Experimento 2

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Universidade Federal do Paraná
SANTINA REBELO
THAYS H. R. BRITO
Ordem da Reação entre o Cristal Violeta e o Íon Hidroxila 
Relatório de aula prática apresentado a disciplina de Físico-Química Experimental III – CQ052, ao Departamento Acadêmico de Química da UFPR, como requisito para obtenção de nota parcial.
Profª Liliana Micaroni
Curitiba
2014
Abaixo serão apresentados os resultados e a discussão do experimento “Ordem da Reação entre o Cristal Violeta e o Íon Hidroxila” realizado em aula prática no dia 22 de agosto de 2014 sob orientação da professora Liliana Micaroni. Tal experimento teve como objetivo avaliar o comportamento cinético da reação entre o cristal violeta e o íon hidroxila utilizando o espectrofotômetro a fim de se determinar a constante de velocidade e, por consequência, a lei da velocidade (equação da velocidade).
Resultados e Discussão
Os valores experimentais utilizando 4,0mL de solução 0,1125M de NaOH encontram-se dispostos abaixo.
Tabela 1. Valores de absorbância ao longo de um determinado tempo de reação, usando 4,0mL de NaOH 0,1125M.
	Tempo (s)
	Absorbância (A)
	ln (A)
	Tempo (s)
	Absorbância (A)
	ln (A)
	120
	0,452
	-0,794
	1020
	0,213
	-1,546
	180
	0,421
	-0,865
	1080
	0,204
	-1,590
	240
	0,406
	-0,901
	1200
	0,185
	-1,687
	300
	0,387
	-0,949
	1320
	0,170
	-1,772
	360
	0,366
	-1,005
	1440
	0,156
	-1,858
	480
	0,332
	-1,103
	1560
	0,143
	-1,945
	540
	0,316
	-1,152
	1680
	0,131
	-2,033
	600
	0,302
	-1,197
	1800
	0,121
	-2,112
	660
	0,288
	-1,245
	1920
	0,112
	-2,189
	720
	0,274
	-1,295
	2040
	0,103
	-2,273
	780
	0,259
	-1,351
	2160
	0,095
	-2,354
	840
	0,246
	-1,402
	2340
	0,084
	-2,477
	900
	0,234
	-1,452
	2460
	0,078
	-2,551
	960
	0,221
	-1,510
	2580
	0,074
	-2,604
O comportamento cinético da reação entre o cristal violeta e o íon hidroxila pôde ser avaliado por medidas de absorbância primeiramente porque, como o cristal violeta é fortemente colorido e seu derivado carbinol, assim como a hidroxila, são incolores, o desenvolvimento da reação é caracterizado pela descoloração gradativa do meio reacional. Em segundo lugar porque a Lei de Lambert-Beer tem como princípio a relação direta entre absorbância e concentração, e no caso experimental, a concentração pôde ser monitorada pela medida de absorbância no espectrofotômetro. 
Sendo assim, pela observação dos dados experimentais da Tabela 1 notou-se que os valores de absorbância diminuíam à medida que a reação transcorria e, mediante o que fora exposto acima, pode-se afirmar que a concentração do cristal violeta também estava diminuindo, esta constatação também se comprovava visualmente, pois a solução passou de uma coloração violeta intensa para outra de cor mais suave (descoloração).
A lei da velocidade para a reação entre o cristal violeta e o íon hidroxila leva em conta a concentração destes dois reagentes pela equação:
Como para a determinação da ordem da reação é mais conveniente trabalhar com um sistema envolvendo a dependência de um único reagente, utilizou-se neste experimento o “Método da Concentração em Excesso”, onde a concentração do íon hidróxido foi mantida muito maior que a concentração do cristal violeta. Deste modo, a concentração de OH- praticamente não iria variar com o tempo e a reação poderia ser acompanhada somente em função da concentração do cristal violeta. A equação da velocidade passaria a ser, portanto: 
Onde:
Considerando que a reação é de primeira ordem (n = 1), a integração da Equação [2] resulta em:
Considerando a relação de Lambert-Beer pode ser definida como:
ou
A fim de verificar se a reação comportava-se, de fato, como uma reação de primeira ordem, as variáveis “ln (A)” e “tempo” foram plotadas no Gráfico 1.
Gráfico 1. “ln (A)” versus “tempo” usando 4,0mL de solução NaOH 0,1125M.
Pela observação do Gráfico 1, há indícios suficientes para afirmar que tratava-se de uma reação de primeira ordem, uma vez que este apresentou um comportamento linear (R² = 0,9972). Como o coeficiente angular da reta corresponde ao valor da incógnita k’ (Equação 6), usando a Equação 3 e calculando o valor da concentração do íon OH-, pode-se obter a relação:
C1 . V1 = C2 . V2
0,1125 . 4 = C2 . 50
C2 = 0,0090 mol.L-1
Pode-se notar que esta relação é dependente das incógnitas “k” e “m” e que, dá forma como está, não seria possível determiná-las. Portanto, seguindo o procedimento experimental proposto, repetiu-se o experimento, utilizando agora 8mL de solução de hidróxido de sódio, a fim de resolver um sistema matemático (2 incógnitas, 2 equações) que permita encontrar o valor de “k” e “m”.
Tabela 2. Valores de absorbância ao longo de um determinado tempo de reação, usando 8,0mL de NaOH 0,1125M.
	Tempo (s)
	Absorbância (A)
	ln(A)
	Tempo (s)
	Absorbância (A)
	ln(A)
	120
	0,464
	-0,768
	1320
	0,094
	-2,364
	240
	0,379
	-0,970
	1440
	0,084
	-2,477
	360
	0,325
	-1,124
	1560
	0,076
	-2,577
	480
	0,267
	-1,321
	1680
	0,070
	-2,659
	600
	0,221
	-1,510
	1800
	0,064
	-2,749
	720
	0,182
	-1,704
	1920
	0,060
	-2,813
	840
	0,159
	-1,839
	2040
	0,057
	-2,865
	960
	0,136
	-1,995
	2160
	0,054
	-2,919
	1080
	0,118
	-2,137
	2280
	0,053
	-2,937
	1200
	0,105
	-2,254
	2400
	0,050
	-2,996
Gráfico 2. “ln (A)” versus “tempo” usando 8,0mL de solução NaOH 0,1125M.
Como o coeficiente angular da reta corresponde ao valor da incógnita k’ (Equação 6), usando a Equação 3 e calculando o valor da concentração do íon OH-, pode-se obter a relação:
C1 . V1 = C2 . V2
0,1125 . 8 = C2 . 50
C2 = 0,0180 mol.L-1
Resolvendo-se o sistema das Equações 7 e 8 (divide-se uma pela outra):
____________________________
Encontrou-se para “m” o valor igual a 0,4. Substituindo esse valor nas equações 7 e 8:
Encontrou-se para “k” o valor igual a 0,005.
Conclusão
O experimento realizado se mostrou eficiente para a verificação do comportamento cinético da reação de cristal violeta com o íon hidróxido. Utilizando os conhecimentos teóricos pertinentes à disciplina CQ052 pode-se determinar o valor das constantes k’, k, m e n, encontrando para a equação da velocidade a expressão .
Referências
[1] MICARONI, Liliana. Material de Apoio às Aulas Práticas da Disciplina de Físico Química Experimental. Curitiba: 2014.