relatório Cinética

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Universidade do Estado do Rio de Janeiro
Instituto de Química 
Departamento de Físico Química
Laboratório de Físico Química Experimental
Experimento: 
Investigação da cinética da oxidação do iodeto de potássio pelo persulfato
Rio de Janeiro
2014
Introdução teórica
	A cinética de uma reação é o estudo das velocidades de reações e também dos fatores que influenciam as mesmas.
	A reação estudada no experimento foi a seguinte:
2 KI + K2S2O8 I2 + 2 K2SO4
	Essa reação é de segunda ordem e pode ser escrita como:
-d[S2O82-]/dt = k [I-][S2O82-]
Onde k é a constante de velocidade da reação.
	Na presença de grande excesso de iodeto, a reação se torna de primeira ordem e pode-se dizer que K = k [I-], aparentemente constante. Logo, 
-d[S2O82-]/dt = K [S2O82-]
 [S2O82-] = [S2O82-]0 
 onde “0” indica a concentração inicial.
Para que seja possível ver a formação de iodo, adicionou-se uma solução de goma de amido ao sistema, e uma solução de tiossulfato de sódio. A seguinte reação ocorre:
I2 + 2 Na2S2O3 2 NaI + Na2S4O6
Esta reação é muito rápida e logo que o iodo é formado pela reação do persulfato com o iodeto ele é consumido pelo tiossulfato em solução. Quando o tiossulfato estiver esgotado o iodo que continua a ser formado não volta a se tornar iodeto e o sistema ganha coloração azul devido a sua associação à goma de amido. 
Objetivo
Determinar a constante de velocidade da reação de oxidação do iodeto pelo persulfato.
Metodologia
	Inicialmente foram preparadas duas séries de cinco erlenmeyers cada. A composição de cada erlenmeyer de cada série é representada na tabela 1.
	ERLENMEYERS A
	ERLENMEYERS B
	No 
	KI (mL)
	Na2S2O3 (mL)
	Amido (mL)
	No
	K2S2O8 (mL)
	H2O (mL)
	1
	10
	1
	2
	1
	10
	9
	2
	10
	2
	2
	2
	10
	8
	3
	10
	3
	2
	3
	10
	7
	4
	10
	4
	2
	4
	10
	6
	5
	10
	5
	2
	5
	10
	5
Tabela 1: Composição de cada erlenmeyer utilizado no experimento.
Foram utilizadas soluções de KI 0,5mol/L, K2S2O8 0,02mol/L e Na2S2O3 0,01mol/L. A seguir, os frascos A1 e B1 foram misturados, e de imediato o cronômetro foi acionado. Agitou-se ocasionalmente a solução, anotando o tempo t1 em que uma coloração escura é notada.
	O mesmo procedimento foi adotado para os outros 4 pares de amostras.
Resultados 
Os tempos obtidos estão representados na tabela 2.
	ERLENMEYER
	TEMPO DA REAÇÃO (SEGUNDOS)
	1
	154
	2
	347
	3
	532
	4
	781
	5
	1023
Tabela 2: tempos de reação para cada par
A tabela 3 apresenta alguns dados calculados necessários para a construção do gráfico.
	Erlenmeyer
	Na2S2O3
N1(mol)
	K2S2O8
N2(mol)
	Sobra de K2S2O8
N = N2 –(N1/2)
	[K2S2O8] no tempo
[B] = N/0,032
	Ln [B]
	1
	1x10-5
	2x10-4
	1,95x10-4
	6,09x10-3
	-5,1
	2
	2x10-5
	2x10-4
	1,9x10-4
	5,94x10-3
	-5,13
	3
	3x10-5
	2x10-4
	1,85x10-4
	5,78x10-3
	-5,15
	4
	4x10-5
	2x10-4
	1,8x10-4
	5,62x10-3
	-5,18
	5
	5x10-5
	2x10-4
	1,75x10-4
	5,47x10-3
	-5,21
Tabela 3
	
De acordo com a equação da reta obtida, a constante de velocidade k é 1,0x10-4.
Conclusões
	A reta apresentou uma linearidade ótima, comprovando que a reação é de primeira ordem. Também observamos a veracidade da equação de velocidade v = k.(c-x)n, ou seja, a velocidade de reação é diretamente proporcional à concentração da substância reagente. 
	Possíveis incertezas na medida podem ocorrer, pois a determinação do tempo da reação é feita através do olho humano.
	 
Bibliografia
CASTELLAN, Gilbert. Fundamentos de Físico-Química. 1a edição Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1986.
ATKINS, Peter, Julio de Paula. Físico-Química I. 9ª edição LTC, Rio de Janeiro, 2014