Relatório: determinação da ordem de reação entre o tiossulfato de sódio e ácido clorídrico- Método de velocidade

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA
CENTRO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE
DEPARTAMENTO DE FARMÁCIA
TURMA: SEXTA-FEIRA (13:00H)
Relatório experimento Nº 07: Determinação da ordem de reação entre tiossulfato de sódio e ácido clorídrico -Método de velocidade
Campina Grande –PB
2018
UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA 
 CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA
 DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
 
LABORATÓRIO DE:_FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL
PROFESSOR (a): DAUCI PINHEIRO RODRIGUES 
ALUNO (a): 
CURSO: FARMÁCIA 
TÍTULO E Nº DO EXPERIMENTO: EXPERIMENTO Nº 07: DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO ENTRE TIOSSULFATO DE SÓDIO E ÁCIDOCLORÍDRICO -MÉTODO DE VELOCIDADE
DATA DO EXPERIMENTO: 11 \ 05 \ 2018
RECEBIDO EM:____\____\____ POR: __________
AVALIAÇÃO
PREPARAÇÃO:______________
RELATÓRIO:_________________
PROVA:_____________________
NOTA GLOBAL:________(_____________)
RUBRICA DO (a) PROFESSOR (a)____________
1. Introdução
A área da Química que se preocupa em estudar a velocidade das reações é chamada de Cinética Química. A velocidade de uma reação é dada pelas variações das concentrações dos reagentes ou produtos pela variação do tempo, como é ilustrado abaixo:
Onde:
V = velocidade da reação
Na fórmula da velocidade com os reagentes, é negativa, pois os reagentes estão decaindo ao longo da reação.
A velocidade de uma reação é influenciada por diversos fatores, dentre eles os mais estudados são:
· Estado físico dos reagentes: quanto mais rápido as moléculas se chocarem, mais rápido elas reagem.
· Concentração dos reagentes: a maior parte das reações químicas ocorre mais rapidamente quando a concentração de um ou mais reagentes for aumentada.
· Temperatura: quanto mais se elevar a temperatura, mais rapidamente a reação ocorrerá, ou seja, a velocidade da reação aumentará.
· Presença de um catalisador: a presença de um catalisador faz com que a reação ocorra mais rapidamente, em outros termos, faz a velocidade da reação aumentar.
A lei da velocidade é dada por:
Onde: 
k = constante da velocidade
[A] e [B] = concentração dos reagentes m e n = ordens de reação
m e n = ordens de reação
Na lei da velocidade, m e n são as ordens de reação. A ordem total de uma reação é dada pela soma de cada ordem em relação a cada reagente. Uma reação pode ser classificada em : ordem zero, primeira ordem e segunda ordem. Há possibilidade de outras ordens, mas são casos mais raros. 
 Existem duas condições que são fundamentais para que uma reação química possa ocorrer: os reagentes devem estar em contato , e deve haver afinidade química entre eles. Para que a colisão seja efetiva é necessário , também, que os reagentes adquiram uma quantidade de energia mínima ( energia de ativação ) característica de cada reação . Quando a colisão entre as partículas do reagente ocorre numa orientação favorável e com a energia igual ou superior a energia de ativação, forma-se primeiramente uma estrutura instável e intermediária entre os reagentes e os produtos , chamada complexo ativado .
A energia de ativação representa um obstáculo na transformação de reagentes em produtos, ou seja, a reação só irá acontecer se as moléculas das substâncias reagentes adquirirem energia de ativação.
 A energia de ativação pode ser determinada através da equação de Arrhhenius: 
2. Objetivos 
O experimento realizado teve como objetivo , a determinação da ordem de reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido clorídrico ( e com relação a cada reagente) . Bem como as constantes de velocidade em diferentes temperaturas ( ambiente 10°C) , e a energia de ativação .
3. Materiais e métodos 
3.1 Materiais utilizados 
· Pipetas volumétricas 
· Beckers
· Cronômetros 
· Termômetro
· Capela 
· Luvas 
· Proveta
3.2 Métodos 
O experimento foi dividido em três procedimentos:
· Procedimento 1 – Determinação da ordem da reação em relação ao tiossulfato.
Em beckers foram preparadas soluções de acordo com as com as combinação e volumes indicados na tabela a seguir: 
-O becker contendo a combinação 1 foi levado até a capela, e colocado sobre uma fita de cor preta para facilitar a visualização da formação de determinada quantidade de enxofre .
-Cinco mL de ácido clorídrico foi adicionada à combinação.
-Imediatamente após a adição, os cronômetros foram acionados e a solução foi agitada constantemente até o momento em que não foi mais possível enxergar a fita preta presente no interior da capela .
- Neste momento os cronômetros foram parados e anotou-se a média dos tempos. 
- O procedimento repetiu-se para as demais combinações.
· Procedimento 2- Determinação da ordem da reação em relação ao ácido.
Em beckers foram preparadas soluções de acordo com as com as combinação e volumes indicados na tabela a seguir: 
- Inicialmente , colocou-se o Becker contendo a combinação I no interior da capela sobre a fita preta.
-Em seguida adicionou-se 20 mL da solução de 1M de Na2S2O3 ao Becker contendo a combinação I .
- Os cronômetros foram ativamos e agitou-se constantemente a solução até não ser mais possível enxergar a fita preta.
- Os cronômetros foram parados e anotou-se a média dos tempos marcados nos cronômetros.
- O mesmo procedimento foi repetido para as outras combinações.
· Procedimento 3 – determinação da ordem da reação em relação ao tiossulfato a uma temperatura inferior a do procedimento I .
- Inicialmente em um Becker adicionou-se água e gelo.
-Em seguida em outros bekers , com o auxílio de uma pipeta prepararam-se novamente as soluções I, III e V do 1º experimento.
-Adicionou-se 5mL de ácido clorídrico em outro Becker .
- Tanto o Becker contendo ácido clorídrico como o contendo a combinação I foram colocados no banho de água e gelo e foram mantidos lá até que atingissem a temperatura de 10ºC.
- Quando essa temperatura foi alcançada transferiu-se o ácido para a combinação, que foi posicionada sobre a fita preta na capela.
- Neste momento os cronômetros foram ativados e a solução agitada até não ser possível mais enxergar a fita preta. 
- Repetiu-se o procedimento para as combinações III e V.
4. Resultados e discussões 
Quadro7.1- Anotação dos tempos de reação.
	Combinações 
	Procedimento I
Temperatura(25°C)
	Procedimento II
Temperatura(25°C)
	Procedimento III
Temperatura( 25°C)
	1
	10,26 s
	I 4,8 s 
	1- 26,283 s 
	2
	12,475 s
	
	
	3
	17,8575 s
	II 6,6875 s 
	3- 42,98 s 
	4
	33,005 s 
	
	
	5
	50,485 s 
	III 8,245 s 
	5- 97,5 s
4.4 Aplicação dos resultados 
4.4.1 Qual o tipo de reação estudada ?
Reações de oxirredução ocorrem quando uma espécie química perde elétrons, oxidando-se; enquanto a outra espécie ganha elétrons. Neste caso o enxofre sofreu oxidação e redução. 
4.4.2 Escrever a equação diferencial da velocidade da reação.
(aq) + 
4.4.3 Determinar graficamente a ordem da reação com relação ao e ao .
· Procedimento 1- Reagente limitante: 
1º:M1 × V1=M2 ×V2 →0,3 ×25=M2 × 30 →M2= 0,25 M
2º:M1 ×V1=M2 ×V2 →0,3 × 20=M2 × 30 → M2= 0,20 M
3º:M1×V1=M2 ×V2→0,3 × 15=M2 × 30 → M2= 0,15 M
4º:M1 ×V1=M2 ×V2→0,3 × 7,5=M2 × 30 → M2= 0,075 M
5º: M1×V1=M2×V2→0,3 × 5=M2 ×30 → M2= 0,05 M
Cálculo para encontrar ln 1/t.
1º ln 2º
3º 4º 
5º
Quadro7.2 Procedimento realizado na temperatura de : 25º C
	Combinações
	Tempo de reação
Reação,t(seg)
	ln 1/t
	[
	ln [A]0
	1
	10,26 s
	-2,32
	0,25
	-1,3862
	2
	12,475 s
	-2,5237
	0,20
	-1,6094
	3
	17,8575 s
	-2,8824
	0,15
	-1,8971
	4
	33,005 s 
	-3,4966
	0,075
	-2,5902
	5
	50,485 s 
	-3,9216
	0,05
	-2,9957
 
Com base nestes dados é possível, demonstrar graficamente a ordem de reação em relação ao : 
Gráfico 1 - Relação ln 1/t versus ln[A]o
 ∝=0,9883
A equação exibida no gráfico é similar a uma equação de função linear , que é dada por :
 Y= ax+b . Então : y= 0,9883 x-0,9576 
· Procedimento 2 - Reagente limitantes: Ácido clorídrico [
Cálculo da concentração do ácido em cada combinação ([B]0):M1V1=M2V2
1º: M1×V1=M2 ×V2→0,3 × 10=M2 × 30 → M2= 0,1 M
2º:M1×V1=M2 ×V2→0,3 × 7=M2 × 30 → M2= 0,07 M
3º: M1×V1=M2 ×V2→0,3 × 5=M2 × 30 → M2= 0,05 M
Cálculo para encontrar ln 1/t.
1° 2º 
3º
Quadro 7.3- Procedimento 2 realizado na temperatura: 25°C
	Combinações
	Tempo de reação,
T(seg)
	ln 1/t
	[
	 ln [B]0
	1
	4.8
	-1,5686
	0,1
	-2,3025
	2
	6,6875
	-1,9002
	0,07
	-2,6592
	3
	8,245
	-2,1096
	0,05
	-2,9957
Com base nestes dados é possível, demonstrar graficamente a ordem de reação em relação ao [ :
Gráfico 2 – Relação ln 1/t versus ln[B].
· Procedimento 3
Neste , a determinação da ordem da reação com relação ao tiossulfato foi feita a partir das combinações 1, 3 e 5 do primeiro procedimento.
Quadro 7.4 – Procedimento 3 na temperatura : 10°C
	Combinações
	Tempo de reação, t(seg)
	ln 1/t
	1
	26,283
	-3,2689
	3
	42,98
	-3,7607
	5
	97,5
	-4,5612
4.4.4 Calcular a ordem da reação global.
 Com a soma dos valores obtidos de α e β a 25°C é possível determinar a ordem da reação global.
Ordem da reação com relação a (α)= 0,9883
Ordem da reação com relação a [ 0,7819
Ordem global (α) +(β)=0,9883+0,7819= 1.7702
4.4.5 Determinar a constante de velocidade para as temperaturas utilizadas nos procedimentos 1.
Quadro 7.5 - Dados procedimento 1 (25ºC) e constante K
	Combinações
	Tempo de reação
t(seg)
	ln 1/t
	[
[A]0
	Ln[A]0
	Constante
K
	1
	10,26 s
	-2,32
	0,25
	-1,3862
	
	2
	12,475 s
	-2,5237
	0,20
	-1,6094
	
	3
	17,8575 s
	-2,8824
	0,15
	-1,8971
	
	4
	33,005 s 
	-3,4966
	0,075
	-2,5902
	
	5
	50,485 s 
	-3,9216
	0,05
	-2,9957
	
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.
4.4.5 Determinar a constante de velocidade para as temperaturas utilizadas nos procedimentos 1 e 3, usando a equação 9.
Para a obtenção do cálculo da constante de velocidade, a [B] = [H+] foi encontrada, de acordo com a expressão matemática abaixo:
· Procedimento 1
Primeira combinação :
K= 0,7208
Segunda combinação:
K=0,7126
Terceira combinação :
K= 0,7483
Quarta combinação
K=0,7143
Quinta combinação
K=0,7261
· Procedimento3
Primeira combinação
K= 1,1 003
Terceira combinação
K=1,0959
Quinta combinação
K= 0,9950
4.4.6 Determinar o valor de K médio para cada temperatura.
· Procedimento1 
· Procedimento 3 
4.4.7 Determinar a energia de ativação utilizando a equação (7.11) e graficamente através do gráfico de log K versus 1/T.
	T1 = 25 + 273 = 298 K
	T2 = 10 + 273 = 283 K
	R= 8,314 J/mol.k
	Km1 = 0,7258 	
 Km2 = 1,0637 
Tabela: Temperatura (Kelvin), 1/T, K e lnK dos procedimentos 1 e 3
Relação de ln k versus 1/T
	Variáveis 
	Procedimento 1
	Procedimento 3
	Temperatura K
	298k
	283 k
	1/T
	0,003355
	 0,003533
	K
	0,7258
	1,0637
	lnK
	-0,3204
	0,0617
Gráfico: Relação de ln k versus 1/T
4.4.8 Explique a influência da temperatura sobre a velocidade de reação (teoria cinética) e comprove na experiência que você realizou. 
A temperatura está diretamente relacionada com a velocidade de uma reação. Em temperaturas mais elevadas , a energia de ativação da reação diminui , fazendo com que a velocidade dessa reação seja maior . Além disso, em temperaturas mais altas, a proporção de choques efetivos tende a ser maior, justificando a redução na energia de ativação. Ao contrário , em temperaturas mais menores, o número de choques efeitos é menor , elevando a energia de ativação da reação, fazendo com que essa seja mais lenta . No experimento a teoria cinética pode ser comprovada observando as reações realizadas nos procedimentos 1 e 3 , onde notou-se que ao reagir tiossulfato com em uma temperatura de 25°C, o tempo de reação foi bem inferior aquele onde a mesma reação foi realizada a uma temperatura de 10°C sugerindo que a velocidade da reação na temperatura mais elevada foi maior que na menor temperatura.
4.4.9 Explique por que se mantém constante uma das concentrações durante a experiência.
Porque quando se mantém uma das concentrações constante, ela é expressa na forma de outra constante na equação da velocidade . Portanto, a equação fica dependente apenas de uma variável , a concentração do reagente.
4.4.10 A energia de ativação é uma grandeza experimental ? Como podemos determina-la ?
É sim uma grandeza experimental . Sua determinação pode ser feita tanto, a partir da equação de Arrhenius , contendo os valores das constantes de velocidades em duas etapas diferentes. Como também pode ser determinada graficamente através do gráfico do logaritmo neperiano (ln) das constantes de velocidade pelo inverso das temperaturas , onde o produto do coeficiente angular desse gráfico pela constante geral dos gases reais corresponde ao valor da energia de ativação 
5 Considerações Finais 
O objetivo do experimento foi alcançado com sucesso , visto que foi possível determinar a ordem de reação aos íons tiossulfato e aos íons de hidrogênio , bem como as constantes de velocidade em diferentes temperaturas (10 e 25°C) e a energia de ativação. Além disso , ainda observou-se a influência da temperatura e da concentração dos reagentes sobre a velocidade de reação. Comprovando , então , a teoria cinética , pois viu-se que quanto mais elevada a temperatura , maior é a velocidade de reação.
Referências 
ATKINS, P. Físico-Química. Tradução de Edilson Clemente da Silva. Rio de Janeiro: LTC, 2008.
FLORENCE, A.T.; ATTWOOD, D. Princípios fisico-químicos em Farmácia. 3.ed. Editora Edusp, 2003.
FONSECA, Martha Reis Marques. Química: Físico-Química. São Paulo: FTD, 2007
3.3549999999999999E-3	-0.32040000000000002	3.5330000000000001E-3	6.1699999999999998E-2	ln k 
1/t