Reação entre Iodo e Acetona- Cinética

Prévia do material em texto

LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA 
 
 
DANIELE FERREIRA DE CARVALHO 
EDIPPO GEOVANNI DIAS DE SOUZA 
EDSON JÚNIOR LIMA BEZERRA 
IZABEL PESQUEIRA RIBEIRO DE ARAUJO 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO VII 
ESTUDO CINÉTICO DA REAÇÃO DA ACETONA COM IODO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PETROLINA-PE 
2020
 
 
 
DANIELE FERREIRA DE CARVALHO 
EDIPPO GEOVANNI DIAS DE SOUZA 
EDSON JÚNIOR LIMA BEZERRA 
IZABEL PESQUEIRA RIBEIRO DE ARAUJO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO VII 
ESTUDO CINÉTICO DA REAÇÃO DA ACETONA COM IODO 
 
 
Relatório apresentado à disciplina de Físico-
Química II, do curso de Licenciatura Plena em 
Química, do IF Sertão – PE, como requisito parcial 
para aprovação. 
 
Docente responsável: Débora Santos Carvalho 
dos Anjos 
 
 
 
 
 
 
 
 
PETROLINA-PE 
2020 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO ............................................................................................................. 3 
2. OBJETIVO .................................................................................................................... 5 
3. MATERIAL E REAGENTES......................................................................................... 5 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ........................................................................... 6 
4.1. Preparo das Soluções ............................................................................................... 6 
4.2. Ensaios ...................................................................................................................... 6 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO ................................................................................... 9 
6. CONCLUSÃO ............................................................................................................. 16 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .............................................................................. 16 
ANEXOS ......................................................................................................................... 17 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
A cinética química estuda a velocidade das reações químicas, das variáveis que 
as influenciam, assim como dos mecanismos que as explicam. Ela colabora para a 
compreensão de processos químicos, buscando elucidar os motivos pelos quais a 
ocorrência de certas transformações é quase instantânea, enquanto para outras são 
necessários séculos. Esse conhecimento é primordial no controle de diversas 
transformações importantes e facilmente perceptíveis como a decomposição de 
diferentes materiais descartados no lixo, a oxidação de monumentos e o 
acionamento de air bags (MIRANDA, et. al, 2015). 
Como as reações envolvem quebra e a formação de novas ligações, as 
velocidades dependem muito da natureza dos reagentes. Entretanto, vão existir 
quatro fatores fundamentais que colaboram para que a variação da velocidade das 
reações ocorra (BROWN, 2005): 
 
Estado físico dos reagentes: Quanto maior a superfície de contato, maior é a 
velocidade da reação. Isso ocorre porque as reações acontecem entre as moléculas 
que ficam nas superfícies dos reagentes. Elas realizam colisões que, se forem 
efetivas (com orientação correta e com a quantidade de energia necessária), 
resultarão na quebra das antigas ligações e formação de novas ligações, ou seja, a 
reação química ocorrerá. Portanto, o estado físico dos reagentes é imprescindível 
para determinar a velocidade da reação. Exemplo, se colocar para reagir um 
efervescente sólido e outro triturado, em dois copos com água, é possível observar 
que a velocidade de reação em cada copo será diferente, sendo que o efervescente 
triturado vai reagir mais rápido, porque tem maior superfície de contato. 
Concentração dos reagentes: A maioria das reações químicas prossegue mais 
rapidamente se a concentração de um dos componentes químicos é aumentada. À 
medida que a concentração aumenta, a frequência com a qual as moléculas se 
chocam também o faz, levando um aumento das velocidades. 
 
4 
 
 
 
 
Figura 1. Exemplo de colisão efetiva. 
 
Temperatura: Quanto maior a temperatura, maior será a velocidade da reação, 
consequentemente a energia cinética das moléculas dos reagentes aumenta, ou 
seja, elas movimentam-se em uma velocidade maior, o que colabora para o aumento 
na quantidade de choques efetivos. O aumento da temperatura também propicia que 
elas tenham energia suficiente para reagir, que é a chamada de energia de ativação. 
É por essa razão que refrigeramos alimentos perecíveis como o leite, porque a 
reação das bactérias que levam o leite a estragar, reage mais lentamente como a 
diminuição da temperatura, por isso o leite estraga mais rápido na temperatura 
ambiente. 
 
 
 
 
Figura 2. Demonstração da relação entre a energia e a reação, a partir da temperatura. 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/energia-ativacao.htm
5 
 
 
 
 
Catalisador: Os catalisadores são agentes que aumentam as velocidades de reação 
sem serem usados. Eles afetam nos tipos de colisões que levam a reação. Os 
catalisadores tem papel crucial na vida do ser humano. Se deixar o peróxido de 
hidrogênio (H2O2) em um recipiente aberto, aos poucos vai ocorrer uma reação de 
decomposição em água e oxigênio: 
 
 
Reação 1 
Porém, se introduzirmos no recipiente uma placa de platina, a reação ocorre muito 
mais rapidamente. 
2. OBJETIVO 
 Compreender o estudo da cinética nas interações entre os componentes 
químicos, além de aprender como a temperatura e a concentração dos reagentes 
influenciam na velocidade das reações. 
 
3. MATERIAL E REAGENTES 
 
MATERIAL REAGENTES 
 
• Becker; 
• Bastão de vidro; 
• Chapa de aquecimento; 
• Pipetas graduadas; 
• Termômetro digital; 
• Tubos de ensaio. 
 
 
 
• Água destilada; 
• Ácido Clorídrico (HCl); 
• Acetona (CH3COCH3); 
• Iodo (I2). 
 
6 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Preparo das Soluções 
 As soluções foram devidamente preparadas pelo o instrutor laboratorial. A 
Fig. 3 ilustra a as soluções utilizadas. 
 
 
Figura 3. Representação das soluções utilizadas. 
 
 
4.2. Ensaios 
De início separou-se dois tubos de ensaios, no qual foram marcados com as 
letras A e B com a numeração de 1 a 10 para cada, totalizando 20 tubos. Logo 
após, seguiu-se os volumes para cada ensaio especificados na Tabela 1. Adicionou-
se ao tubo A, as soluções aquosas de acetona 4,0 mol L-1, ácido clorídrico 1,0 mol L-
1 e, quando era o caso, água destilada. Ao tubo B, adicione a solução aquosa de 
iodo 0,005 mol L-1, conforme mostrado na figura 3. 
 
7 
 
 
 
 
Figura 4. Representação geral dos tubos A e B com seus respectivos constituintes. 
 
Deixaram-se os tubos de ensaio imersos em um béquer com água à 
temperatura de 24º C a fim de evitar variação na temperatura nos tubos (Fig. 5). 
 
 
 
Figura 5. Representação esquemática de parte do procedimento. 
 
Em seguida pegou-se um terceiro tubo com água destilada e utilizou-se como 
referência para detectar o momento que a cor amarela do iodo desapareceu. 
Adicionou-se o conteúdo de um dos tubos no outro simultaneamente, utilizando um 
8 
 
 
cronômetro a fim de verificar o tempo de reação. Homogeneizou-se a solução 
usando um bastão de vidro (Fig. 6). 
Observou-se o tubo por cima e mediu-se o tempo necessário para que o 
desaparecimento da cor amarela do iodo. Repetiu-se este mesmo procedimento 
para os dez ensaios indicados na Tabela 01. 
 
Figura 6. Representação esquemática do procedimento após a mistura. 
 
Anotou-se a temperatura ambiente (24ºC), em que os ensaios foram 
realizados. Os ensaios com temperatura maior que a ambiente foram realizados em 
banho-maria. Foi fundamental o estabelecimento do equilíbrio térmico antes da 
imersão dos ensaios no banho. 
 
Tabela 01. Temperatura e proporções das misturas dos ensaios realizados. 
 
 
EnsaioTUBO A TUBO B 
 
Temperatura 
 (ºC) 
Sol. acetona 
(mL) 
Sol. de 
HCl 
(mL) 
Água 
destilada 
(mL) 
Sol. de Iodo 
(mL) 
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 - 2,00 ambiente 
4 2,00 4,00 2,00 2,00 ambiente 
5 2,00 6,00 - 2,00 ambiente 
6 2,00 2,00 2,00 4,00 ambiente 
7 2,00 2,00 - 6,00 ambiente 
8 2,00 2,00 4,00 2,00 10ºC > amb. 
9 2,00 2,00 4,00 2,00 20ºC> amb. 
10 2,00 2,00 4,00 2,00 30ºC > amb. 
* amb: (temperatura ambiente); *sol: solução. 
9 
 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
O tempo para o descoramento da solução de Iodo está apresentado na tabela 
abaixo (Tabela 02). 
 
Tabela 02. Resultados experimentais do tempo de descoramento. 
ENSAIO TEMPO TEMPO TOTAL EM SEGUNDOS (s) 
1 01min e 33 s 93 
2 00 min e 51 s 51 
3 00 min e 30 s 30 
4 01 min e 04 s 64 
5 00 min e 44 s 44 
6 03 min e 46 s 226 
7 07 min e 51 s 471 
8 01 min e 16 s 76 
9 00 min e 58 s 58 
10 00 min e 55 s 55 
 
Mecanismo de reação 
A reação de acetona com iodo resulta na iodoacetona, que ocorreu quando 
se misturou os componentes dos tubos, conforme a reação, a seguir: 
 
H3CCOCH3 (aq) + I2 (aq) → H3CCOCH2I (aq) + H+ (aq) + I- (aq) Reação 2 
 
O mecanismo da Reação 2 é 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) 
 
A etapa lenta é determinante na velocidade da reação. Então, temos a 
expressão da velocidade de reação para esta reação mostrada na Equação 1: 
 
𝑽 = 𝒌[𝒂𝒄𝒆𝒕𝒐𝒏𝒂]𝒂[𝑯+]𝒃[𝑰𝟐]
𝒄 Eq. 1 
 
 Em que, k é uma constante que depende da temperatura. 
 
10 
 
 
De início, é importante observar que, ao se misturar os conteúdos dos dois 
tubos, as concentrações de acetona, ácido clorídrico e iodo não são o mais as 
mesmas, pois sofreram diluição para um volume final de 10 mL. Essa concentração 
foi calculada através da Equação 2 no qual, temos a fórmula de diluição: 
 
𝑪𝒊 𝒙 𝑽𝒊 = 𝑪𝒇 𝒙 𝑽𝒇 Eq. 2 
 
Onde: Ci é a concentração (mol L-1) inicial; Vi é o volume inicial; Cf é 
concentração (mol L-1) final; Vf é o volume final (10 mL). 
 
A Tabela 3 mostra as concentrações (mol L-1), de acetona, ácido clorídrico e 
iodo após a mistura do conteúdo dos tubos A e B, e o tempo necessário para toda a 
cor amarela do iodo desaparecer em cada uma das situações. 
 
 
Tabela 3. Dados experimentais de concentração e tempo de reação. 
ENSAIOS ACETONA 
(mol L-1) 
HCL 
(mol L-1) 
IODO 
(mol L-1) 
TEMPO (s) 
1 0,8 0,2 1x10-3 93 
2 1,6 0,2 1x10-3 51 
3 2,4 0,2 1x10-3 30 
4 0,8 0,4 1x10-3 64 
5 0,8 0,6 1x10-3 44 
6 0,8 0,6 2x10-3 226 
7 0,8 0,2 3x10-3 471 
8 0,8 0,2 1x10-3 66 
9 0,8 0,2 1x10-3 58 
10 0,8 0,2 1x10-3 55 
 
 
Com as concentrações fornecidas pela Tabela 3, calculou-se a velocidade da 
reação de cada ensaio dividindo a concentração inicial de iodo pelo tempo 
necessário para a reação ocorrer, isto pelo fato da concentração de iodo ser 
limitante e da acetona estar em excesso, como mostra a Equação 3. 
 
𝑽 = − 
[𝑰𝟐]
𝒕
 Eq. 3 
 
11 
 
 
Tabela 4. Resultados obtidos a partir da equação 3. 
ENSAIO [I2] 
(mol L-1) 
TEMPO (s) VELOCIDADE (mol L-1 s-1) 
1 1x10-3 93 1,08x10-5 
2 1x10-3 51 1,96x10-5 
3 1x10-3 30 3,33x10-5 
4 1x10-3 64 1,56x10-5 
5 1x10-3 44 2,27x10-5 
6 2x10-3 226 8,85x10-6 
7 3x10-3 471 6,67x10-6 
8 1x10-3 66 1,52x10-5 
9 1x10-3 58 1,72x10-5 
10 1x10-3 55 1,82x10-5 
 
Após a obtenção dos resultados de velocidade, efetuou-se os cálculos para 
encontrar os valores das ordens de reação “a”, “b” e “c” por a equação 4. 
Escolheram-se os ensaios onde a concentração de uma das substâncias varia e a 
outra permanece constante. 
𝒏 = 𝐥𝐧 
𝒗𝟐 𝒗𝟏⁄
𝑪𝟐 𝑪𝟏⁄
 Eq. 4 
 
Onde: n representa a ordem da reação; V1 a velocidade inicial; V2 a 
velocidade final; C1 a concentração inicial e C2 a concentração final. 
 
Na Tabela 5 são apresentados os pares de ensaios selecionados para a 
aplicação da Equação 4. Escolheram-se os ensaios onde a concentração de uma 
das substâncias varia e a outra permanece constante. 
 
Tabela 5. Resultados da equação 4. 
ORDEM REAGENTE TUBOS/ 
PARES 
CONCENTRAÇÕ
ES 
C1 e C2 (mol L-1) 
VELOCIDADES 
v1 e v2 (mol L-1 
s-1) 
Valor 
total 
 a 
 
[Acetona] 1 0,8 1,08x10-5 0,85 
[Acetona] 2 1,6 1,96x10-5 
 a 
 
[Acetona] 2 1,6 1,96x10-5 1,31 
[Acetona] 3 2,4 3,33x10-5 
 b [H+] 1 0,2 1,08x10-5 0,93 
12 
 
 
 [H+] 4 0,4 1,56x10-5 
b [H+] 1 0,2 1,08x10-5 0,69 
[H+] 5 0,6 2,27x10-5 
c 
 
 
[I2] 1 1,0x10-3 -x- -x- 
[I2] 6 2,0x10-3 -x- 
c [I2] 6 2,0x10-3 -x- -x- 
[I2] 7 3,0x10-3 -x- 
*-x-: valores negativos ou muito próximos de zero. 
 
Concluídos os cálculos, obteve-se a média do valor total das ordens e o 
resultado aproximado foi de 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+] Eq. 5 
 
Em seguida, calcularam-se as constantes de velocidade para cada 
temperatura. Para calcular o valor da constante à temperatura ambiente, neste caso 
24ºC, analisamos o valor para os sete tubos de ensaio e foi adotada a média dos 
sete como valores para a constante. 
Manipulando matematicamente a Equação 5 chegou-se na Equação 6. A 
partir dela selecionou-se os tubos de 1 ao 7 e substitui-se os valores de 
concentração e velocidade de cada tubo nas suas respectivas leis de velocidade, 
conforme apresentado na Tabela 6. 
 
𝑲𝟏 =
𝒗
[𝒂𝒄𝒆𝒕𝒐𝒏𝒂]
[𝑯+] Eq. 6 
 
 
Exemplo da substituição dos valores do tubo 1, na equação 6: 
13 
 
 
 
𝑲𝟏 =
𝟏, 𝟎𝟖 𝒙 𝟏𝟎−𝟓
[𝟎, 𝟖][𝟎, 𝟐]
 
 
Tabela 6. Valores para cálculo da constante(k) em temperatura ambiente (24ºC). 
CONSTANTE ENSAIO/ 
TUBO 
VELOCIDAD
E 
(mol L-1 s-1) 
C(acetona) 
(mol L-1) 
C(H+) 
(mol L-1) 
VALOR FINAL 
(mol -2 L-2 s-1) 
k1 1 1,08x10-5 0,8 0,2 6,75x10-5 
k2 2 1,96x10-5 1,6 0,2 6,13x10-5 
k3 3 3,33x10-5 2,4 0,2 6,94x10-5 
k4 4 1,56x10-5 0,8 0,4 3,25x10-5 
k5 5 2,27x10-5 0,8 0,6 4,73x10-5 
k6 6 8,85x10-6 0,8 0,6 1,84x10-4 
k7 7 6,67x10-6 0,8 0,2 8,25x10-5 
MÉDIA 7,19x10-5 
 
 
Tomando a média dos valores como resultado final, temos que k ≈ 7,19 x 10-5. 
Para os tubos de ensaio 8, 9 e 10 com temperatura 10, 20 e 30 ºC, respectivamente, 
acima da temperatura ambiente, fez-se o mesmo procedimento para obtenção dos 
valores de K. Portanto, temos: 
𝑲𝟖 (𝟏𝟎 °𝑪 > 𝒂𝒎𝒃) = 𝟗, 𝟒𝟕 𝒙 𝟏𝟎−𝟓 
𝑲𝟗 (𝟐𝟎 °𝑪 > 𝒂𝒎𝒃) = 𝟏, 𝟎𝟖 𝒙 𝟏𝟎−𝟒 
𝑲𝟏𝟎 (𝟑𝟎 °𝑪 > 𝒂𝒎𝒃) = 𝟏, 𝟏𝟒 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 aumento no valor da 
constante e vice-versa. 
O último passo foi obter a energia de ativação. Para isso, temos que: 
 
𝑲 = 𝑨 𝒙 𝒆(−𝑬𝒂 𝑹𝑻)⁄ Eq. 7 
 
 Onde A é o coeficiente de proporcionalidade, T a temperatura em Kelvin, R a 
constante universal dos gases (8,314 J/K mol) e Ea é a energia de ativação. 
 
14 
 
 
A equação 7 pode ser reescrita da seguinte forma (Equação 8): 
 
𝐥𝐧 𝑲 = 
− 𝑬𝒂
𝑹
(
𝟏
𝑻
) + 𝐥𝐧 𝑨 
Eq. 8 
(Equação de Arrhenius) 
 
 
Figura 7. Equação de Arrhenius. 
 
Separou-se os termos da equação 8. Desse modo traçou-se um gráfico, 
conforme descrito na Figura 7, ln k X 1/T, o qual tem que Ea/R é o coeficiente 
angular ou taxa de variação. 
 
 
Tabela 7. Dados para a construção do gráfico. 
X (1/T) Y (ln k) 
1/ T. ambiente ln k’ 
1/ 10º> amb. ln k8 
1/ 20º>amb. ln k9 
1/30º> amn ln k10 
*Temperatura em Kelvin (K) 
15 
 
 
 
Figura 8. Gráfico ln k X 1/t. 
 
Teoricamente, este gráfico deveria ser uma reta, mas como no laboratório 
têm-se algunserros, fez-se necessário utilizar uma reta de ajuste linear para os 
pontos, isto é, aproximá-los. Por isso, foi encontrado um valor aproximado para a 
energia de ativação. O produto entre o coeficiente angular (a’) da reta, -1598,34, 
pela constante universal dos gases, 8,314 J K-1 mol-1 resulta na energia de ativação 
(Equação 9). O coeficiente da reta foi encontrado pelo software computacional Origin 
Pro 8. 
 
−𝒂′ = 
𝑬𝒂
𝑹
 Eq. 9 
 
Onde: - a’ (coeficiente angular) = -1598,34; 
A energia de ativação ≈ 1,33 x 104 J mol-1 ou 13,3 KJ mol-1 
 
 Há outros métodos de calcular o coeficiente angular, por exemplo, podem-se 
escolher dois pontos como o de temperatura ambiente e 20 °C acima. E a partir 
deles, calcula-se a tangente da reta. 
16 
 
 
6. CONCLUSÃO 
Evidencia-se, que fatores como concentração e temperatura influenciam a 
velocidade de uma reação, quanto maiores esses dois fatores, maior será a rapidez 
da reação. Além disso, percebeu-se que a constante de velocidade variou 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 13,3 KJ 
mol-1. Portanto, através deste trabalho experimental foi possível compreender alguns 
parâmetros cinéticos da reação entre iodo e acetona. Alcançando, assim, o objetivo 
do estudo. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
● ATKINS, Peter. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
 
● BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: A 
ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005. 
 
● MIRANDA, C. L.; PEREIRA, C. S.; MATIELLO, J. R.; REZENDE, D. B.; Modelos 
didáticos e cinética química: Considerações sobre o que se observou nos livros 
didáticos de química indicados pelo PNLEM. Química Nova na Escola – São 
Paulo-SP, BR. Vol. 37, N° 3, p. 197-203, AGOSTO 2015. 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANEXOS 
	1. INTRODUÇÃO
	2. OBJETIVO
	3. MATERIAL E REAGENTES
	4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
	4.1. Preparo das Soluções
	4.2. Ensaios
	5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
	6. CONCLUSÃO
	REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
	ANEXOS