Relatório Nº7 Cinética - Determinação da ordem de reação entre tiossulfato de sódio e ácido clorídrico – Método de Velocidade Inicial

Prévia do material em texto

Universidade Estadual da Paraíba
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde
Departamento de Farmácia
Curso: Farmácia
RELATÓRIO 07: DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO ENTRE TIOSSULFATO DE SÓDIO E ÁCIDO CLORÍDRICO – MÉTODO DE VELOCIDADE INICIAL
Anna Júlia de Souza Freitas
Campina Grande - PB
2018
Universidade Estadual da Paraíba-UEPB
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde-CCBS
Departamento de Farmácia
Turma: Quarta-Feira 
Laboratório de: Físico-Química Experimental
Professora: Dauci Pinheiro Rodrigues
Aluna: Anna Júlia de Souza Freitas
Curso: Farmácia
Matrícula: 162130147
Título e Número referente: Experimento 07- Determinação da ordem de reação entre tiossulfato de sódio e ácido clorídrico – Método de Velocidade Inicial.
Data do Experimento: 
Recebimento em:_____________ Por Professor (a): _________________
CORREÇÃO
Preparação: _____________
Relatório: _______________
Nota Global: _____________
Rubricada por Professor (A): ___________________
Campina Grande-PB
2018
Introdução
No estudo da Química, temos um ramo que se dedica ao estudo de todas as particularidades das reações químicas em termos de sua velocidade. A esse ramo é dado o nome de Cinética Química. O termo “cinética” foi originalmente usado em relação a movimento. Assim, a teoria cinética dos gases trata de suas propriedades que dependem do movimento das partículas. A Cinética Química estuda as velocidades das reações químicas e todos os fatores que a influenciam, tentando explicar o comportamento macroscópico dos sistemas em termos de modelos microscópicos. O estudo das velocidades de reação é de grande interesse no campo da tecnologia química.
A velocidade de uma reação é uma medida do tempo de aparecimento de um reagente ou aparecimento de um produto, podendo ser definida em relação a qualquer componente de uma reação, de como a velocidade varia em função das diferentes condições e quais os mecanismos de desenvolvimento de uma reação. Já velocidade de uma reação química é o aumento na concentração molar do produto por unidade de tempo ou o decréscimo na concentração molar do reagente na unidade de tempo. 
A velocidade está relacionada com a concentração dos produtos e dos reagentes, para tal fato existe uma constante de velocidade k, que, somente, tem valor constante a uma temperatura também constante, ou seja, varia com a temperatura. Para tanto, é observado que outros fatores também co-influenciam o comportamento cinético das reações químicas, embora a temperatura seja a mais importante, pois ela altera a agitação das partículas no meio reacional. Aumentando-se a temperatura, a velocidade das colisões das partículas no meio reacional também aumentará.
Fatores que podem afetar a velocidade de uma reação química:
Concentração dos reagentes: Geralmente quanto mais concentrado, maior é a velocidade. Contudo, existem exceções a esta regra, como por exemplo, as reações eletroquímicas, onde uma maior concentração dos seus reagentes, a reação sofrerá a ação dos efeitos eletroforéticos e a distensão iônica. 
Temperatura: Normalmente a velocidade das reações aumenta com o aumento da temperatura, em alguns casos, um aumento de 10 ºC chega a dobrar a velocidade de uma reação.
Estado físico dos reagentes: Generalizadamente, a velocidade de uma reação química segue esta ordem: gases > soluções > líquidos puros > sólidos, quanto à tendência de velocidade. Isso pode ser explicado, devido o efeito da superfície de contato, que aumenta o contato (choque) entre as partículas no meio reacional.
Catalisadores e inibidores: Algumas reações químicas em CNATP (condições normais ambientais de temperatura e pressão) podem ocorrer muito lentamente, ou em alguns casos, se quer se processam.
Para aumentarmos a velocidade de uma reação química utilizamos um catalisador. Por outro lado, algumas reações se processam tão rapidamente, que é necessária a utilização de inibidores, retardando a velocidade, para amenizar-se o risco de acidentes, por exemplo. Luz: Em algumas reações químicas, a presença de determinados comprimentos de ondas podem aumentar a velocidade das reações químicas. Como por exemplo, a decomposição do H2O2 (peróxido de hidrogênio), que se dá naturalmente na presença de luz. Reações desse tipo são chamadas de fotolíticas.
Um exemplo da importância do estudo da velocidade de uma reação é a indústria farmacêutica, pois determinar o tempo de ação de um fármaco é imprescindível a fim de obter os efeitos desejados de maneira prolongada e eficaz. 
Objetivo
Este experimento tem por objetivo analisar e determinar a ordem da reação, a energia de ativação e as constantes de velocidade com relação os íons tiossulfato e aos íons hidrogênio, na temperatura ambiente e a 10ºC.
Substâncias e materiais usados
Substâncias e materiais utilizados: 
Ácido clorídrico (0,3 M e 2 M); Água destilada; Béqueres; Cronômetros; Gelo; Luvas; Pipetas volumétricas; Provetas; Termômetro; Tiossulfato de sódio (0,3 M e 1 M); 
4. Procedimento experimental
Determinação da ordem da reação em relação ao tiossulfato.
Quadro 01: Concentrações dos íons tiossulfato em solução aquosa.
	Combinações
	Na2S2O3 (0,3 M)
	H2O
	1
	25 mL
	-
	2
	20 mL
	5 mL
	3
	15 mL
	10 mL
	4
	7,5 mL
	17,5 mL
	5
	mL
	L
Tendo por base o quadro 01, iniciou-se o procedimento experimental. No béquer foi colocado a quantidade de Na2S2O3 0,3 M junto com a quantidade de água, presentes no quadro na combinação 1. Então, utilizando-se uma proveta de 5 mL colocou-se 5 mL de Ácido Clorídrico 2 M e adicionou-se ao béquer que armazenava o Na2S2O3 0,3 M e a água.
Posteriormente, adicionou-se ácido clorídrico à solução, utilizando a capela. Contou-se o tempo utilizando cinco cronômetros simultâneos, a fim de calcular a média entre os tempos. Quando a fita preta tornou-se invisível, os cronômetros foram parados e os tempos foram anotados. O procedimento descrito acima repetiu se para cada combinação descrita no quadro. 
Determinação da ordem de reação em relação ao ácido.
Quadro 02: Concentrações dos íons hidrogênios em solução aquosa.
	Combinações
	HCl (0,3 M)
	H2O
	1
	 10 mL
	-
	2
	 7 mL
	mL
	3
	 5 mL
	mL
A determinação da ordem de reação em relação ao ácido deu se de forma semelhante. Em um béquer, foram colocadas as quantidades de cada substância presente na combinação 1 do quadro 02. Com a combinação em um béquer, adicionou-se a este 20 mL de solução 1M de Na2S2O3 e a contagem do tempo utilizando os cronômetros doi iniciada. No momento em que a fita preta tornou se invisível, a contagem de tempo foi interrompida. Este procedimento foi repetido para as demais combinações do quadro 02. 
Determinação da ordem da reação em relação ao tiossulfato a uma temperatura inferior a do procedimento 1
Adicionou-se a um béquer água e gelo, com o objetivo de alcançar uma temperatura entre 10ºC e 15ºC. Durante o tempo de medidas, foram adicionadas pequenas quantidades de gelo a fim de manter a temperatura constante durante as medidas. Colocou-se o béquer com a combinação 1 do quadro 01, e a proveta contendo 5 mL de ácido clorídrico 2 M no banho de gelo, até que ambos atingiram a temperatura desejada.
Com isso, adicionou-se o ácido à solução e a contagem do tempo foi iniciada através dos cronômetros, realizando-se essa etapa na capela. Mais uma vez, quando a fita preta atingiu a invisibilidade, os cronômetros foram parados e o tempo registrado. O procedimento descrito realizou se para as combinações 1, 3 e 5, descritas no quadro 01 presente nesse relatório. 
Aplicação dos resultados
Quadro 03: Tempos de reação.
	Combinações
	Tempo de reação (s)
	
	Procedimento 1 temperatura (25ºC)
	Procedimento 2 temperatura (25ºC)
	Procedimento 3 temperatura (10ºC)
	1
	12,09
	6,84
	29,77
	2
	16,85
	10,33
	-
	3
	17,61
	12,66
	43,32
	4
	34,80
	-
	-
	5
	51,17
	-
	116,5
Anotações do experimento
	De acordo com os dados presentes no quadro 3, relacionados aotempo de reação, é possível citar alguns parâmetros que interferem na velocidade das reações. A variação na temperatura, as reações que se processaram na temperatura de 10ºC, apresentaram velocidade de reação menor quando comparadas com as que se processaram em temperatura ambiente. O que nos permite concluir que quanto maior a temperatura mais rápida é a reação. Outro fator é a concentração, ao diminuir se a diluição, ou seja, quanto mais concentrado, mais rapidamente se processa a reação.
Quadro 04: Dados do procedimento 1 realizado na temperatura 25ºC. 
	Combinações
	Tempo de Reação (seg)
	ln 1/t
	Na2S2O3 [Ao]
(mol/L)
	ln[A]o
	1
	12,09
	-2,4925
	0,25
	-1,3862
	2
	16,85
	-2,8249
	0,20
	-1,6094
	3
	17,61
	-2,8684
	0,15
	-1,8971
	4
	34,80
	-3,5496
	0,075
	-2,5902
	5
	51,17
	-3,9351
	0,05
	-2,9957
Anotações do experimento
Quadro 05: Dados do procedimento 2 realizado na temperatura 25ºC.
	
Combinações
	Tempo de Reação (seg)
	ln 1/t
	[H+]=[B]0
	ln [B]0
	1
	6,84
	-1,9227
	0,1 M
	-2,3025
	2
	10,33
	-2,3350
	0,07 M
	-2,6592
	3
	12,66
	-2,5384
	0,05 M
	-2,9957
Anotações do experimento
Quadro 06: Dados do procedimento 3 realizado na temperatura 10ºC.
	Combinações
	Tempo de Reação t (seg)
	ln 1/t
	1
	29,77
	-3,3935
	3
	43,32
	-3,7686
	5
	116,5
	-4,7578
Anotações do experimento
 Aplicação dos Resultados Experimentais
Qual o tipo de reação estudada?
A reação estudada é do tipo oxirredução:
Determinar graficamente e a ordem da reação com relação ao S2O32 e ao H+.
Em cada gráfico o tiossulfato usado para determinação do α e o ácido clorídrico para determinação de β.
Procedimento 1
1º:→
2º: →→ 
3º:→→ 
4º:→→ 
5º: →→ 
ln 1/t
Gráfico 1 - Relação ln 1/t versus ln[A]o α=0,8641
Anotações do experimento
Procedimento 2
1º: →→ 
2º:→→ 
3º: →→ 
ln 1/t
Gráfico 2 - Relação ln 1/t versus ln [B] β=0,8909
Anotações do experimento
Calcular a ordem da reação global.
A ordem de reação ou reação global definida consiste na soma das ordens de reação das espécies químicas pelo método das concentrações em excesso – velocidade inicial.
 Ordem da reação com relação a (α) = 0,8641
 Ordem da reação com relação ao H+ (β) = 0,8909
 Ordem da Reação Global = α + β →
4.1.4 Determinar a constante de velocidade para as temperaturas utilizadas nos procedimentos 1 e 3, usando a equação dada.
Determinação de K:
 – β ln[B]0 – α ln[A]0 + lnC
O valor de C é constante e igual a 0,14. O lnC é igual a -1,9661.
Logo, o valor de [B]o é constante e calculado mediante fórmula:
→→ 
Procedimento 1:
Combinação 1: 
 0,1021
Combinação 2: 
e-2,4206 0,0888
Combinação 3: 
e-2,21550,1090
Combinação 4: 
e-2,29780,1004
Combinação 5: 
e-2,33290,0970
Procedimento 3
Combinação 1: 
e-3,18210,0414
Combinação 3: 
e-3,11570,0443
Combinação 5: 
e-3,15560,0426
4.1.5 Determinar a constante de velocidade para as temperaturas utilizadas nos procedimentos 1 e 3, usando a equação (9).
Para calcular a constante de velocidade, a [B] = [H+] foi encontrada, de acordo com a expressão:
Procedimento 1.
Primeira Combinação.
Segunda Combinação. 
128
Terceira Combinação.
077
Quarta Combinação.
Quinta Combinação.
251
Procedimento 3.
Primeira Combinação.
ln k 
Terceira Combinação.
079
0,0446
Quinta Combinação.
478
4.1.6 Determinar o valor de K médio para cada temperatura.
Procedimento 1.
Procedimento 3.
4.1.7 Determinar a energia de ativação utilizando a equação (7.11) e graficamente através do gráfico de log K versus 1/T.
Para os cálculos da energia de ativação utilizou se os valores médios do K obtidos na questão anterior.
T1 = 25 + 273 = 298 K
T2 = 10 + 273 = 283 K
R= 8,314 J/mol.k
Km1 = 
Km2 = 
 x 8,314
Tabela: Temperatura (Kelvin), 1/T, K e lnK dos procedimentos 1 e 3
	Variáveis
	Procedimento 1
	Procedimento 3
	Temperatura (Kelvin)
	298
	283
	1/T
	ou (0,003355)
	ou (0,003533)
	K
	
	
	ln k
	-2,3005
	-3,1442
4.1.8 Explique a influência da temperatura sobre a velocidade da reação (teoria cinética) e comprove na experiência que você realizou. 
A temperatura influencia na agitação das moléculas. Portanto, quanto mais calor, mais agitadas ficam as moléculas. Diante disso, se ocorrer o aumento da temperatura, há também o aumento da energia cinética. Se as moléculas se movimentam mais, elas se chocam mais e com mais energia, diminuindo a energia de ativação e em consequência, aumenta o número de colisões efetivas e, portanto a velocidade de reação também aumenta. No experimento pode ser comprovado o que prediz a teoria, a constante de velocidade do procedimento 1 foi maior que a constante do procedimento 3, sendo o primeiro realizado a uma temperatura de 25ºC e o segundo na temperatura de 10ºC.
Explique por que se mantém constante uma das concentrações durante a experiência. 
No procedimento 1 manteve-se a concentração constante do HCl para que pudesse descobrir a ordem de reação do Na2S2O3, já no procedimento 2, foi mantida a concentração do Na2S2O3 constante para que pudesse determinar a ordem de reação do HCl. Em síntese, manteve se uma das concentrações para pudesse encontrar a ordem de reação do outro.
4.1.10 A energia de ativação é uma grandeza experimental? Como podemos determiná-la?
A energia de ativação é uma grandeza experimental, podendo ser determinada através de um gráfico do logaritmo natural da constante de velocidade versando com o inverso da temperatura, utilizando o coeficiente angular da reta formada. Pode ser determinada também pela equação de Arrhenius tendo o conhecimento de no mínimo duas constantes de velocidades em duas temperaturas. 
Considerações finais 
Com base no experimento, foi possível estabelecer vários parâmetros no estudo do comportamento da cinética de reação, por meio da reação entre tiossulfato de sódio e ácido clorídrico. Foi possível determinar a ordem de reação para a reação, portanto o método das velocidades iniciais, mantendo uma das concentrações constantes.
O procedimento foi simples, de execução bastante prática, porém satisfatório, pois houve a determinação das ordens parciais e ordem global da reação. No entanto, ocorreram alguns erros que podem alterar o resultado final. Dentre eles, estão: a pequena margem de diferença entre o tempo de acionamento do cronômetro, o tempo em que a pessoa a observar afirmava que a faixa preta havia desaparecido, a qualidade dos reagentes utilizados, incluindo nisto sua data de validade e modo de conservação, entre outros detalhes. 
	Apesar destes fatores, foi possível realizar o experimento com a menor quantidade de falhas possível, e pode-se comprovar as velocidades das reações através da macroscopia. 
Referências
AQUINO, K. Cinética Química. Universidade Federal de Pernambuco. Disponível em: <https://www.ufpe.br/cap/images/quimica/katiaaquino/2anos/aulas/cineticaquimica.pdf>
ATKINS, P. W. Físico-Química: fundamentos. 3 ed. LTC, 2003