Relatório: Estudo cinético da reação da acetona com o iodo

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Universidade Federal de Pernambuco
Centro das Ciências Exatas e da Natureza
Departamento de Química Fundamental
Experimento Nº 10
Estudo cinético da reação da acetona com o iodo
Aluna: Larissa Cavalcante Ribeiro
Turma Q0
Professora: Mariana Cabrera.
Recife, 14 de novembro de 2016.
INTRODUÇÃO
A cinética química nos oferece ferramentas para estudar as velocidades das reações químicas em nível macroscópico e em nível atômico. Em nível atômico, ela permite a compreensão da natureza e dos mecanismos das reações químicas. Em nível macroscópico, as informações da cinética química permitem a modelagem de sistemas complexos, como os que acontecem no corpo humano e na atmosfera. Definimos como velocidade de reação a variação da concentração de um dos reagentes ou produtos pelo tempo o qual a mudança leva para ocorrer1.
Muitos fatores influenciam na velocidade de uma reação, como concentração de reagentes e produtos, temperatura, superfície de contato, estado físico, presença de catalisador, entre outros. A velocidade de uma reação é diretamente proporcional às concentrações dos reagentes.1 Dada uma reação: 
aA + bB → cC + dD 
Temos como Lei de Velocidade da reação: 
V = K [A]α [B]β 
Onde: v = velocidade da reação; 
k = constante característica de cada reação; 
α e β = expoentes que são determinados experimentalmente. 
Além disso, percebe-se que toda reação necessita de uma energia mínima para ocorrer, essa energia é chamada de energia de ativação. Quando a colisão entre as partículas dos reagentes com orientação favorável ocorre com energia igual ou superior à energia de ativação, antes da formação dos produtos, forma-se um estado intermediário e instável, denominado complexo ativado, em que as ligações dos reagentes estão enfraquecidas e as ligações dos produtos estão sendo formadas. Assim, a energia de ativação é a energia necessária para formar o complexo ativado2.
Com isso, este experimento tem por objetivo obter as ordens de reação da acetona com iodo, bem como o valor da constante de velocidade e sua energia de ativação. Além disso, avaliar o comportamento da reação conforme a variação da temperatura.
EXPERIMENTAL
 MATERIAIS
Tubos de ensaio;
Béqueres;
Soluções de acetona (4 M), HCl (1 M), I2 (0,05 M);
Água destilada;
Termômetro;
Agitador magnético;
Cronômetro;
Peixe e bastão para pescar magnético;
Pipeta graduada com pêra;
Banho Maria. 
 PROCEDIMENTO EXPERIMETAL
Foram feitas 10 análises em tubos de ensaio, a diferentes volumes de acetona, HCl , água destilada, iodo e em temperaturas variadas, seguindo os dados da Tabela 1. Inicialmente, em um Tubo A foi colocado a acetona (4 M), o HCl (1 M) e água destilada quando necessário já no Tubo B colocamos o iodo (0,005 M). Em seguida, os tubos de ensaio foram deixados imersos em um béquer com água à temperatura ambiente, pegou-se um terceiro tubo e o encheu-o com água destilada para ser utilizado como referência para detectar o momento em que a cor amarela do iodo desapareceria. Foi adicionado o conteúdo de um dos tubos no outro, homogeneizou-se a solução com um agitador magnético. Assim, esperou a mudança de cor, isto é, até o amarelo desaparecer e, com o auxílio de um cronômetro, ligado a partir do momento em que os conteúdos dos tubos se misturaram, foi verificado o tempo que a reação levava para ocorrer. Repetiu-se esse procedimento 10 vezes conforme os valores indicados na Tabela 1. Além disso, para os três ensaios realizados acima da temperatura ambiente, os tubos foram colocados em uma máquina de banho-maria. 
Tabela 1. Indica as proporções de volumes de acetona, HCl, água destilada e iodo em cada tubo de ensaio, e as temperaturas em que esses ensaios devem acontecer.
	TUBO A
	TUBO B
	Ensaio
	Acetona
(mL)
	 HCl 
(mL)
	Água destilada (mL)
	Iodo (mL)
	Temperatura
	1
	2,00
	2,00
	4,00
	2,00
	Ambiente
	2
	4,00
	2,00
	2,00
	2,00
	Ambiente
	3
	6,00
	2,00
	- x -
	2,00
	Ambiente
	4
	2,00
	4.00
	2,00
	2,00
	Ambiente
	5
	2,00
	6,00
	- x -
	2,00
	Ambiente
	6
	2,00
	2,00
	2,00
	4,00
	Ambiente
	7
	2,00
	2.00
	- x -
	6,00
	Ambiente
	8
	2,00
	2,00
	4,00
	2,00
	10oC acima da ambiente
	9
	2,00
	2,00
	4,00
	2,00
	20oC acima da ambiente
	10
	2.00
	2,00
	4,00
	2,00
	30oC acima da ambiente
A reação a ser estudada é a Reação 1, a seguir: 
H3CCOCH3(aq) + I2(aq) → H3CCOCH2I(aq) + H+ (aq) + I-(aq) 
Reação 1. Acetona com iodo formando o iodoacetona.
Ela apresenta um mecanismo de reação composto por três etapas: 
I) H3CCOCH3(aq) + H+ (aq) → H3CC(OH)CH2(aq) (etapa lenta)
(II) H3CC(OH)CH2(aq) +I2(aq) → H3CC+ (OH)CH2I(aq) + I-(aq) 
III) H3CC+ (OH)CH2I(aq) + I-(aq) → H3CCOCH2I(aq) + H+ (aq) + I-(aq) 
Sendo a etapa lenta aquela determina a velocidade da reação. Então, temos a expressão da velocidade de reação para esta reação é: 
V= k[acetona] a [H+]b[I2]c 
Onde, k é uma constante que depende da temperatura.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
De início, é importante observar que, ao se misturar os conteúdos dos dois tubos, as concentrações de acetona, ácido clorídrico e iodo não são mais as mesmas, pois sofreram diluição para um volume final de 10 mL. Essa concentração foi calculada através da Equação 1, abaixo: 
ɱi x vi = ɱf x vf 
Equação 1. Fórmula para o cálculo em uma diluição.
Onde: ɱi é a molaridade inicial; 
vi é o volume inicial; 
ɱf é a molaridade final; 
vf é o volume final (10 mL). 
Dessa forma, a Tabela 2 mostra essas concentrações e os tempos cronometrados, em segundos, que as reações de cada tubo ocorreram. 
Tabela 2. Mostra as concentrações de acetona, ácido clorídrico e iodo após a mistura do conteúdo dos tubos A e B, bem como o tempo necessário para toda a cor amarela do iodo desaparecer em cada uma das situações.
	ENSAIO
	ACETONA
	HCl
	IODO
	TEMPO
	1
	0,8M
	0,2M
	1x10-3 M
	107s
	2
	1,6M
	0,2M
	1x10-3 M
	66s
	3
	2,4M
	0,2M
	1x10-3 M
	41s
	4
	0,8M
	0,4M
	1x10-3 M
	65s
	5
	0,8M
	0,6M
	1x10-3 M
	32s
	6
	0,8M
	0,2M
	2x10-3 M
	250s
	7
	0,8M
	0,2M
	3x10-3 M
	450s
	8
	0,8M
	0,2M
	1x10-3 M
	46s
	9
	0,8M
	0,2M
	1x10-3 M
	19s
	10
	0,8M
	0,2M
	1x10-3 M
	12s
Assim, calculou-se a velocidade da reação de cada ensaio dividindo a concentração inicial de iodo dividida pelo tempo necessário para a reação ocorrer, como mostra a Equação 2.
 V= -∂ [I2] / ∂t = [I2]0/t
 Equação 2. Cálculo da velocidade da reação.
 A Tabela 3 mostra os valores das velocidades para cada um dos 10 ensaios.
 
 Tabela 3. Mostra as respectivas velocidades de reação em cada ensaio.
	ENSAIO
	Velocidade (mol. L-1. s-1) 
	1
	9,35x10-6
	2
	1,51x10-5
	3
	2,44x10-5
	4
	1,54x10-5
	5
	3, 125x10-5
	6
	8x10-6
	7
	6,67x10-6
	8
	2,17x10-5
	9
	5,26x10-5
	10
	8,34x10-5
	
Nesse experimento, foi observada a mudança de cor em cada tubo, percebida que a alteração se dava de cima para baixo. Foram observados também que quanto maiores forem os valores das temperaturas e a concentrações maiores será a velocidade.
De posse dos valores da velocidade, podem-se calcular as ordens de reação “a”, “b”, e “c”, escolhendo ensaios onde a concentração de uma das substâncias varia e as outras permanecem constantes. 
Para calcular “a”, foi calculado através a Equação 3 , utilizando os dados dos ensaios 1,2 e 3 e, em seguida, fazendo sua média.
 
Equação 3. Fórmula para calcular a ordem de reação para a acetona.
Onde: v é a velocidade final e v0 é a velocidade inicial.
Para calcular “b”, foi calculado através da Equação 4, utilizando os dados dos ensaios 1,4 e 5 e, em seguida, fazendo a média.
	
Equação 4. Fórmula para calcular a ordem de reação para o íon hidrogênio.
Onde: v é a velocidade final e v0 é a velocidade inicial. 
Para calcular “c”, foi calculada através da Equação 5,utilizou-se os dados dos ensaios 1,6,7 e, após isso,fez-se uma média.
 
Equação 5. Fórmula para o cálculo da ordem de reação para o iodo.
Onde: v é a velocidade final e v0 é a velocidade inicial. 
Concluídos os cálculos, obtiveram-se os seguintes valores aproximados: 
a = 1, b = 1 e c = 0.
 
O valor de “c” igual a zero indica que o iodo não interfere na velocidade da reação, assim, temos que a lei de velocidade da reação é dada por: 
V= k[acetona] [H+]
O próximo passo é calcular as constantes de velocidade para cada temperatura. Para calcular o valor da constante à temperatura ambiente, analisamos o valor para três dos tubos de ensaio e foi adotada a média dos três como valores para a constante. 
Foram escolhidos os tubos 1, 2 e 3, substituímos os valores de concentração e velocidade nas suas leis de velocidade e obtivemos: 
K1 = 5,84 x 10-5 
K2 = 4,72 x 10-5 
K3 = 5,08 x 10-5
Tomando a média dos valores como resultado final, temos que Kamb ≈ 5,21x 10-5. 
Para os tubos de ensaio com temperatura acima da temperatura ambiente, fez-se esse mesmo procedimento e foram obtidos os seguintes valores: 
K8(10°C >amb) = 1, 36 x 10-4
K9(20°C > amb) = 3,29 x 10-4
K10(30°C > amb) = 5,38 x 10-4
De posse desses valores pode-se concluir que a temperatura influi no valor da constante, de modo que um aumento na temperatura provoca um aumento no valor da constante e vice-versa. 
O último passo foi obter o valor da energia de ativação para essa reação. Temos que: 
k = Ae-Ea/RT. Onde A é o coeficiente de proporcionalidade, T a temperatura (em Kelvin), R a constante universal dos gases (8.314 J/Kmol) e Ea a energia de ativação. 
Esta equação pode ser reescrita da seguinte forma: lnk= - Ea/R(1/T) + lnA 
Desse modo, traçou-se um gráfico: -lnk X 1/T, o qual tem que Ea/R é o coeficiente angular da reta ou taxa de variação e, assim, se pode encontrar o valor da energia de ativação.
Figura 1. Gráfico de - lnK x 1/T
Teoricamente, este gráfico deveria ser uma reta, mas como no laboratório têm-se alguns erros, fez-se necessário utilizar uma reta de ajuste linear para os pontos, isto é, aproximá-los. Por isso, foi encontrado um valor não muito correto para a energia de ativação. 
Para calcular a energia, foram escolhidos dois pontos, temperatura ambiente e 20 °C acima. A partir deles, calcula-se a tangente da reta. Desse modo, temos que:	
	 = = 10x103
𝑬𝒂=10x103𝑹=83140𝑱
CONCLUSÕES
Fica claro, portanto, que fatores como concentração e temperatura alteram a velocidade de uma reação, quanto maiores esses dois fatores, maior será a velocidade. Além disso, percebeu-se que a constante de velocidade varia conforme a temperatura, isto é, quanto maior a temperatura maior a constante. Observou-se, também, que uma reação precisa de uma energia mínima para ocorrer, que é a energia de ativação que em nosso experimento foi de aproximadamente 83,14 kJ.
REFERÊNCIAS
Atkins, P; Jones, L. – Princípio de Química, 5ª edição, ed. LTD, página561. 
 B. M. Mahan e R. J. Myers - Química - Um Curso Universitário 
 J. B. Russel - Química Geral
QUESTÕES
Chama-se velocidade de reação a variação da concentração de um dos reagentes ou produtos sobre o tempo, que leva para a mudança ocorrer. 
A ordem de uma reação química é a relação matemática que existe entre a taxa de desenvolvimento ou velocidade da reação e a concentração em quantidade de matéria dos reagentes. A ordem de reação em relação a um determinado reagente é o expoente de sua concentração na lei da velocidade. A ordem total de uma reação é definida como a soma dos expoentes de concentração, que se apresentam na Lei Experimental da Velocidade.
É uma constante de proporcionalidade que relaciona velocidade e concentração. Seu valor varia com a temperatura. 
Escrevendo a equação da Lei da Velocidade para a equação a 2A + B → 2C, temos que:
V = k[A] a [B]b 
Logo, 8*V = k[2A] a [2B]b e 2*V = k[A] a [2B]b
Dividindo uma equação pela outra, tem-se: = →4=2a →ln4 = axln2 →a= → a=2 
Usando a equação em que a velocidade duplica e dividindo a mesma pela equação onde V =V, tem-se: 
 = →2=2b →b=1 
Daí se conclui que para os reagentes A e B as ordens de reação é 2 e 1, respectivamente. Já a ordem de reação global é três, pois para isso usada é a soma das ordens de reação, logo 2+1 = 3.