Experimento Fisico Química - relógio de iodo

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FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO: CINÉTICA QUÍMICA – A REAÇÃO RELÓGIO IODETO/IODO.
Relatório de prática Experimental desenvolvido na Universidade Federal da Grande Dourados (UFGD), como parte das exigências curriculares de Físico-Química - Experimental, sob orientação da Prof.ª Drª Adriana Evaristo de Carvalho.
 JAINE BEATRIZ DA SILVA
 KARINA NASCIMENTO VARGAS
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO UNIVERSIDADE FEDERAL DA GRANDE DOURADOS FACULDADE DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA
CURSO DE QUÍMICA LICENCIATURA
DOURADOS – MS 04 DE ABRIL DE 2018
INTRODUÇÃO
A velocidade de uma reação deve ser entendida como a mudança da concentração de um reagente ou produto dividida pelo intervalo de tempo no qual a mudança ocorre. Muitos fatores influenciam na velocidade de uma determinada reação, entre eles: a temperatura dos reagentes, a concentração, a presença de catalisadores e a extensão da superfície de contato entre os reagentes.
 A Cinética química é a parte da físico-química que estuda a velocidade com que as reações ocorrem, ou seja, o quanto aumenta a concentração molar dos produtos e diminui a concentração molar dos reagentes por unidade de tempo. E para relacionar esta velocidade à concentração existe uma constante de proporcionalidade K que é constante a uma temperatura fixa. A constante cinética k aumenta quando a temperatura T aumenta. A influência da temperatura na constante cinética pode ser explicada por várias teorias que fornecem a seguinte expressão geral:
Um dos motivos pelos quais se estuda a velocidade das reações é a importância de podermos prever o quão rápido a reação vai se aproximar do equilíbrio na prática. E para essa previsão alguns fatores que podem ser controlados devem ser levados em consideração. Dois dos demais fatores que podem influenciar na velocidade de uma reação, são: 
Concentração: (onde, quanto maior a concentração dos reagentes, mais rápida será a reação química). Essa propriedade está relacionada com o número de colisões que ocorre entre as partículas. Onde a mesma á calculada através da fórmula abaixo:
C1 X V1 = C2 X V2
Temperatura: (onde, quanto maior a temperatura, mais rapidamente se processa a reação). Podemos acelerar uma reação lenta, submetendo os reagentes à uma temperatura mais elevada, pois com aumento de calor, as partículas se agitam mais, consequentemente, reagem mais rápido. A constante cinética k aumenta quando a temperatura T aumenta. A influência da temperatura na constante cinética pode ser explicada por várias teorias que fornecem a seguinte expressão geral:
Para reações de primeira ordem pretende-se converter a lei de velocidade em uma equação conveniente para fornecer as concentrações como uma função do tempo. Para uma reação de primeira ordem, a velocidade duplica à medida que a concentração de um reagente dobra.
v = k.[A]1
A reação de Landolt consiste em uma reação que após um certo tempo muda-se a coloração, sendo a mistura inicialmente incolor e torna-se subitamente azul intensa, devido a formação do complexo com o amido. 
Essa clássica reação, conhecida também como reação do relógio de iodo, consiste na oxidação lenta do íon iodeto para iodo, seguida da redução rápida do iodo novamente a iodeto. Depois de um período de tempo no experimento, o agente redutor, permite então, que prevaleça a reação lenta de oxidação do iodeto a iodo. Ou seja, é um experimento se trata basicamente de duas soluções incolores que se misturam e após certo tempo passa-se para uma coloração azul escura.
A ordem de uma reação é a potência que equivale a concentração da espécie que está envolvida na reação, elevada na equação do velo cidade. A ordem total é a som a das ordens parciais das espécies, denominada ordem global.
 A velocidade é diretamente proporcional às concentrações dos reagentes. Tem -se a constante de velocidade, definida pelo coeficiente. Esse valor independe das concentrações das espécies que estão na reação, entretanto, depende da temperatura em que ocorre a reação.
OBJETIVO
Observar o efeito da concentração e a influência da temperatura na velocidade das reações.
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MATERIAIS
Termômetro 
Cronômetro 
Pipeta volumétrica de 10 Ml
Balões volumétricos de 50 mL
Proveta de 50 mL
Pêra
Recipiente com gelo
Solução de iodeto de potássio de concentração 0,020 mol/L
Solução de ácido acético 5%
H2O2 (3%) de concentração 0,893 mol/L
Ácido ascórbico 0,006 mol/L
Suspensão de amido
PARTE EXPERIMENTAL
EFEITO DA CONCENTRAÇÃO
As soluções utilizadas neste experimento foram preparadas pelo técnico do laboratório e denominadas C e D;
Solução C: Ácido ascórbico, iodeto de potássio, ácido acético, água e amido
Solução D: Peróxido de hidrogênio 0,8043 mol/L.
Posteriormente, preparou-se 4 balões volumétricos enumerando-os de 1 a 4, e em seguida com auxílio da pipeta volumétrica adicionaram-se 10 mL da solução C em cada balão;
Em seguida pipetou-se 2, 4 e 6 m L de água destilada nos balões 2, 3 e 4 respectivamente, e o balão 1 não foi adicionado água. 
Logo após, foi adicionado no balão 1, 10 mL da solução D e foi acionado o cronômetro. 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
As reações ocorridas no experimento estão apresentadas a seguir: 
Nas reações ocorre que a velocidade de uma reação é essencialmente controlada pela concentração das substâncias envolvidas, temperatura, presença de catalizadores, natureza dos reagentes, entre outros. Nesse experimento, o iodeto é oxidado a iodo, conforme a seguinte equação: 
2 I- (aq) + H2O2 (aq) + 2 H+ (aq) → I2 (aq) + 2H2O (l) lenta (1)
Entretanto, o iodo formado é rapidamente reduzido pelo ácido ascórbico, conforme a equação 2. 
I2 (aq) + C6H8O6 (aq) → 2 I- (aq) + C6H8O6 (aq) + 2 H+ (aq) rápida (2)
Quando todo o ácido ascórbico tiver sido consumido, iodo acumula no sistema e a mistura muda subitamente de cor devido à formação de um complexo azul. 
I2 (aq) + I- (aq) + amido (aq) → amido-I3-(aq) (3)
Foram realizados 4 experimentos, como descritos no procedimento experimental. Os dados obtidos são apresentados nas tabelas a seguir. 
	Balão
	TEMPO (min)
	TEMPO (seg)
	K= 1/T
	ln K
	D1
	17:45
	1.047,00s
	9,55.10-4
	-6,9537
	D2
	23:09
	1.385,40s
	7,21.10-4
	-7,2348
	D3
	27:53
	1.651,80s
	6,05.10-4
	-7,4102
	D4
	38:06
	2.283,60s
	4,37.10-4
	-7,7355
Tabela 1. Tempo das reações.
Na tabela 1 fica claro a variação do tempo de cada reação feita a partir de D1 à D4. 
Na tabela abaixo apresentaremos o volume das soluções utilizados:
	Balão
	Volume de D (ml)
	Volume de água (ml)
	Volume de C (ml)
	D1
	10
	0
	10
	D2
	8
	2
	10
	D3
	6
	4
	10
	D4
	4
	6
	10
Tabela 2: Volume das soluções utilizadas.
Com base nos dados já obtidos e a partir da concentração inicial do peróxido de hidrogênio é possível determina a concentração final de cada tubo de ensaio, através da formula:
C1 X V1 = C2 X V2
	Balão
	Concentração (mol/L-1)
	D1
	0,1029 mol/L
	D2
	0,0823 mol/L
	D3
	0,0614 mol/L
	D4
	0,0411 mol/L
Tabela 3: Concentrações finais de H2O2.
Através da concentração obtida e do tempo de reação (s) cronometrado anteriormente, calcula-se a velocidade das reações, através da formula:
V = C
 t
	Balão
	Velocidade (mol/L-1s-1)
	D1
	9,8280.10-5
	D2
	5,9405.10-5
	D3
	3,7172.10-5
	D4
	1,7997.10-5
Tabela 4: Velocidade das reações
A partir dos valores de velocidade e de concentração de todos os tubos obtidos é possível determinar a ordem da reação, utilizando-se a seguinte equação:
V2 = [D]m x [C]n
V1= [D]m x [C]n
Compreendendo-se que a concentração da solução C é constante em todos os tubos de ensaio, anula-se a [C]n, rearranjando a equação temos:
V2= [D]m
V1=[D]n
Substituindo-se os valores obtidos de concentração e velocidade na equação, temos:
5,9405.10-5 = 0,0823 0,65 = 0,80 0,82 = 0,8m M=29,8280.10-5 = 0,1029
Sabendo que a concentração de C é constante, sua ordem de reação será zero e o ordem de reação de D será 2, como calculada anteriormente, portanto, a ordem de reação total será igual à 2. 
Os valores de K foram determinados através da seguinte equação:
 K = velocidade
 [concentração de peróxido]
 
	Balão
	Valores de K
	ln K
	D1
	9,55.10-4
	-6,9537
	D2
	7,21.10-4
	-7,2348
	D3
	6,05.10-4
	-7,4102
	D4
	4,37.10-4
	-7,7355
Tabela 5: Valores de K e ln K
Um dos principais fatores que afetam a velocidade das reações é a concentração, nessa prática o fator concentração teve grande importância nas reações D1 à D4 na alteração das velocidades das reações, isso se dá por que o aumento da concentração dos reagentes faz com que se tenha uma maior quantidade de partículas ou moléculas confinadas num mesmo espaço. 
Com isso, aumenta a quantidade de choques entre elas e aumenta a probabilidade de ocorrerem colisões eficazes que resultem na ocorrência da reação. O resultado é que a reação ocorre com maior rapidez.
Assim, com a diminuição da concentração do peróxido de hidrogênio, a reação ocorreu mais lentamente, porque houve a diminuição do número de partículas reagentes, diminuindo assim a quantidade de choques entre elas e a probabilidade de ocorrerem colisões eficazes que resultem na ocorrência da reação. 
Com base nos dados obtidos, e por meio dos valores do inverso da concentração (1/ [D]) e do tempo de cada reação é possível plotar-se um gráfico.
	Balão
	Concentração final H2O2 (mol L-1)
	Inverso da concentração (mol-1 L)
	Tempo (s)
	D1
	0,1029 
	9,71
	1.047,00
	D2
	0,0823 
	12,15
	1.385,40
	D3
	0,0614 
	16,28
	1.651,80
	D4
	0,0411 
	24,33
	2.283,60
Tabela 6: Dados utilizados na plotagem do gráfico.
Gráfico 1: Gráfico do inverso da concentração vs tempo.
Sabendo que K consiste na curvatura da reta do gráfico, ou seja, K é igual ao coeficiente angular (slope) então K= 0,01217 s.
Sabendo que o resultado de b é igual ao coeficiente angular resultante da plotagem de dados do gráfico 1 (slope), assim, matematicamente pode-se descobrir o valor da variável Ea (Energia de Ativação) através da seguinte equação:
Slope = Ea 0,01217 = Ea Ea = 0,1011 KJ/mol.
 R 8,314 KJ/mol.
Portanto, a energia de ativação fica definida em - 0,1011 KJ /mol. O gráfico acima representa a inclinação da curva de Arrhenius, na qual corresponde à uma Energia de ativação muito baixa, devido a concentração do peroxido de hidrogênio, que foi utilizado em uma concentração baixa 0,2058 mol/L.
A teoria de colisões definido por Atkins afirma: “Uma colisão sem energia suficiente: acontece a colisão e as moléculas se afastam inalteradas; Já uma colisão que esteja suficientemente energética, as moléculas se colidem e ocorre a reação”, seguindo essa definição, é possível afirmar que o fator de colisão neste experimento é baixo e mediante isso, houve a lenta diluição do efervescente, comprovada pelos tempos de reação demonstrado nas tabelas acima. [Ref. ATKINS, P.W. Físico-Química; vol. 1, 8ª ed. LTC Editora, 2008]
Definindo a Ea como a altura da barreira acima da energia potencial dos reagentes, dessa forma, é difícil observar a mesma graficamente devido ao seu valor baixo. Para que reação ocorra com sucesso, os reagentes devem se aproximar com a energia cinética suficiente ao longo da linha de aproximação, de modo que, consigam transpor a barreira de ativação, o pico no perfil da reação. Segundo ATKINS, “Quanto maior o coeficiente angular, maior a velocidade de consumo do reagente”. [Ref. ATKINS, P.W. Físico-Química; vol. 1, 8ª ed. LTC Editora, 2008]
Através do valor do intercept é possível determinar o valor de A.
Ln A = intercept A = e intercept A = e-3,76107 A= 0,3802.
Portanto, A ou fator de frequência, é referente ao coeficiente linear no gráfico 1. Essa constante define a proporcionalidade entre as concentrações dos reagentes e a velocidade com que as moléculas reagentes se colidem. As moléculas reagentes, também podem se aproximar seguindo uma orientação relativa específica e neste caso o fator pré- exponencial (A) deverá incluir um fator estérico, P, para que possa ou não ocorrer a reação.
Com isso, reconhecemos que a concentração, é sim, um dos fatores que mais influenciam na velocidade de uma reação, um aumento na concentração de uma solução eleva não só a frequência dos choques entre as moléculas reagentes, como também, a energia com que as moléculas se chocam. Conforme afirma Feltre na teoria das colisões:
“Que para que uma reação ocorra, a colisão entre as partículas das substâncias reagentes deve acontecer através de uma orientação adequada e com uma energia maior que a energia mínima necessária para a ocorrência da reação (FELTRE, 2004).” [Ref. FELTRE, Ricardo. Química: físico-química, vol.2, Ed. Moderna, São Paulo: 2008.]
CONCLUSÃO
A partir a realização deste experimento e de acordo com a literatura consultada, foi possível concluir que a velocidade da reação depende da concentração dos reagentes, assim como de outros fatores já estudados como temperatura, catalisadores entre outros. Sendo assim, as reações que ocorrem em maiores concentrações apresentam maior velocidade de reação e constante de velocidade, devido ao número de colisões que ocorrem. 
O amido nesta reação teve a função de indicador do iodo. Os dados foram obtidos a partir da realização das reações em diferentes concentrações, obtendo assim dados como a constante K, tempo de cada reação entre outros, essenciais para plotagem do gráfico - inverso da concentração de peroxido de hidrogênio mol L-1 (y) vs o tempo (x).
Possíveis fontes de erros podem ser consideradas como: erros cometidos na medição dos volumes para cada balão, erros na cronometragem do tempo de reação, a presença de impurezas no interior dos béqueres, baixa concentração do peroxido de hidrogênio, contaminação dos reagentes entre outros.
REFERÊNCIAS
ATKINS, P.W. Físico-Química; vol. 1, 8ª ed. LTC Editora, 2008.
ATKINS, P.W. Físico-Química: Fundamentos; 5ª ed. Rio de Janeiro, LTC Editora, 2011
CASTELLAN, Gilbert William. Fundamentos de físico-química. Rio de Janeiro, RJ: LTC, c1986. 527 p.
FELTRE, Ricardo. Química: físico-química, vol.2, Ed. Moderna, São Paulo: 2008.