Relatório aula pratica cinética das reações químicas.

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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
Aula prática de Química
Curso de ENGENHARIA MECÂNICA 
CINÉTICA DAS REAÇÕES HOMOGÊNEAS 
 André Mateus
 Andrey Serafin de Souza
Henrique D. S. Vermonde
José da Costa Santos 
Turma S 41
Relatório da aula prática nº 06 realizada em 11/10/17, apresentado para avaliação do Professor Luiz Alberto P. da Costa, na disciplina de Química Prática.
	
	
CURITIBA
2017
1 – INTRODUÇÃO
A cinética das reações homogêneas, cinética química ou a velocidade de uma reação, é a medida da rapidez com que se formam os produtos e se consome os reagentes. O mecanismo de uma reação consiste na descrição detalhada da sequência de etapas individuais que conduzem os reagentes aos produtos. A equação simplificada par uma reação não exibe essas etapas, mostrando apenas a modificação global, resultado final de todas as etapas que participam do mecanismo. Muito do que conhecemos sobre os mecanismos das reações provém do estudo das velocidades de reação é determinada: (1) pelas propriedades dos reagentes, (2) pelas concentrações dos reagentes e (3) pela temperatura. A velocidade pode ser influenciada, ainda: (4) pelas concentrações de outras substâncias que não são os reagentes e (5) pelas áreas das superfícies em contato com os reagentes. Os colchetes [ ], indicarão a concentração da espécie que está representada no seu interior e significa concentração molar.
A velocidade de reação mede a rapidez com que um reagente é consumido ou um produto é formado, durante a reação, esta velocidade varia constantemente. Uma solução para expressar a velocidade é considerar a velocidade média de desaparecimento do reagente num certo intervalo de tempo: ex.: a variação de concentração de A, ∆[A], dividida pelo correspondente intervalo de tempo, ∆t ou, velocidade média = - ∆[A] / ∆t = [A]2 – [A]1 / t2 – t1.
Mais importante do que a velocidade média é a velocidade instantânea, que é a inclinação da reta tangente à curva concentração tempo no ponto desejado (com sinal negativo) ex.: - (coeficiente angular) = - = - inclinação, este método da velocidade inicial e consiste em medir a velocidade no início da reação para vários valores de concentração inicial dos reagentes onde
 ѵ =k’ CAα’ onde CA = a, e ѵ0 = k’.aα (velocidade inicial) e ln[ѵ0 ]= ln[k’] +α.ln[a], a lei da velocidade do íon bissulfito (HSO3-) de 1ª ordem é 
v = - = k[HSO3-]1[IO3-]α
ѵ0 = = - = k[HSO3-]01[IO3-]0α 10 -5
2 – OBJETIVO 
Através do método da velocidade inicial, obter a ordem de reação em relação ao íon IO3- e a lei da velocidade cujo os resultados cronometrados e calculados formarão o gráfico para a obtenção do coeficiente angular correspondente a velocidade instantânea para cada concentração. 
Materiais e Métodos
- 12 tubos de ensaio
- 1 escova para tubos
- 1 cronômetro
- Solução de KIO3 (A) 0,023 mol/L
- Solução de NaHSO3 (B) 0,0075 mol/L
- 3 pipetas volumétrica de 10ml - solução de Na2CO3 0,05mol/l
Em 6 tubos de ensaios colocar 5ml de solução de de NaHSO3. Em outros 6 tubos de ensaios 4,0ml de KIO3, e 1,0 ml de água, no segundo, adicionar de 3,5ml de KIO3, e 1,5 ml de água, no terceiro 3,0ml de KIO3, e 2,0 ml de água, no quarto 2,5ml de KIO3, e 2,5 ml de água, no quinto, 2,0ml de KIO3, e 3,0 ml de água, no sexo 1,5ml de KIO3, e 3,5 ml de água. 
Adicionar (1 por vez) em cada tudo de ensaio contendo KIO3 e água o conteúdo de um dos tubos com 5ml de NaHSO3 ; atenção, ao iniciar a mistura, iniciar também a cronometragem do tempo, despeje rapidamente, feche com o polegar, agite fortemente 3 vezes o tubo de ensaio e aguarde o início da reação para marcar o tempo gasto. Anote cada tempo gastos para cada concentração da solução de KIO3, na tabela a seguir.
	Tubos de ensaios
	Prévia 
	1
	2
	3
	4
	5
	ml de solução KIO3
	4
	3,5
	3
	2,5
	2
	1,5
	ml de água
	1
	1,5
	2
	2,5
	3
	3,5
	tempo (S)
	11,6
	12,9
	16,7
	18,6
	24,4
	34
Tabela 1 - Concentração e tempo de reação.
Resultados e Discussões 
Para cada resultado obtido após a prévia foi preenchido e calculada as informações da tabela abaixo, para posterior montagem do gráfico da velocidade instantânea para cada concentração.
	Exp.
	[HSO3-] (mol/L)
	[IO3-] (mol/L)
	∆t (s)
	ѵ0 = ∆ [HSO3-] / ∆t
	ln(∆ [HSO3-] / ∆t)
	ln([IO3-])
	1
	0,00375
	0,00805
	12,9
	29,0x10-5
	 l-8,14l
	 l-4,82l
	2
	0,00375
	0,0069
	16,7
	22,4x10-5
	 l-8,40l
	 l-4,97l
	3
	0,00375
	0,00575
	18,6
	20,1x10-5
	 l-8,51l
	 l-5,17l
	4
	0,00375
	0,0046
	24,4
	15,3x10-5
	 l-8,78l
	 l-5,38l
	5
	0,00375
	0,00345
	34
	11,0x10-5
	 l-9,11l
	 l-5,67l
Tabela 2 - Dados obtidos e calculados de acordo com o experimento
GRÁFICO
Para um melhor desenvolvimento, foi plotado um gráfico ( pelo programa SciDAVis), onde do mesmo podemos obter a equação da reta, o que nos fornece o coeficiente angular, que é igual a α.
Figura 1 - Gráfico ln[ѵ0 ] x ln[IO3] plotado no SciDAVis.
A partir deste software também obtemos a equação de reta, no formato A*x+B, onde A é o coeficiente angular e logo o α. 
Figura 2 - Resultado obtido da regressão linear
Com base nos dados obtidos temos que nossa equação da reta é , onde 0,8980 é o coeficiente angular da reta, portanto .
Levando em consideração que ln[V0 ]= ln[k’] +α.ln[a], podemos obter o ln[k’] fazendo: ln[k’]=ln[V0] - α.ln[a]. Para encontrar ln[k’] iremos utilizar os dados do primeiro experimento, o que fica , o que resulta em 
CONCLUSÃO
Através do experimento e dos dados obtidos nele, e com a utilização do Método da velocidade inicial conseguimos obter a ordem de reação do íon IO3- e a sua lei de velocidade, que quando juntos conseguimos achar o gráfico, cujo coeficiente angular da reta dada pelo gráfico, nos dá velocidade instantânea para cada concentração. Com o resultado de todo esse procedimento concluímos que o coeficiente angular da reta é α=0,8980, o que nos diz que a ordem de reação do íon IO3- é de Primeira Ordem.
E também percebemos que a concentração é algo diretamente ligada ao tempo de reação, pois ao realizar a experimento foi observado que compostos mais concentrados reagem mais rápidos, conclusão que tiramos ao analisar a tabela e ao realizar o experimento. 
Vale ressaltar também que o HSO3 é totalmente consumindo, o que faz com que sua variação de concentração seja praticamente constante, gerando assim uma reação de primeira ordem forçada. Por k e Cb serem “constantes” damos origem à constante k’, cuja era o objetivo de obtenção de nossos cálculos.
 BIBLIOGRAFIA
Russell, John B., Química Geral vol.2 Ed. Pearson
Kot, John C, Treichel, Paul M, Weaver Gabriela. Química Geral e Reações Químicas 1, Ed. Cengage Learning
Gráfico: SciDAVis (Scientific Data Analysis and Visualization)