Relatorio de Cinética química- Reação de 2°Ordem

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Universidade do Vale do Paraíba 
Faculdade de Engenharia, Arquitetura e Urbanismo (FEAU) 
Química Bacharelado 
 
 
Físico Química Experimental 
 
 
Cinética química- Reação de 
2°Ordem 
 
 
 
Prof.ª Monica Duarte Vieira Del Core Torres Barbosa 
Turma: BQUI – 5UNA 
 
 
 
Aluno: Eduardo Leite de Souza RA: 02010182 
Aluno: Giulia Mariana Martins Rafael RA: 02010891 
Aluno: Layane Mioralli Santos RA: 02010340 
 
 
Data do experimento: 11/03/2021 
 
São Jose dos Campos-SP 
1 
 
Sumario 
 
1-Fundamentos Teóricos ...........................................................2 
2-Procedimentos .......................................................................2 
3-Resultados .............................................................................4 
4-Discussões e Conclusão.........................................................7 
5-Referências Bibliográficas ......................................................7 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 
 
Fundamentos teóricos 
 
Entre os métodos conhecidos para se determinar a ordem de reação em estudos 
sobre a lei de velocidade em reações químicas, a ordem de reação pode ser 
classificada em ordem zero, primeira, segunda, terceira ou ordem n. Primeiramente 
ordem de reação é definida como a relação matemática presente entre a velocidade 
da reação e a concentração dos reagentes, sendo o somatório dos expoentes das 
concentrações na lei. Esta ordem é predeterminada mediante a experimentos e para 
discriminá-la são necessários dois requisitos sendo suposições relacionadas a 
sequência do mecanismo de reação, ou seja, as etapas elementares por meio das 
quais a reação ocorre e seus dados experimentais. 
Reações deste tipo são conhecidas como reações de pseudo-primeira ordem, este 
tipo consiste em a concentração de um determinado reagente ser muito maior do 
que a concentração do outro componente. Isto ocorre com reações em fase liquida, 
quando um dos componentes, normalmente a água, coadjuva como diluente e 
reagente ao mesmo tempo. 
Logo após a análise do coeficiente poderia ser determinada a constante de 
velocidade de reação de acordo com o coeficiente angular da reta. 
O Objetivo deste trabalho é realizar um experimento com uma reação de 
decomposição do peróxido de hidrogênio em meio ácido com a concentração de 
iodeto muito superior à de peróxido, através da titulação de tiossulfato de sódio, com 
a finalidade de determinar a ordem da reação, utilizando o método de concentrações 
em excesso. Para esse caso a concentração do peróxido de hidrogênio no tempo 
zero é determinada em função do volume inicial de solução no meio reacional. 
 
Procedimentos 
 
Materiais: 
• 1 proveta de 100 mL; 
• 2 provetas de 25 mL; 
• 1 proveta de 10 mL; 
• Balões volumétricos para o preparo das soluções; 
• 1 pipeta de 5 mL; 
• 1 erlenmeyer de 250 mL; 
• 1 bureta de 25 mL; 
• Cronômetro; 
3 
 
• Termômetro 0-100°C. 
Reagentes: 
• Solução de H2SO4 (ácido sulfúrico) 3 mol/L; 
• Solução de peróxido de hidrogênio (H2O2) 3%; 
• Solução de iodeto de potássio (KI) 1 M; 
• Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,1 mol/L; 
• Solução de amido 5% (indicador) 
• Água destilada. 
Procedimento experimental 
Antes de iniciarmos precisamos preparar as soluções que vamos utilizar e sempre 
levando em conta as suas características físicas (solida ou liquida) e também a 
pureza dos reagentes. Assim que as soluções estão preparadas, carregue a bureta 
com a solução de Na2S2O3 de modo com que todo o volume morto seja preenchido 
e que não tenha presença de bolhas em nenhuma parte do líquido para que esses 
pequenos detalhes não interfiram na coleta dos dados. 
No erlenmeyer adicionar os reagentes que irei dizer a seguir: 150 mL de água 
destilada, 20 mL de solução de KI 1 mol/L, 10 mL da solução de H2SO4 3 mol/L, 2 
mL da solução de Na2S2O3 0,1 mol/L e 5 mL da solução de amido 5%. Assim que 
colocado todos os reagentes na ordem descrita a cima agite lentamente a mistura e 
determine a temperatura da solução. 
Logo após agitarmos o conteúdo do erlenmeyer adicionar 20 mL da solução de 
H2O2, e no mesmo instante iniciamos a contagem do cronômetro. Assim que 
colocado o conteúdo e agitado o Erlenmeyer agite a solução e va anotando o tempo 
decorrido até a solução mudar de cor. 
Com a mudança de cor adicionar mais tiossulfato, através da bureta, até que a 
solução mude de cor. Anotar o tempo para que a solução fique colorida novamente e 
ir adicionou-se mais tiossulfato até a solução descolorir. Este procedimento precisa 
ser repetido várias vezes até que a solução não apresente mais mudança de 
coloração. Esta reação é descrita conforme a equação (1), onde a coloração é 
proveniente da formação de I2, sendo visualizada devido ao indicador de amido. 
 
A lei de velocidade desta reação pode ser escrita como em (2), usando o método 
das concentrações em excesso. Deste modo nos podemos simplificar a reação 
como pseudo primeira ordem, onde a velocidade depende da concentração de 
H2O2 presente no meio. 
4 
 
 
Resultados 
 
Depois de feito o experimento nos obtemos os seguintes dados: 
Tabela 1- Resultados experimentais 
 
Tempos (s) 
 V de S2o3^2- no tempo t 
(mL) 
Volume total no erlenmeyer 
0 2 202,00 
47 1 203,00 
75 0,7 203,70 
97 0,6 204,30 
115 0,6 204,90 
135 0,6 205,50 
158 0,4 205,90 
175 0,4 206,30 
191 0,4 206,70 
210 0,5 207,20 
230 0,3 207,50 
249 0,4 207,90 
271 0,4 208,30 
291 0,3 208,60 
315 0,4 209,00 
338 0,3 209,30 
359 0,5 209,80 
400 0,3 210,10 
425 0,4 210,50 
473 0,5 211,00 
533 0,3 211,30 
568 0,4 211,70 
623 0,2 211,90 
669 0,4 212,30 
738 0,2 212,50 
799 0,5 213,00 
982 0,2 213,20 
1125 0,2 213,40 
5 
 
1324 0,3 213,70 
Fonte: Tabela gerada pelos alunos 
 
Com esses dados nos conseguimos fazer um calculo para achar o valor de 
concentração de H202, para achar esse valor nós usamos a equação: 
C[H2O]. Vr = 0,5. C[S2O32-] . Vt 
Onde: 
C=Concentração 
Vr=0,02 
Vt=Volume de S2032- 
C[S2O32-]=0,1 
 
Fazendo todos os cálculos para achar as concentrações de H202 nos obtivemos os 
seguintes resultados: 
Tempos (s) Concentração de H202 
0 0,005 
47 0,0025 
75 0,00175 
97 0,0015 
115 0,0015 
135 0,0015 
158 0,001 
175 0,001 
191 0,001 
210 0,00125 
230 0,00075 
249 0,001 
271 0,001 
291 0,00075 
315 0,001 
338 0,00075 
359 0,00125 
400 0,00075 
425 0,001 
473 0,00125 
533 0,00075 
568 0,001 
623 0,0005 
669 0,001 
6 
 
738 0,0005 
799 0,00125 
982 0,0005 
1125 0,00175 
1324 0,00075 
Fonte: Tabela gerada pelos alunos 
 
Após a coleta desses dados nos conseguimos fazer a regressão linear e determinar 
o valor de R, segue-se abaixo o gráfico obtido junto com o valor de R: 
 
Fonte: Tabela gerada pelos alunos 
 
Com todos esses dados podemos sabero valor da constante de velocidade da 
equação e se ela é realmente de segunda ordem. Para determinar a constante da 
velocidade usamos a seguinte equação: 
k=((1/[A])-(1/[Ao]))/t 
k=((1/0,00075)-(1/0,005))/1324 
k~0,855992 mol*L^-1*s^-1 
 
Com o valor da constante nos conseguimos confirmar que a equação é de segunda 
ordem mesmo, usando a mesma equação acima com apenas um diferencia que é, 
mudar todos os valores da equação deixando apenas o [A] sem ser alterado, deste 
modo: 
k=((1/[A])-(1/[Ao]))/t 
0,85=((1/[A])-(1/[0,005]))/1324 
y = -1E-06x + 0,0016
R² = 0,1476
0
0,001
0,002
0,003
0,004
0,005
0,006
0 200 400 600 800 1000 1200 1400
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
 d
e 
H
20
2
Tempo (s)
7 
 
[A]=0,00075 mol/L 
Ao finalizar a conta podemos ver que o valor obtido confere com o seu respectivo 
valor, deste modo provando realmente que a equação é de segunda ordem 
 
 
Discussões e Conclusão 
Após o fim do relatório podemos confirmar que o experimento é de segunda ordem, 
conseguimos determinar o valor de R² que é igual a 0,1476 e que a constante de 
velocidade da reação é de aproximadamentede 0,855992 mol*L^-1*s^-1. Deste 
modo podemos ver que conseguimos tirar aprendizado da matéria, nos do grupo só 
temos uma incerteza em relação ao relatório que seria de possíveis erros de cálculo 
na execução do trabalho, deste modo não dando muita certeza se fizemos o 
trabalho correto 
 
Referências Bibliográficas 
4 AULA EXPERIMENTAL - EFEITO DA CONCENTRAÇÃO EM EXCESSO, PDF 
(MONICA: DUARTE, 2021)