UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ

INSTITUTO DE TECNOLOGIA

FACULDADE DE ENGENHARIA QUÍMICA

Disciplina: Cinética Química Experimental

Profª: Ana Paula Carriço

RELATÓRIO REFERENTE À AULA 3: DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE UMA REAÇÃO QUÍMICA PELO

MÉTODO DAS CONCENTRAÇÕES EM EXCESSO.

Belém, 12 de Novembro de 2010

Daniel Nascimento dos Santos

Gilmar Nascimento Neves

Henrique Fernandes Figueira Brasil

Meyre Lane Pereira da Silva

Raimunda Nonata Consolação e Branco

1. INTRODUÇÃO

A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou

rapidez com que os produtos são formados. Ela pode ser definida como sendo a variação da

concentração de um dos componentes que toma parte na reação em função do tempo. Assim,

para uma reação do tipo:

aA + bB + ... mM + nN + ...

a velocidade da reação é dada por:

v=−d [Y ]dt

=k . [ A ]α . [B ]β . .. .

onde Y é A, ou B, e k é a constante de velocidade da reação. O sinal negativo indica que a

concentração do reagente diminui em função do tempo.

Outra determinação importante no estudo da cinética de uma reação química é a da

ordem da reação. Logo convém recordar, nos casos mais simples, o que se entende por ordem

da reação. O termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado na classificação das equações

diferenciais. As leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética química, tais equações

são classificadas de acordo com a ordem da reação. A ordem de uma reação é definida como

sendo a soma das potências dos termos de concentração que aparecem na equação de

velocidade da reação química. É normalmente, um número inteiro pequeno, podendo em casos

especiais, ser zero ou fracionário. É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma

grandeza que normalmente é obtida a partir de dados experimentais, em grande parte das

vezes sem o conhecimento real do mecanismo da reação.

Assim, de acordo com a equação acima, os expoentes , , ... não podem ser preditos

teoricamente e são estabelecidos pela observação da dependência da velocidade em relação à

concentração. A ordem em relação a A é , com relação a B é , etc. Quando a soma dos

expoentes é 1, a reação é denominada de primeira ordem; quando é 2, de segunda ordem, etc.

Existem vários métodos para determinar a ordem de uma reação química. Sendo assim,

na Universidade Federal do Pará, sob supervisão da professora Ana Paula Carriço Lima, foram

realizados experimentos para se determinar a ordem de uma reação química utilizando o

método das concentrações em excesso. Esse método consiste em utilizar em excesso todos os

reagentes, exceto um. Deste modo, as concentrações dos reagentes em excesso podem ser

consideradas constantes. Por exemplo, a equação cinética de Maucourt-Fissen,

H2O2 + 2I- + 2H+ 2H2O + I2

é dada por:

−d [H 2O2 ]dt

=k .[H 2O2 ]α

Utiliza-se esta equação quando a reação é realizada em meio ácido com a concentração

de iodeto muito superior à concentração de peróxido de hidrogênio.

Desse modo se a reação for de ordem zero em relação ao H2O2, existirá uma relação

linear entre [H2O2]0 - [H2O2] e o tempo, se for de primeira ordem existirá uma relação linear

entre ln [H2O2]/ [H2O2]0 e o tempo e, se for de segunda ordem, o tempo será proporcional a

1/[H2O2] - 1/[H2O2]0.

A velocidade desta reação é mensurável à temperatura ambiente e pode ser seguida

pela adição de pequenas quantidades de íons tiossulfato de concentração conhecida. O iodo (I2)

produzido pela reação é rapidamente reduzido de volta para iodeto (I - ) pelos íons tiossulfato

(S2O3-2 ).

2S2O3-2 + I2 2I- + S4O6

-2

Isto continua até que todo o tiossulfato tenha sido convertido em tetrationato (S4O6-2 ),

depois do que o iodo livre formado fica em solução. A cor do iodo é aumentada pela adição de

solução de amido. Sendo assim, o intervalo de tempo entre o início da reação e a mudança de

cor da solução é uma medida da velocidade da reação.

2. MATERIAL E MÉTODOS

2.1. MATERIAL UTILIZADO

1 Bureta (250 mL)

3 Beckers (250 mL)

Suporte Universal

2 Pipetas (20 mL ; 50 mL)

1 Proveta (100 mL)

Cronômetro

Termômetro (0 a 100oC)

2.2. REAGENTES UTILIZADOS

Solução de tiossulfato de Sódio (Na2S2O3); 0,1 M

Solução de Peróxido de Hidrogênio (H2O2); 3%

Solução de Amido; 0,5 M

Água destilada (H2O)

Ácido Sulfúrico (H2SO4); 3,0 M

Iodeto de Potássio (KI); 1,0 M

2.3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Primeiramente, ambientou-se a bureta (250ml) a fim de retirar qualquer impureza para

receber a solução de Na2S2O3 (0,1M). Em seguida, juntou-se em um becker: 150 mL de

H2Odestilada, 20 mL de KI (1,0M), 10 mL de H2SO4 (3,0M), 2 mL de Na2S2O3 (0,1M) e por último 5 mL

da solução de amido. Agitou-se lentamente e, em seguida mediu-se a temperatura.

Em uma proveta, colocou-se 20 mL de solução H2O2 (3% m/v), que será acrescentada à

solução contida no 1º becker. No instante em que foi colocada, acionou-se o cronômetro

(agitando levemente) e esperou o tempo necessário para que a solução atingisse uma

coloração marrom, nesse exato momento, anotou-se o valor do tempo na tabela.

Enquanto isso, em outros dois beckers foi colocado o Na2S2O3 (2 mL em cada). No

instante em que ocorre a mudança de cor da solução contida no 1º becker, é imediatamente

adicionado o conteúdo do becker (com a solução de Na2S2O3) agitando levemente para que

pare a decomposição do peróxido (1) e retornando (2). Repetiu-se este procedimento por 10

vezes, anotando os valores do tempo durante cada mudança de cor.

(1)H2O2 + 2I- + 2H+ 2H2O + I2

(2)

3. RESULTADOS E DISCUSSÃO

A reação do peróxido de hidrogênio e iodeto de potássio em meio ácido acontece segundo a

reação abaixo:

H 2O2+2 I−¿+2H +¿↔2H 2O+ I 2¿ ¿

Para determinação da ordem desta reação, utiliza-se a concentração de todos os reagentes em

excesso, exceto a de peróxido. Portanto, a equação cinética para esta reação dependerá somente da

concentração do mesmo.

−d [H 2O2 ]dt

=k [H 2O2 ]a

A ordem de reação é determinada quando uma reação linear com o tempo for encontrada.

Assim, pode ser encontrada uma relação linear do tempo com [H2O2] (ordem 0) ou com ln[H2O2] (1ª

ordem) ou com 1/[H2O2] (2ª ordem).

Para encontrarmos a estequiometria da reação, precisamos entender como ela ocorre:

Meio Reacional

20 mL de H2O2 30 mL 3% --> 500 mL20 mL de KI 1M10 mL de H2SO4 3M2 mL de Na2S2O3 0,1 M5 mL de amido150 mL de H2O

Total 0,207 mL

Concentração Inicial de Peróxido de Hidrogênio

Concentração = 3 g

100mL=30gL

Mas, M = C/MOL’ = 30/34 = 0,8824.

Fazendo-se a diluição para 500 mL temos:

0,8824 . 30 = 500 . M

[H 2O2]0=0,0529M

Número de mols de H2O2 0,0529M presentes em 20 mL

n = mol.V

n = 1,0588x10-3 mols de H2O2

Número de mols de Na2S2O3 0,1 M em 2 mL

n = mol.V

n = 2,00x10-4 mols de Na2S2O3

Observemos agora as seguintes reações:

H 2O2+2 I−¿+2H +¿↔2H 2O+ I 2¿ ¿

2S2O32−¿+I 2↔2 I−¿+S4 O6

2−¿¿ ¿¿

Número de mols de I2 formado com adição de 2 mL de Na2S2O3 0,1M

n(I ¿¿2)=n(Na2S2O3)

2=2 x10−4

2=10−4mols¿

Quantidade de H2O2 consumida com adição de 2 mL de Na2S2O3

n (H 2O2 )=n (I ¿¿2)=n(Na2S2O3)

2=2 x10−4

2=10−4mols¿

Os dados coletados no experimento são apresentados na tabela abaixo. É importante observar

que o volume do meio reacional aumenta e que o número de mols de peróxido diminui.

Tempo (s) V(Na2S2O3) N(H2O2) Vtotal [H2O2] ln[H2O2] 1/[ H2O2]0 0 1,0588E-03 0,207 5,1151E-03 -5,2756E+00 1,9550E+02

21,37 2 9,5882E-04 0,209 4,5877E-03 -5,3844E+00 2,1798E+0229,00 8 6,5882E-04 0,215 3,0643E-03 -5,7879E+00 3,2634E+0234,00 10 5,5882E-04 0,217 2,5752E-03 -5,9618E+00 3,8832E+0239,27 12 4,5882E-04 0,219 2,0951E-03 -6,1682E+00 4,7731E+0262,94 14 3,5882E-04 0,221 1,6236E-03 -6,4231E+00 6,1590E+0279,36 16 2,5882E-04 0,223 1,1606E-03 -6,7588E+00 8,6159E+02

145,09 18 1,5882E-04 0,225 7,0588E-04 -7,2561E+00 1,4167E+03570,25 20 5,8824E-05 0,227 2,5913E-04 -8,2582E+00 3,8590E+03

Traçando o gráfico para ordem zero ([H2O2] x t):

0 100 200 300 400 500 6000.00E+00

1.00E-03

2.00E-03

3.00E-03

4.00E-03

5.00E-03

6.00E-03

Teste de ordem zero

Traçando o gráfico para 1ª ordem (ln[H2O2] x t):

0 100 200 300 400 500 600

-8.50

-8.00

-7.50

-7.00

-6.50

-6.00

-5.50

-5.00

Teste de 1a ordem

Traçando o gráfico para 2ª ordem (1/[H2O2] x t):

0 100 200 300 400 500 6000.00

500.00

1,000.00

1,500.00

2,000.00

2,500.00

3,000.00

3,500.00

4,000.00

Teste de 2a ordem

Neste momento, pode-se descartar a hipótese que a reação é de ordem zero. No entanto é

difícil visualizar qual dos gráficos restantes possui maior linearização. Recorreu-se então aos métodos

dos mínimos quadrados para análise do coeficiente de correlação.

Deste método sabe-se:

A=∑ x2−¿¿

a= BA;b= y−ax ; R=( B2

AC )12 ; ds=√C−(B

2

A )n−2

Aplicando o método para a 1ª ordem:

Nº X Y X2 X.Y Y2

1 0,00 -5,28E+00 0,00E+00 0,00E+00 2,78E+01

2 21,37 -5,38E+00 4,57E+02 -1,15E+02 2,90E+01

3 29,00 -5,79E+00 8,41E+02 -1,68E+02 3,35E+01

4 34,00 -5,96E+00 1,16E+03 -2,03E+02 3,55E+01

5 39,27 -6,17E+00 1,54E+03 -2,42E+02 3,80E+01

6 62,94 -6,42E+00 3,96E+03 -4,04E+02 4,13E+01

7 79,36 -6,76E+00 6,30E+03 -5,36E+02 4,57E+01

8 145,09 -7,26E+00 2,11E+04 -1,05E+03 5,27E+01

9 570,25 -8,26E+00 3,25E+05 -4,71E+03 6,82E+01

TOTAL 9,81E+02 -5,73E+01 3,60E+05 -7,43E+03 3,72E+02

MÉDIA 1,09E+02 -6,36E+00

a=−0,0047 ;b=−5,8537 ; R2=0,7684 ;ds=0,9144

0 100 200 300 400 500 600

-8.50

-8.00

-7.50

-7.00

-6.50

-6.00

-5.50

-5.00

f(x) = − 0.00467785523627999 x − 5.85374089980021R² = 0.768387682141494

Teste de 1a ordemLinear (Teste de 1a ordem)

Aplicando o método para a 2ª ordem:

Nº X Y X2 X.Y Y2

1 0,00 1,96E+02 0,00E+00 0,00E+00 3,82E+042 21,37 2,18E+02 4,57E+02 4,66E+03 4,75E+043 29,00 3,26E+02 8,41E+02 9,46E+03 1,06E+054 34,00 3,88E+02 1,16E+03 1,32E+04 1,51E+055 39,27 4,77E+02 1,54E+03 1,87E+04 2,28E+056 62,94 6,16E+02 3,96E+03 3,88E+04 3,79E+057 79,36 8,62E+02 6,30E+03 6,84E+04 7,42E+058 145,09 1,42E+03 2,11E+04 2,06E+05 2,01E+069 570,25 3,86E+03 3,25E+05 2,20E+06 1,49E+07

TOTAL 9,81E+02 8,36E+03 3,60E+05 2,56E+06 1,86E+07MÉDIA 1,09E+02 9,29E+02

0 100 200 300 400 500 6000.00

500.00

1,000.00

1,500.00

2,000.00

2,500.00

3,000.00

3,500.00

4,000.00f(x) = 6.50095477542291 x + 219.926726743691R² = 0.989393120039488

Teste de 2a ordemLinear (Teste de 2a ordem)

Por apresentar um melhor coeficiente de correlação para a tendência linear dos pontos, conclui-

se que a reação estudada é de 2ª ordem com k=6 ,501 s−1mol−1 L.

4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

P. W. Atkins e J. de Paula, Atkins, Físico-Química, 8a ed., trad. E. C. da Silva, M. J. E. de

M. Cardoso, M. A. F. Faria e O. E. Barcia, LTC, Rio de Janeiro, 2008, vol. 2.

CASTELLAN, G.W., Fundamentos de Físico-Química, Livros Técnicos e Científicos Editora,

1986.

http://dicasdequimica.vilabol.uol.com.br/cinetica.html, acessado em 11 de novembro de

2010.

http://www.colegioweb.com.br/quimica/determinacao-experimental-da-equacao-da-

velocidade-da-reacao.html, acessado em 11 de novembro de 2010.

http://www.ebah.com.br/pratica-de-cinetica-quimica-doc-a72428.html, acessado em 11

de novembro de 2010.