Relatório 1 ordem

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1. INTRODUÇÃO
A segunda lei da termodinâmica permite estabelecer o caráter espontâneo ou não espontâneo de um determinado processo, incluindo reações químicas. Porém, nenhum dos postulados contidos nessa lei faz referência ao tempo necessário para que esse processo ou reação aconteça; nada a respeito da velocidade na qual o processo espontâneo se realiza. A transformação do diamante em grafite, por exemplo, é uma transformação espontânea, uma vez que o carbono grafite é mais estável que na forma diamante. Esta transformação, contudo, não ocorre em velocidade apreciável de modo que não podemos constatar sua ocorrência no cotidiano. 
Assim, para a formação da água a partir da reação do oxigênio e hidrogênio moleculares, a quantidade de energia de Gibbs associada a esta reação indica que a mesma ocorre de forma espontânea. Entretanto, sob condições normais de experimentação, apenas quantidade infinitamente pequenas são detectadas após anos. 
2H2 + O2 --> 2H2O
Uma nova abordagem para a descrição dos eventos é proporcionada pela cinética. A cinética química ocupa-se fundamentalmente com a velocidade com que ocorrem os processos químicos e, por isso, o tempo ocupa um papel central. O estudo da cinética das reações químicas tem por objetivo a correlação matemática de dados experimentais, visando estabelecer hipóteses sobre os fatores determinantes da velocidade de uma reação e elucidar os mecanismos de reação envolvidos.
Tendo-se em vista que uma reação química está sujeita a várias influências de fatores internos e externos como o estado de agregação, o solvente, calor, pressão, etc., a cinética química constitui-se em um campo extremamente vasto, abrangendo desde a descrição experimental da variação das concentrações dos reagentes e produtos com o tempo, estudo mecanístico de reações e de otimização dos parâmetros que levam um processo de síntese a ser mais efetivo em níveis industriais e laboratorial até a descrição cinética de processos metabólicos e bioquímicos.
2. OBJETIVOS
Determinar a constante de velocidade e o tempo de meia vida da decomposição do peróxido de hidrogênio, reação de primeira ordem.
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1) Colocou-se 5 cm3 de solução de ácido sulfúrico em sete erlenmeyers de 125 cm3 numerados; 
2) Colocou-se 100 cm3 da solução de peróxido de hidrogênio em um erlenmeyer de 250 cm3; 
3) Transferiu-se para o erlenmeyer do item (2) 10 cm3 da solução de cloreto férrico, utilizando uma pipeta graduada. Acionar o cronômetro quando 5 cm3 da solução do catalisador (cloreto férrico) tiverem sido adicionados. Agitar a mistura durante 6 a 8 minutos. 
4) Colocou-se 5 cm3 da mistura reativa no erlenmeyer de número 1 e titulou-se rapidamente com permanganato de potássio. 
5) Seguiu o progresso da reação titulando como no item (04), sucessivamente, 5 cm3 de amostras da mistura reativa com intervalos aproximados de 2 minutos, até completar sete titulações. 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
4.1 Completar a Tabela 16.1.
A velocidade de uma reação química depende das condições nas quais a reação está ocorrendo, tais como a temperatura, pressão, e as concentrações ou pressão parcial de algumas substâncias presentes.
É importante conhecer tanto a extensão como a velocidade de uma reação química ao mesmo tempo, porque a velocidade observada de uma reação depende normalmente das concentrações ou pressão parcial de alguns se não todos os reagentes. Na maioria das reações, as concentrações ou pressões parciais de todos os reagentes diminuem gradativamente à medida que a reação se desenvolve.
A velocidade de uma reação na qual é conhecida a estequiometria pode ser avaliada pela medida da velocidade de aparecimento de algum produto ou a velocidade de desaparecimento de algum reagente. O aparecimento é indicado normalmente como uma velocidade positiva, com um sinal positivo, e o desaparecimento como uma velocidade negativa, com um sinal negativo.
Uma vez que a velocidade de uma reação depende frequentemente da concentração ou pressão parcial de um reagente, porém não de um produto, velocidades de reação são normalmente escritas em termos de velocidade de consumo de reagentes.
Então, após a adição do peróxido de hidrogênio com o catalisador cloreto férrico, sendo esse catalisador utilizado para acelerar a reação, assim iniciou-se a medida de tempo, e depois de 15 minutos pegou-se a primeira alíquota a ser analisada e a cada 2 em 2 minutos coletou-se novamente, até obter para 7 frascos. Tendo em cada frasco ácido sulfúrico, para interromper a reação de decomposição, após titulou-se com permanganato de potássio reagindo com o que não decompôs do peróxido de hidrogênio como mostra a reação:
2KmnO4(aq) +5H2O2(aq) +6H2SO4(aq) →2MnSO4(aq) + 2K2 SO4(aq) + 8H2O(l) + 5O2(g)
Em seguida, obtivemos a seguinte tabela:
Tabela 16.1 – Relação entre Erlenmeyer / amostra, tempo inicial (s), tempo final (s), [H2O2], ln [H2O2], e o volume gasto de Permaganato de potássio (VKMnO4 / mL).
	Erlenmeyer
	Tempo inicial / (s)
	Tempo final / (s)
	[H2O2]
	ln [H2O2]
	VKMnO4 / mL
	1
	228
	352
	0,09212
	- 2,38
	23,03
	2
	587
	651
	0,04052
	- 3,20
	10,13
	3
	855
	941
	0,01216
	- 4,40
	3,04
	4
	1080,5
	1182
	0,00900
	- 4,71
	2,25
	5
	1392
	1615
	0,00480
	- 5,33
	2,40
	6
	2020
	2082
	0,00246
	- 6,00
	1,23
	7
	2231
	2248
	0,00142
	- 6,55
	0,71
4.2 Construir os seguintes gráficos: [H2O2] Vs. Tempo final, e ln [H2O2] Vs. Tempo final.
Gráfico 1 – Relação entre [H2O2] e Tempo final / s.
Gráfico 2 – Relação entre ln [H2O2] e Tempo final / s.
4.3 Calcular a constante de velocidade;
y = -0,002x - 2,0178
R² = 0,9611
K = - a
a = - (-2,03x10-3)
K = 2,03x10-3 
Ou,
 2,03x10-3 
4.4 Calcular o tempo de meia vida;
ln 
[H2O2]f
ln 
- ln = + 
ln 2 = 
Esse experimento apresenta muitas fontes de erros, uma delas é pelo fato do peróxido de hidrogênio se decompõe muito facilmente por luz e calor, o catalisador utilizado como o cloreto férrico possuía prazo de validade ultrapassado, com a técnica de titulação observa-se que há erros pelo fato das análises não obter homogeneidade das cores pelo excesso de titulante. Finalmente o erro associado às imprecisões na medida de tempo.
4.5 Respostas as seguintes perguntas:
4.5.1 Como seriam as variações nas medidas e nos resultados desta experiência se o cronômetro fosse acionado no início ou no fim da adição do catalisador ao peróxido de hidrogênio.
Se o cronômetro for acionado antes da adição do catalisador a variação de tempo será maior, pois não ter iniciado a ação do mesmo. Se for adicionado depois à variação de tempo será menor consequentemente.
4.7 Como poderia ser determinada a concentração do peróxido de hidrogênio no "tempo zero", isto é, no instante antes de ser adicionado o catalisador.
Para uma equação de primeira ordem, para o consumo de um reagente A, a lei cinética diferencial é: d[A]/dt = -k[A]. As leis de velocidade são equações diferenciais, assim, para se obter as concentrações em função do tempo é necessário que estas sejam integradas (Atkins, et al.; 2008). Pois, como k, constante de velocidade, é independente de t esta expressão pode ser diretamente integrada. Considera-se assim que no instante inicial, t = 0, a concentração de um reagente A é [A]0, e em um instante t qualquer é [A].
A lei integrada da velocidade é:
5. CONCLUSÃO
Pode-se concluir que a reação em estudo possui cinética de primeira ordem como mostrado pelo gráfico descendente. A partir da análise do gráfico obteve-se a constante de velocidade apresentando um valor de 2,03x10-3 s-1, e com um tempo de meia vida de 341,5 s.
Os resultados obtidos apresentam erros relacionados aos reagentes utilizados e as imprecisões do método experimental utilizado. 
6. REFERÊNCIAS
UFG. Cinética química – Reação de primeira ordem. Manual de Laboratório Físico-Química Experimental I p. 54 - 56. Edição, 2012. 
PERUZZO. F.M.; CANTO. E.L., Química na abordagem do cotidiano, volume 1, 4ª edição,ed. moderna, São Paulo, 2006;
Barrow, Gordon M (1982). Físico-Química. Rio de Janeiro: Reverté. 971 páginas. ISBN 9788585006051. Consultado em 04 de setembro de 2017;
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química, Porto Alegre: Bookman, 2008.