Prática 5 - Cinética Química Determinação da ordem de uma reação

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Universidade Federal do Amazonas – UFAM 
Instituto de Ciências Exatas – ICE
Departamento de Química – DQ
5° Relatório de Físico-Química Experimental
Manaus – AM
2018
Universidade Federal do Amazonas – UFAM 
Instituto de Ciências Exatas – ICE
Departamento de Química – DQ
Alunos: Esthefany Guedes Coitim – 21603744
	 Evelyn Barreiros Conde de Oliveira – 2155 3868
 Thiago da Silva e Damasceno - 21457308
 
Data: 16 / 04 /2018
Professor: Dr. Kelson Mota
Cinética Química – Determinação da ordem de uma reação
Manaus – AM 
2018
RESUMO
Utilizando o método das concentrações em excesso proposto pela equação de Maucourt-Fissen pode-se determinar, titulando uma solução contendo água destilada, iodeto de potássio (1,0M), ácido sulfúrico (3,0M), amido (0,5%), tiossulfato de sódio (0,1M), através da adição de uma solução de peróxido de hidrogênio padronizada. Dessa forma, anotou-se os tempos de viragem, registrados em um cronômetro, calculando as suas médias. Anotou-se ainda os volumes de reagentes gastos para o cálculo do numero de mols e a concentração de peróxido em excesso. Através desses valores, calculou-se as equações integradas de ordem zero, primeira e segunda ordem de reação, obtidas através da plotagem dos gráficos. Com o uso do coeficiente angular identificou-se a constante cinética de velocidade da reação. Por fim, pode-se encontrar o valor do melhor coeficiente de correlação (R² =1), para equação (1/[H2O2 – 1/[H2O2]0), verificando então que a reação descrita é de segunda ordem. Além disso, obteve-se ainda o valor da constante de velocidade encontrada através do coeficiente angular k= 1 s-1 mol-1 L.
OBJETIVO
O objetivo dessa prática foi o de determinar a ordem de uma reação química utilizando o método das concentrações e excesso.
INTRODUÇÃO TEÓRICA
Entende-se a velocidade de reação como sendo o tempo em que ocorre a formação de produtos, a qual pode acontecer de forma instantânea, ou até mesmo levar um longo tempo para a sua completa realização, como por exemplo, em decomposições de materiais orgânicos. Com isso, pode-se definir a velocidade da reação como sendo a razão entre a mudança do valor de uma propriedade pelo tempo em que ela necessita para ocorrer. 
Considerando a reação em equilíbrio descrita acima, devemos considerar que a sua velocidade será obtida da seguinte forma:
O valor de “k” encontrado na reação descreve a constante de velocidade de uma reação, a qual é característica para cada tipo de reação da que se deseja obter a velocidade. Os coeficientes “a” e “b” correspondem a ordem de cada reação para cada componente, logo, podemos entender que através da soma desses expoentes teremos a ordem da reação total.[1]
Pouco se observa na literatura a abordagem de ordens de reações não inteiras. E isso se deve ao fato de que geralmente, ao se verificar tal situação, acredite que há algo errado com a reação. Porém, o aparecimento desse tipo de ordem é consequência de um mecanismo um pouco mais complexo do que os utilizados para se obter as leis de velocidades integradas, dentre os quais se pode citar o modelo de Michaelis-Menten, o modelo ativador-inibidor e o modelo com reações em paralelo, ondem em todos esses poderão se verificar ordens de reação não inteiras.
O estudo da cinética de uma reação é uma ferramenta eficaz para se desvendar os mecanismos das reações, de modo que se compreenda detalhes de como esta ocorre e conhecendo as etapas que determinam o desenvolvimento da reação. Através desse estudo, pode se determinar a lei de velocidade de uma reação e a sua constante de velocidade.[2]
Do ponto de vista prático, além da velocidade das reações, deve-se analisar ainda mais a velocidade dos processos que acontecem no decorrer desta até que venha a encontrar um equilíbrio, ou até mesmo o consumo total dos reagentes.[3]
No decorrer do experimento consideraremos a equação cinética de Maucourt-Fissen, que pode ser representada da seguinte forma:
Para a obtenção da sua velocidade devemos considerar que trabalhamos em meio ácido, com um excesso significativo de iodeto. Com isso, pode-se afirmar que a sua velocidade equivale a:
Dessa forma, podemos estabelecer que, caso estejamos nos referindo a uma reação de ordem zero, o tempo se relacionará linearmente com [H2O2]0 – [H2O2]. Caso for uma reação de primeira ordem, a relação linear com o tempo será com ln([H2O2]/[H2O2]0). Entretanto caso estejamos nos referindo a uma reação de segunda ordem, o tempo se relaciona com {1/[H2O2]} – {1/[H2O2]0}.
A determinação da velocidade dessa reação acontece a partir do tempo de intervalo entre o inicio da reação até a sua mudança de coloração, a qual muda de uma solução transparente ao azul, intensificando de acordo com o tempo. Tal situação acontece devido a adição de quantidades de tiossulfato com concentração conhecida, onde o iodo produzido, inicialmente pela reação descrita anteriormente, é novamente reduzido através dos íons de tiossulfatos, retornando a sua forma inicial de iodeto, conforme podemos observar na seguinte equação:
MATERIAIS E REAGENTES:
Pipeta volumétrica de 20 mL
Balão volumétrico de 500 mL
Pipeta volumétrica de 5 mL
Béquer de 500 mL
Proveta de 10 mL
Bureta de 25 mL
Suporte universal
Termômetro
Cronômetro
H2O2 a 3% 
100 mL de KI (0,1 M)
50 mL de H2SO4 (3 M)
300 mL de Na2S2O3 (0,1 M)
50 mL de solução de amido a 0,5%
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Preparo da solução
Colocou-se em uma bureta tiossulfato de sódio (0,1 M) – Na2S2O3
Em um béquer de 500 mL adicionou-se na seguinte ordem:
150 mL de água destilada
20 mL de KI (0,1M)
10 mL de H2SO4 (3 M)
2 mL de Na2S2O3 (0,1M) da bureta
5 mL de solução de amido (0,5%)
Agitou-se medindo posteriormente a temperatura da solução
Medida do tempo de reação
Em uma proveta adicionou-se 20 mL da solução de H2O2 padronizada preparada anteriormente, adicionando-a à solução, disparando imediatamente o cronômetro.
Agitou-se a solução, anotando o tempo em que a solução tornou-se azul adicionando imediatamente mais 2 mL da solução de tiossulfato de sódio.
Anotou-se o tempo em que a solução tornou-se azul novamente, adicionando novamente 2 mL de tiossulfato de sódio.
Repetiu-se o procedimento por 14 vezes
RESULTADOS E DISCUSSÃO:
A reação do peróxido de hidrogênio e iodeto de potássio e meio acido se deve de acordo com a seguinte reação:
A determinação da ordem de reação é possível devido a utilização da concentração de todos os reagentes em excesso, exceto a do peróxido. Logo, a equação cinética para esta reação dependerá somente da concentração do mesmo. Dessa forma, temos o seguinte:
A ordem de reação é determinada quando uma reação linear com o tempo for encontrada. Com isso, pode se estabelecer que existirá uma relação linear entre [H2O2]0 – [H2O2] e o tempo, caso estejamos nos referindo a uma reação de ordem zero. Caso estejamos nos referindo a uma reação de primeira ordem, o tempo se relaciona com com o tempo. Já em uma reação de segunda ordem o tempo se relaciona com {1/[H2O2]} – {1/[H2O2]0}.
Para os posteriores cálculos estequiométricos, precisou-se calcular o volume total da solução inicial utilizada. Os valores e as concentrações dos reagentes empregados foram descritos de acordo com a Tabela 1 abaixo:
Tabela 1 - Volume dos reagentes para o preparo da solução inicial a ser titulada em mL
	Reagente
	Volume/mL
	H2O
	150 
	KI (1,0M)
	20 
	H2SO4 (3 M)
	10 
	Na2S2O3 (0,1M)
	1 
	Amido (0,5%)
	3
	H2O2 (3%)
	20 
	Volume total
	204 mL
Concentração inicial de H2O2
Consideramos que utilizamos uma água oxigenada padrão 3%. Para cálculos mais precisos, foi necessário o cálculo da concentração real de peróxido utilizado no preparo da solução.
Concentração de H2O2 = 3% m/V
Após testes, realizaram-se duas diluições do volume, obtendo-seos valores calculados abaixo:
Primeira diluição, realizada para 500 mL:
Segunda diluição, realizada para 250 mL
Número de mols de H2O2 presentes em 20 mL
Número de mols de Na2S2O3 0,1M em 2mL:
Número de mols de I2 formado com a adição de 2 mL de 
Na2S2O3 0,1M
Considerando-se as seguintes reações e as suas relações estequiométricas, teremos:
Quantidade de H2O2 consumida com a adição de 2 mL de Na2S2O3
Como descrito anteriormente na introdução, para a realização da determinação da ordem de reação, anotou-se o tempo de viragem da solução, quais os valores estão descritos na abaixo(Tabela 2):
Tabela 2 - Tempo de viragem (em segundos) para cada adição de 2 mL de Na2S2O3
	Tempo de Virada – ΔT(s)
	 
	1
	2
	MÉDIA
	t0
	30,11
	30,2
	30,155
	t1
	37,24
	34,61
	35,925
	t2
	39,17
	35,23
	37,2
	t3
	41,63
	40,75
	41,19
	t4
	42,86
	42,49
	42,675
	t5
	47,45
	50,57
	49,01
	t6
	59,13
	52,89
	56,01
	t7
	65,73
	65,31
	65,52
	t8
	82,2
	79,26
	80,73
	t9
	101,86
	87,33
	94,595
	t10
	124,31
	115,59
	119,95
	t11
	158,76
	164,19
	161,475
	t12
	249,33
	225,05
	237,19
	t13
	463,38
	390,27
	426,825
Através desses valores é possível calcular as concentrações do peróxido de hidrogênio para cada momento da reação. Deve-se ressaltar ainda que o volume onde acontece o processo reacional aumenta cerca de 2 mL para cada adição de Na2S2O3, diminuindo consequentemente o número de mols de peróxido de hidrogênio. A Tabela 3, a seguir, apresenta os dados calculados.
Tabela 3 - Valores calculados para as espécies obtidas no decorrer do processo reacional
	
	Tempo de virada
	volume de Na2S2O3 adicionado
	volume total da solução
	Mols de Na2S2O3 usados
	Mols de I2 formados
	Mols de [H2O2] restantes
	 
	s
	mL
	mL
	mol
	mol
	mol
	t0
	30,155
	2
	204
	0
	0
	1,76E-03
	t1
	35,925
	4
	206
	2,00E-04
	1,00E-04
	1,66E-03
	t2
	37,2
	6
	208
	4,00E-04
	2,00E-04
	1,56E-03
	t3
	41,19
	8
	210
	6,00E-04
	3,00E-04
	1,46E-03
	t4
	42,675
	10
	212
	8,00E-04
	4,00E-04
	1,36E-03
	t5
	49,01
	12
	214
	1,00E-03
	5,00E-04
	1,26E-03
	t6
	56,01
	14
	216
	1,20E-03
	6,00E-04
	1,16E-03
	t7
	65,52
	16
	218
	1,40E-03
	7,00E-04
	1,06E-03
	t8
	80,73
	18
	220
	1,60E-03
	8,00E-04
	9,64E-04
	t9
	94,595
	20
	222
	1,80E-03
	9,00E-04
	8,64E-04
	t10
	119,95
	22
	224
	2,00E-03
	1,00E-03
	7,64E-04
	t11
	161,475
	24
	226
	2,20E-03
	1,10E-03
	6,64E-04
	t12
	237,19
	26
	228
	2,40E-03
	1,20E-03
	5,64E-04
	t13
	426,825
	28
	230
	2,60E-03
	1,30E-03
	4,64E-04
No instante t = 30,15 s
No instante t =35,92 s
No instante t = 37,2 s
No instante t = 41,19 s
No instante t = 42,67 s
No instante t = 49,01 s
No instante t = 56,01 s
No instante t = 65,52 s
No instante t = 80,73
No instante t = 94,60 s
No instante t = 119,95 s
No instante t = 161,48 s
No instante t = 237,19 s
No instante t = 426,825 s
Os valores obtidos acima foram descritos na Tabela 4 abaixo a seguir, em conjunto com os seus valores correspondentes, utilizados para a suas devidas obtenções.
Tabela 4 - Valores de concentração do H2O2 consumidos e obtidos de acordo com o volume empregado na solução
	
	Tempo de virada
	Volume total da solução
	mols de H2O2 restantes
	H2O2
	 
	s
	mL
	mL
	M
	t0
	30,155
	0,204
	1,76E-03
	8,65E-03
	t1
	35,925
	0,206
	1,66E-03
	7,59E-03
	t2
	37,2
	0,208
	1,56E-03
	7,04E-03
	t3
	41,19
	0,21
	1,46E-03
	6,50E-03
	t4
	42,675
	0,212
	1,36E-03
	5,96E-03
	t5
	49,01
	0,214
	1,26E-03
	5,44E-03
	t6
	56,01
	0,216
	1,16E-03
	4,93E-03
	t7
	65,52
	0,218
	1,06E-03
	4,42E-03
	t8
	80,73
	0,22
	9,64E-04
	3,93E-03
	t9
	94,595
	0,222
	8,64E-04
	3,44E-03
	t10
	119,95
	0,224
	7,64E-04
	2,96E-03
	t11
	161,475
	0,226
	6,64E-04
	2,50E-03
	t12
	237,19
	0, 228
	5,64E-04
	2,04E-03
	t13
	426,825
	0,23
	4,64E-04
	1,58E-03
As reações de ordem zero, de primeira e segunda ordem podem ter os valores de seus pontos no gráfico calculados através de equações, as quais foram descritas no decorrer do experimento. Dessa forma, possuindo os valores até então mencionados, pode-se obter tais gráficos, de modo a se analisar que a reação de que nos referimos é de ordem zero, ou de primeira ou segunda ordem.
Os valores utilizados e calculados para a obtenção desses valores para cada tipo de reação foram descritos a seguir(Tabela 5):
Tabela 5 - Valores calculados para cada tipo e ordem de reação (0, 1ª ou 2ª)
	
	Tempo de virada
	H2O2
	[H2O2]0 - H2O2]
	ln([H2O2]/H2O2]O}
	1/[H2O2] - 1/[H2O2]O
	
	s
	M
	
	
	
	t0
	30,155
	0,000E+00
	0,000E+00
	0
	0,000E+00
	t1
	35,925
	1,055E-03
	1,055E-03
	-0,13009349
	1,607E+01
	t2
	37,2
	1,609E-03
	1,609E-03
	-0,205829628
	2,643E+01
	t3
	41,19
	2,152E-03
	2,152E-03
	-0,286149935
	3,831E+01
	t4
	42,675
	2,685E-03
	2,685E-03
	-0,371768943
	5,208E+01
	t5
	49,01
	3,208E-03
	3,208E-03
	-0,46357763
	6,820E+01
	t6
	56,01
	3,721E-03
	3,721E-03
	-0,562706981
	8,736E+01
	t7
	65,52
	4,225E-03
	4,225E-03
	-0,670623011
	1,105E+02
	t8
	80,73
	4,720E-03
	4,720E-03
	-0,78927402
	1,390E+02
	t9
	94,595
	5,206E-03
	5,206E-03
	-0,921328835
	1,749E+02
	t10
	119,95
	5,683E-03
	5,683E-03
	-1,070583145
	2,217E+02
	t11
	161,475
	6,151E-03
	6,151E-03
	-1,242699991
	2,851E+02
	t12
	237,19
	6,612E-03
	8,645E-03
	-1,44668032
	3,757E+02
	t13
	426,825
	7,064E-03
	7,064E-03
	-1,698144684
	5,162E+02
A partir dos valores obtidos e descritos na Tabela 5, podemos plotar os seguintes gráficos para as diferentes ordens de reação.
Figura 1 - Variação da concentração de peróxido de hidrogênio em função do tempo de virada para uma reação de ordem zero
Figura 2 - Variação da concentração de peróxido de hidrogênio em função do tempo de virada para uma reação de primeira ordem
Figura 3 - Variação da concentração de peróxido de hidrogênio em função do tempo de virada para uma reação de segunda ordem
Analisando a Figura 3, pode-se observar que esta permite determinar experimentalmente a constante de velocidade (k) da reação, onde “k” é o coeficiente angular, ou inclinação da reta, como podemos observar a seguir
y = a + b . x
y = -115,65 + x
k = 1 s-1 mol-1 L
Observando os dados experimentais e os valores descritos durante as reações, pode-se analisar possíveis fontes de erros, como por exemplo a concentração das espécies, como o tiossulfato de sódio, assim como da solução de amida, ou até mesmo do peróxido de hidrogênio utilizado. Outra provável fonte que tenha causado erro é a marcação do tempo da reação, visto que a precisão não é tão grande, já que o parâmetro de marcação é a cor da solução no momento da virada da reação. Em uma reação de segunda ordem, a dependência da velocidade se deve ao quadrado da concentração dos reagentes, conforme se observou no decorrer do experimento.
CONCLUSÃO
A ordem de uma reação é uma grandeza que pode ser obtida determinada a partir de dados experimentais. Para tal, deve-se adicionar os reagentes em excesso, exceto um, o qual determinará a velocidade da reação. Com isso, determina-se a ordem da reação, de acordo com uma relação linear existente entre a concentração e o tempo.
No decorrer da prática empregou-se o método das concentrações em excesso, observando que a reação do consumo do [H2O2] é de segunda ordem, uma vez que o coeficiente de correlação observado na Figura 3, apresentou valor 1, indicando uma melhor linearização.
Para se realizar o cálculo da constante de velocidade de uma reação utilizou-se o valor do coeficiente angular, ou inclinação da reta, representado por k = 1 s-1 mol-1 L.
REFERÊNCIAS
1. ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Traduzido porRicardo Bicca de Alencastro. 5ª edição. Porto Alegre, p. 561-569, 2012.
2. OLIVEIRA, A.P., FARIA, R.B. Ordens não inteiras em cinética química. Química Nova. v.33, n.6, p.1412-1415, 2010.
3. LEAL, R.C., MONTEIRO, E.A.S., NASCIMENTO, T.L.A.B., NETO, J.M.M. Explorando a cinética química através da queima de uma vela. Educação química. v.25, n.2, p.93-96, 2014.