirredução.
O método correto deveria ser adicionar no 1º frasco a quantidade de KI indicada na tabela, acionar o cronômetro e homogeneizar a solução. Após 30 segundos, adicionar o Na2S2O3, até o desaparecimento da cor azul, anotando a quantidade de Na2S2O3 usado. Continuar agitando e marcando o tempo. A cor azul deveria reaparecer, aguardaria 60 segundos e faria as mesmas adições até a cor desaparecer. Faria as mesmas adições sucessivas em intervalos de 120, 180 e 300s.
Resultados e Discursão
 Resultados
Seguindo a metodologia correta, os valores tabelados a seguir são de dados experimentais fornecidos pela Professora Elizabeth:
	FRASCO
	30’
	60’
	120’
	180’
	300’
	1
	0,4
	0,7
	0,7
	0,7
	0,7
	2
	0,9
	1,9
	1,5
	1,8
	1,7
	3
	2,3
	2,2
	2,4
	2,6
	2,5
	4
	6
	3,4
	4
	3,6
	4,4
	5
	7,8
	4,3
	4,5
	4,1
	4,6
	6
	0,7
	0,6
	0,9
	1
	1,2
	7
	1,8
	2,1
	2,3
	2,3
	4,8
	8
	4,7
	2,3
	2,2
	3
	2,2
	9
	5,9
	3,3
	3,2
	3,1
	3
	10
	8,7
	3,7
	3
	2,4
	3,6
Tabela 2: Volume de Tiossulfato de Sódio gasto em cada titulação
A partir disso, foi realizado o cálculo das concentrações de Fe+3 para os frascos de 1 a 5, no qual o volume de Fe(NO3)3 variou. Utilizando a fórmula V1.M1 = V2.M2 obtivemos molaridade final do íon Fe3+ :
M[Fe3+]final= [Fe(NO3)3] * Vinicial[Fe3+] / Vtotal
Para os frascos de 1 a 5 o volume final da solução, contendo tudo que foi adicionado no erlenmeyer, foi 121 ml.
Sendo assim, para o frasco 1:
M[Fe3+]final= 0,017M * 10ml / 121ml
M[Fe3+]final = 1,405.10-3 mol.L-1
Para o frasco 2:
M[Fe3+]final= 0,017M * 20ml / 121ml
M[Fe3+]final = 2,810.10-3 mol.L-1
Para o frasco 3:
M[Fe3+]final= 0,017M * 30ml / 121ml
M[Fe3+]final = 4,215.10-3 mol.L-1
Para o frasco 4:
M[Fe3+]final= 0,017M * 40ml / 121ml
M[Fe3+]final = 5,620.10-3 mol.L-1
Para o frasco 5:
M[Fe3+]final= 0,017M * 50ml / 121ml
M[Fe3+]final = 7,025.10-3 mol.L-1
Em resumo, na tabela:
	CONCENTRAÇO FE3+
	FRASCO
	 [Fe3+]final
	1
	1,405E-03
	2
	2,810E-03
	3
	4,215E-03
	4
	5,620E-03
	5
	7,025E-03
Encontramos a concentração de S2O32-, em cada intervalo de tempo, utilizando a fórmula V1.M1 = V2.M2. Porém, no volume final foi adicionado a quantidade de Na2S2O3 gasto. Sendo assim, para o frasco 1, t = 30 s, obtivemos:
Mfinal= 0,4 * 0,01/ 121,4 Mfinal= 3,295.10-5
Para o frasco 1, t = 60 s:
Mfinal= 0,7 * 0,01/ 122,1 Mfinal= 5,733.10-5
Para o frasco 1, t = 120 s:
Mfinal= 0,7 * 0,01/ 122,8 Mfinal= 5,700.10-5
Para o frasco 1, t = 180 s:
Mfinal= 2,5 * 0,01/ 123,5 Mfinal= 5,668.10-5
Para o frasco 1, t = 300 s:
Mfinal= 3,2 * 0,01/ 124,2 Mfinal= 5,636.10-5
O valor tabelado para este e os demais frascos serão:
	CONCENTRAÇÃO DE S2O3
	TEMPO
	FRASCO 1
	FRASCO 2
	FRASCO 3
	FRASCO 4
	FRASCO 5
	30
	3,2949E-05
	7,3831E-05
	1,8654E-04
	4,7244E-04
	6,0559E-04
	60
	5,7330E-05
	1,5347E-04
	1,7530E-04
	2,6074E-04
	3,2307E-04
	120
	5,7003E-05
	1,1971E-04
	1,8765E-04
	2,9762E-04
	3,2703E-04
	180
	5,6680E-05
	1,4162E-04
	1,9923E-04
	2,6087E-04
	2,8934E-04
	300
	5,6361E-05
	1,3199E-04
	1,8797E-04
	3,0899E-04
	3,1442E-04
Como há duas reações envolvidas no método, a primeira, a própria reação onde estamos fazendo as medições de velocidades.
2Fe3+ + 2I- →2Fe+2 + 2I-
A segunda reação é a titulação do I2, fazendo-o reagir com Na2S2O3.
2 S2O3-2 +I2 → S4O6-2 +2I-
Depois de realizados os cálculos para [Fe3+]final e de [S2O32-]final, foi possível realizar o cálculo para saber a [Fe3+] em cada intervalo de tempo no qual foi adicionado o tiossulfato de sódio através da seguinte equação:
[Fe3+] = [Fe3+]final - [S2O32-]final
Obtendo-se então os valores para a seguinte tabela:
	FE3+ versus o Tempo
	Frasco
	1
	2
	3
	4
	5
	30'
	1,3721E-03
	2,7362E-03
	4,0285E-03
	5,1476E-03
	6,4194E-03
	60'
	1,3477E-03
	2,6565E-03
	4,0397E-03
	5,3593E-03
	6,7019E-03
	120'
	1,3480E-03
	2,6903E-03
	4,0274E-03
	5,3224E-03
	6,6980E-03
	180'
	1,3483E-03
	2,6684E-03
	4,0158E-03
	5,3591E-03
	6,7357E-03
	300'
	1,3486E-03
	2,6780E-03
	4,0270E-03
	5,3110E-03
	6,6791E-03
	 Log [Fe3+]
	FRASCO
	Log [Fe3+]
	1
	-2,852
	2
	-2,551
	3
	-2,375
	4
	-2,250
	5
	-2,153
Para os fracos 6 ao 10, fizemos os mesmos cálculos da concentração de I-, concentração do S2O32- para os mesmos intervalos de tempo e a partir destes valores determinamos a concentração [I-] = [I-]final - [S2O32-]final, de acordo com as seguintes tabelas:
	Concentração I-
	FRASCO
	 [I-]final
	6
	2,066E-03
	7
	4,132E-03
	8
	6,198E-03
	9
	8,264E-03
	10
	1,033E-02
	CONCENTRAÇÃO DE S2O3
	TEMPO
	FRASCO 6
	FRASCO 7
	FRASCO 8
	FRASCO 9
	FRASCO 10
	30
	5,7518E-05
	1,4658E-04
	3,7391E-04
	4,6493E-04
	6,7078E-04
	60
	4,9060E-05
	1,6813E-04
	1,7969E-04
	2,5346E-04
	2,7736E-04
	120
	7,3052E-05
	1,8082E-04
	1,6897E-04
	2,3988E-04
	2,1994E-04
	180
	8,0515E-05
	1,7761E-04
	2,2523E-04
	2,2711E-04
	1,7291E-04
	300
	9,5694E-05
	3,5741E-04
	1,6248E-04
	2,1505E-04
	2,5281E-04
	FRASCO
	Log [I-]
	6
	-2,68487
	7
	-2,38384
	8
	-2,207748
	9
	-2,08281
	10
	-1,985879
Gráficos
Resposta aos Exercícios
Discuta os erros na determinação da velocidade inicial
	Alguns dos possíveis erros relacionados aos cálculos finais acerca da determinação da ordem de reação, através do método em questão podem ser relacionados em função dos erros humanos, bem como a falta de precisão no momento da leitura do termômetro ou no momento certo do controle do cronômetro. 	Além do mais, como este método depende diretamente da concentração dos reagentes e da forma como esses se comportam quando expostos à titulação, é correto afirmar que o estado desses reagentes venha a influenciar a determinação, como a própria data de validade do mesmo. Ademais, aparatos como o termômetro com funcionamento incorreto, também influenciam.
Explique por que este método permite somente determinar a ordem a partir das velocidades iniciais
	O método em questão correlaciona as concentrações inicias de certas substâncias em uma determinada reação, partindo desseprincípio, pode-se dizer que o método depende diretamente do estágio inicial da reação, e da diferença de concentração de seus reagentes em relação ao tempo decorrido. 
Conclusão
	Sem o conhecimento do valor da ordem da reação, torna-se impossível o cálculo da velocidade de uma reação química, mostrando-se um importante fator na área da química.
	Concluímos então que com a prática realizada podemos compreender a definição da velocidade da reação e os dados da ordem da reação a partir do método das velocidades iniciais, através da variação de concentração de determinados reagentes e observando o efeito dessas mudanças no tempo requerido para que a reação complete.
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.