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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
Universidade Federal de Alfenas – UNIFAL– MG 
Instituto de Ciência e Tecnologia
	
Disciplina: Laboratório de Engenharia Química I	Comment by Usuario: Seria melhor colocar essa parte em baixo do título do relatório 
Orientador(a): Giselle Sancinette	Comment by Usuario: Sancinetti 
AMANDA BERNARDES ARCAS
LETÍCIA SANTOS CARVALHO
DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO – MÉTODO DAS CONCENTRAÇÕES EM EXCESSO (TITULOMÉTRICO)
Poços de Caldas – MG
Outubro 2017
RESUMO
O presente trabalho teve como objetivo determinar a ordem da reação de decomposição do peróxido de hidrogênio (H2O2) por meio da reação entre os íons com o iodo formado na reação entre o peróxido de hidrogênio e os íons iodetos. Utilizou-se ácido sulfúrico (H2SO4) como catalisador, amido como indicador e tiossulfato de sódio (Na2S2O3) como agente redutor. O método utilizado para realizar o experimento foi o método das concentrações em excesso, empregando análise titulométrica. Os resultados do experimento mostraram que, dentre as ordens de reação 0, 1 e 2, a que melhor se ajusta a um R² mais próximo de 1 é a reação de segunda ordem, sendo a velocidade específica (k) de 4,4053 (L.mol-1. s-1).
OBJETIVO
Determinar a ordem da reação de decomposição do peróxido de hidrogênio utilizando o método das concentrações em excesso, empregando análise titulométrica.
MATERIAIS E MÉTODOS
MATERIAIS
1 pipeta de 2ml; 
1 pipeta de 5ml;
1 pipeta de 10ml;
1 pipeta de 20ml;
1 béquer de 500ml;
1 bureta de 25ml;
1 proveta de 200ml;
1 proveta de 20ml;
Cronômetro;
Termômetro;
Agitador magnético sem aquecimento;
Água oxigenada (0,053M);
500ml de água destilada;
100ml de iodeto de potássio (1M);
50ml de ácido sulfúrico (3M);
300ml de tiossulfato de sódio (0,1M);
50ml de amido (0,5%).
METODOLOGIA
Adicionou-se, inicialmente, 25ml de tiossulfato de sódio (0,1 M) em uma bureta. O béquer foi preenchido com 150ml de água destilada, 20ml de KI (1M), 10ml de H2SO4 (3M), 2ml de Na2S2O3 contido na bureta e 5ml da solução de amido (0,5%). A adição foi feita nessa ordem específica.
Posicionou-se o béquer sob o agitador magnético e iniciou-se a agitação. Então, aferiu-se a temperatura da solução. 
Em uma proveta adicionou-se 20ml de H2O2 e a mesma foi virada no béquer sob agitação, acionando o cronômetro no mesmo momento. Ao ser percebida mudança na coloração da solução para o azul, marcou-se o tempo e adicionou-se mais 2ml da solução da bureta. A solução retornou a cor inicial e novamente, ao ficar azul, marcou-se o tempo e adicionou-se mais 2ml de tiossulfato de sódio. Repetiu-se a titulação 9 vezes e o experimento foi realizado em duplicata.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
O método das concentrações em excesso foi utilizando empregando análise titulométrica, para a determinação da reação em excesso.	Comment by Usuario: Em excesso utilizado foi 
Os tempos de viragem das colorações encontram-se dispostos na Tabela (1), estes foram obtidos a partir das médias entre os tempos do experimento em duplicata. 
Tabela (1): Tempo de titulação para cada uma das 9 adições de tiossulfato de sódio.
	Titulação
	Tempo	Comment by Usuario: unidade
	1
	27,585
	2
	59,82
	3
	91,585
	4
	132,32
	5
	181,52
	6
	239,8
	7
	323,64
	8
	451,695
	9
	697,635
A relação estequiométrica entre o peróxido de iodo é os íons do iodeto de potássio podem ser vistas pela Equação (1). 
 (1)
O tiossulfato de sódio foi utilizado para encontrar a ordem de reação, uma vez que este age como agente redutor. Os íons S2O32- reagem com o iodo formado, sendo todo o iodo produzido convertido outra vez em iodeto, ocorrendo novamente a reação. Essa reação pode ser vista na Equação (2).
 (2)
	
	O número de mols de H2O2 pode ser calculada a partir da Equação (3), uma vez que o volume utilizado era conhecido (20ml) e a molaridade do mesmo era de 0,053M.
						(3)
Em que: M é a molaridade (mol/L), n é o número de mols e V é o volume da solução. 
	O resultado obtido a partir do isolamento e n na Equação (3) foi de 0,0106 mol de H2O2. O mesmo foi realizado para obter o número de mols de tiossulfato de sódio contidos em 2ml. O valor encontrado foi de 0,0002 mols de N2S2O3.
É possível perceber a partir da Equação (2) que a proporção estequiométrica o é 2:1. Enquanto, pela Equação (1) percebe-se a proporção de 1:1. Com essa relação, chega-se ao valor de 0,0001 mols consumidos de H2O2 a cada titulação. A variação do mesmo com o tempo pode ser observada na Tabela (2).
Tabela (2): Variação da concentração H2O2 no reator durante a reação.
	Titulação
	Volume no reator (l)
	n H2O2
	Molaridade H2O2 (mol/l)
	[H2O2] inicial - [H2O2]final
	1
	0,207
	0,00106
	0,00512
	0,00000
	2
	0,209
	0,00096
	0,00459
	0,00010
	3
	0,211
	0,00086
	0,00408
	0,00020
	4
	0,213
	0,00076
	0,00357
	0,00030
	5
	0,215
	0,00066
	0,00307
	0,00040
	6
	0,217
	0,00056
	0,00258
	0,00050
	7
	0,219
	0,00046
	0,00210
	0,00060
	8
	0,221
	0,00036
	0,00163
	0,00070
	9
	0,223
	0,00026
	0,00117
	0,00080
Em reatores batelada, a equação de projeto pode ser obtida a partir da Equação (4).
 −𝑟𝐴 = −𝑑 𝑑𝑡 = . 𝐶 		(4)
Em que:
 𝐶A é a concentração do reagente A; 
𝐶B é a concentração do reagente B; 
𝛼 é a ordem da reação com relação ao reagente A; 
𝛽 é a ordem da reação com relação ao reagente B;
 𝑘 é a velocidade específica da reação.
A ordem global da reação é obtida pela soma dos expoentes da Equação (4). Para reações de ordem zero, a velocidade da reação é independente das concentrações dos reagentes. Para reações de primeira ordem, a velocidade de reação é proporcional à concentração de um dos reagentes, já para as de segunda ordem, é proporcional à soma dos coeficientes dos reagentes que deve ser igual a dois.
No experimento em questão, a ordem da reação pode ser encontrada através da Equação (5), uma vez que as concentrações de iodeto de íons hidrogênios são constantes.
− = 𝑘[𝐻2𝑂2					(5)
 A velocidade de reação também pode ser determinada pela Equação (6).
(6)
Assumindo reações de ordem zero, 1 e 2, deve-se substituir α por esses valores para plotar os gráficos de cada uma dessas ordens de reação.
Assim, o gráfico de reação de ordem zero pode ser plotado relacionando a Equação (5) e a (7), substituindo o valor integrando-a.
 − = 𝑘. 𝑡 		(7) 
O gráfico obtido encontra-se na Figura (1).
Figura (1): Gráfico para reação de ordem zero.
A equação do gráfico pode ser comparada à equação geral da reta, sendo o coeficiente angular da reta o valor de k e x o tempo.
O mesmo processo foi realizado para encontrar o gráfico de ordem 1, sendo sua integração exibida pela Equação (8).
 (8)
O gráfico exibido na Figura (2) foi plotado com base na Tabela (3). 
Tabela (3): Dados para a plotagem da reação de primeira ordem.
	Titulação
	Tempo	Comment by Usuario: Unidade 
	ln ([H2O2] inicial / [H2O2] final)
	1
	27,585
	0,00000
	2
	59,82
	0,09909
	3
	91,585
	0,20909
	4
	132,32
	0,33271
	5
	181,52
	0,47378
	6
	239,8
	0,63809
	7
	323,64
	0,83480
	8
	451,695
	1,07992
	9
	697,635
	1,40534
Figura 2: Gráfico da reação de primeira ordem.
Para a reação de segunda ordem, com sua substituição e integração, obtém-se a Equação (9).
(9)
	Comparando-a com a equação da reta, temos novamente o coeficiente angular igual a k e x equivalente ao tempo. O gráfico exibido na Figura (3) foi plotado a partir dos dados da Tabela (4).
Tabela (4): Dados para plotagem do gráfico de segunda ordem.
	Titulação
	Tempo	Comment by Usuario: Unidade 
	1/[H2O2]final - 1/[H2O2]inicial
	1
	27,585
	0,00000
	2
	59,82
	98,27044
	3
	91,585
	219,394474
	132,32
	372,39325
	5
	181,52
	571,75529
	6
	239,8
	842,31806
	7
	323,64
	1230,51682
	8
	451,695
	1834,38155
	9
	697,635
	2902,75762
Figura (4): Gráfico de reação de segunda ordem.
	Para comparar os gráficos das ordens de reação e comparar os ajustes, construiu-se a Tabela (5) com os valores de k e de R², baseado nas equações de reta dos gráficos.
Tabela (5): valores de R² e k para as ordens de reação.
	Ordem
	R²
	k
	0
	0,8697
	1E-06 (mol. L-1.s-1)
	1
	0,968
	0,0021 (s-1)
	2
	0,9988
	4,4053 (L.mol-1.s-1)
	Comparando os valores de R² para cada uma das linearizações, tem-se que o melhor ajuste foi o da reação de segunda ordem, visto que o valor de R² aproxima-se mais de 1.
	É possível observar, que mesmo para valores de R² próximos de 1 há pontos no gráfico que afastam-se significativamente fora da reta. Isso pode ter ocorrido por fatores como diferença de tempo para a adição do tiossulfato ou adição em tonalidades mais ou menos fortes do azul. Outro motivo podem ser erros nas concentrações dos reagentes.
CONCLUSÃO
	A determinação da ordem de reação foi determinada com base na reação entre H2O2, íons de iodo e de hidrogênio. A ordem de reação encontrada foi 2, sendo a velocidade específica (k) de 4,4053 (L.mol-1. s-1).	Comment by Usuario: Ficou uma frase meio repetitiva 
Esperava-se que a ordem encontrada fosse 1, o que não foi obtido, provavelmente devido a erros nos momentos das marcações de tempo, concentrações de reagentes e à mudança muito rápida da coloração. 	Comment by Usuario: Poderiam ter comentado isso na discussão 
REFERÊNCIAS
SKOOG, A. D. et. al. Fundamentos de Química Analítica. Tradução da 8ª edição norte-americana. São Paulo: Thomson, 2006.
FOGLER, H. Scott. Elementos de Engenharia das Reações Químicas. 4ªed. Rio de Janeiro: LTC, 2012.