Determinação da ordem da reação entre os íons tiossulfato e íons hidrogênio

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FACULDADE DE TECNOLOGIA SENAI ROBERTO MANGE
 CURSO DE TECNOLOGIA EM PROCESSOS QUÍMICOS 
COMPONENTE CURRICULAR: CINÉTICA DAS REAÇÕES
DOCENTE: FERNANDO AFONSO
Aula N°01:
Determinação da ordem da reação entre os íons tiossulfato e íons hidrogênio
Acadêmicos:
Alex Gabriel A. Machado
Marcos Vinicius de A. Coimbra
Ragnner Bermont
Anápolis, 21/10/2018
Introdução
A ordem de uma reação é a soma dos expoentes aos quais estão elevadas as concentrações, na equação de velocidade. A ordem em relação a uma espécie é o expoente da concentração dessa espécie na equação e, é chamada de ordem parcial. Assim, por exemplo, a reação cuja lei de velocidade év = k[X][Y]2 é dita de primeira ordem em relação a X, de segunda ordem quanto a Y e, portanto, de terceira ordem global.
Se a velocidade de reação macroscópica (observada, empírica ou fenomenológica) para qualquer reação pode ser expressa por uma equação de velocidade diferencial empírica (ou lei de velocidade) que contenha um fator expressando completamente a dependência da velocidade de reação das concentrações [A]x, [B]y, onde x e y são expoentes constantes (independentes da concentração e do tempo) e k é independente de [A] e [B], então diz que a reação é de ordem x com relação a A; de ordem y, com relação a B; e de ordem total n = x + y. Os expoentes x e y podem ser positivos ou negativos; números inteiros ou racionais.
O conceito de ordem de reação também é aplicável a processos químicos ocorrentes em sistemas nos quais acontecem mudanças de concentração (e, portanto, de velocidade de reação) e não são mensuráveis por si só.
Os valores dos expoentes só podem ser determinados por experimentos, e podem ou não ser os valores dos coeficientes na equação química balanceada. Os valores dos expoentes geralmente são 0, 1, 2 ou 3, e até frações. Quando uma reação apresenta ordens parciais que não são números inteiros, podem-se determinar as velocidades iniciais de reação para diversas concentrações de qualquer componente, mantendo outras concentrações constantes.
As ordens parciais de uma reação são parâmetros determinados experimentalmente, e como tal, podem ter qualquer valor, não necessariamente inteiro e positivo. Quando as ordens parciais não são números inteiros, não é possível obter as ordens de reação através de um raciocínio tão simples.
Para uma lei cinética genérica, pode-se determinar as velocidades iniciais de reação para diversas concentrações de qualquer componente se aplicando logaritmo a equação. De igual modo, se procederia em relação aos outros componentes para determinar as ordens parciais.
O experimento a ser realizado determinará a ordem dos íons tiossulfato e dos íons hidrogênio para a reação abaixo:
S2O32-+ 2H+ S(s) + SO2 + H2O
Este método utilizado é conhecido como o do isolamento combinado com o método das velocidades iniciais. Para cada espécie química reagente determina-se a ordem através da medida da velocidade inicial da reação mantendo-se a concentração das outras espécies praticamente constantes, ou seja, em grande excesso. Equações necessárias para a determinação:
V0 = k[A0]a
Log V0 = log k + a log[A]0
Sendo:
a = ordem em relação a espécie química A;
k = constante de velocidade x concentração das outras espécies químicas;
V0 = velocidade inicial;
[A]0 = concentração inicial da espécie química A
Vm ∞ 1/Δt
sendo:
Vm = velocidade média quando produto=constante.
Objetivo
Determinar a ordem da reação entre os íons tiossulfato e os íons hidrogênio.
Materiais
Equipamentos
�
Béquer de 50 mL;
Provetas de 10 e 50 mL;
Cronômetros.
Reagentes
Solução aquosa de tiossulfato de sódio 0,15 mol.L-1;
Solução aquosa de ácido clorídrico 3 mol.L-1;
Solução aquosa de ácido clorídrico 1,8 mol.L-1;
Solução aquosa de ácido clorídrico 0,6 mol.L-1.
Procedimentos Experimentais
Parte A:
	Pegou-se 5 béqueres e os marcou de A a E, adicionou-se os volumes de solução aquosa de tiossulfato de sódio e de água indicados na Tabela I e agitou-se bem as soluções.
	Em outra série de 5 béqueres, transferiu-se 5 mL da solução de ácido clorídrico para cada béquer. Por baixo de cada um destes béqueres foi colocado um papel branco marcado a caneta um X. Adicionou-se ao primeiro béquer, com a solução de ácido, a solução do copo A e começou-se a contar o tempo a partir da mistura das duas soluções. Foi visto uma turvação que foi progressivamente dificultando a visualização do X. Foi parada a contagem no instante que se deixou de ver o X. Foi procedido de modo igual com as soluções de B a E. Foi-se registrados todos os tempos na Tabela I.
Parte B:
	Foi procedido como na parte A, utilizando-se as quantidades de solução de tiossulfato e de ácido clorídrico, indicados na Tabela II.
Resultados e Discussão
S2O32-+ 2H+ S(s) + SO2 + H2O.
Tabela I
	Béquer
	Vol. Na2S2O2 (mL)
	Vol. H2O (mL)
	Vol. HCl (mL)
	[S2O3²-] (mol.L)
	t (s)
	A
	25,0
	-
	5,0
	0,15
	9
	B
	20,0
	5,0
	5,0
	0,15
	35
	C
	15,0
	10,0
	5,0
	0,15
	45
	D
	10,0
	15,0
	5,0
	0,15
	81
	E
	5,0
	20,0
	5,0
	0,15
	161
Tabela II
	Béquer
	Vol. Na2S2O2 (mL)
	Vol/Concentração HCl (mL/mol.L-1)
	[HCl] (mol.L-1)
	[S2O3²-] (mol/L)
	t (s)
	A
	25,0
	5,0/3,0
	3,0
	0,15
	21
	B
	25,0
	5,0/1,8
	1,8
	0,15
	25
	C
	25,0
	5,0/0,6
	0,6
	0,15
	34
02- não faço a menor ideia de que gráfico é esse
03- v = k[A]a[B]b. (equação I) e v = k’[B]b
04- tendi nada
Conclusão
	Os resultados das medidas para a determinação da velocidade de uma reação mostram que as taxas de variação dependem da concentração de reagentes (e, algumas vezes, produtos). É possível representar essa dependência em termos de equações diferenciais conhecidas como leis de velocidade. As soluções dessas equações são utilizadas para prever as concentrações de espécies, em qualquer momento após o início da reação. A forma da lei de velocidade também fornece certa compreensão sobre a série de passos elementares através dos quais uma reação ocorre.
	
Referências Bibliográficas
DETERMINAÇÃO DA ORDEM DA REAÇÃO.
<https://www.ebah.com.br/content/ABAAAfjU8AF/relatorio-determinacao-ordem-reacao>
Acesso em 21 de outubro de 2018
LEI DA VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS.
<https://brasilescola.uol.com.br/quimica/lei-velocidade-das-reacoes-quimicas.htm>
Acesso em 21 de outubro de 2018