Apostila de Físico-Química Expeimental II - aula 02

Apostila de Físico-Química Expeimental II - aula 02

AULA NO 02: DETERMINAÇÃO DA ORDEM DA REAÇÃO ENTRE OS

Determinar a ordem da reação entre os íons tiossulfato e os íons hidrogênio.

Equipamentos: Béquer de 50,0 mL; Provetas de 10,0 e 50,0 mL; Cronômetros.

Reagentes: Solução aquosa de tiossulfato de sódio 0,15 mol.L -1 , Solução aquosa de ácido clorídrico 3,0 mol.L -1 , Solução aquosa de ácido clorídrico

, Solução aquosa de ácido clorídrico 0,6 mol.L -1 .

A ordem de uma reação é a soma dos expoentes aos quais estão elevadas as concentrações, na equação de velocidade. A ordem em relação a uma espécie é o expoente da concentração dessa espécie na equação e, é chamada de ordem parcial. Assim, por exemplo, a reação cuja lei de velocidade é:

Essa equação é dita de primeira ordem em relação a X, de segunda ordem quanto a Y e, portanto, de terceira ordem global.

As ordens parciais de uma reação são parâmetros determinados experimentalmente e como tal, podem ter qualquer valor, não necessariamente inteiro e positivo. Exemplifiquemos esta asserção com algumas leis cinéticas que os químicos obtiveram por estudos experimentais. Para a reação que ocorre entre os íons iodato e o iodo molecular, que foi investigada com isótopos radioativos (marcado com *), teremos:

Para essa reação, a lei de velocidade é:

onde as ordens parciais são todas fracionárias. A reação em solução aquosa:

tem uma lei cinética com uma ordem parcial negativa (−1) para o OH −

Indicando que a velocidade de reação diminui com um aumento de concentração do íon OH − . Estas leis revelam ainda que a velocidade de uma reação pode depender da concentração de outras substâncias presentes em solução e que não são os reagentes.

Quando as ordens parciais não são números inteiros, não é possível obter as ordens de reação através de um raciocínio tão simples como o anteriormente apresentado para a seguinte reação:

que apresentava a seguinte lei de velocidade:

Dessa forma, quando as ordens parciais não são números inteiros, outros métodos têm de ser adotados. Para uma lei cinética genérica,

= HIOIkv

ClI kv podemos determinar as velocidades iniciais de reação para diversas concentrações de qualquer componente, por exemplo A, mantendo todas as outras concentrações constantes, assim teremos:

onde 'k é uma constante, produto da constante k e das constantes dos diferentes componentes, com exceção do componente A. Aplicando logaritmo à equação anterior teremos:

tecons[A]av tanloglog 0 += o que mostra que um gráfico do logaritmo das diferentes velocidades iniciais, em função do logaritmo das correspondentes concentrações iniciais de A, é uma reta de inclinação igual à ordem parcial da reação em relação ao composto A. De igual modo, se procederia em relação a todos os outros componentes para determinar as outras ordens parciais.

Figura 1. Variação de log log t -1

, em função de log [S2O 3

2- ], para a reação entre o Na 2 S2 O3 e HCl em solução aquosa.

Este método permite-nos determinar a ordem de parcial da reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido clorídrico. Aplicando a equação acima aos resultados da tabela I, pode estudar-se o log t -1 , que é proporcional ao log v 0 , em função de log [S2O 3

2- ]. A figura 1 mostra, dentro dos erros experimentais, a variação linear, tendo a reta uma inclinação de Para conhecermos a lei de velocidade, temos que determinar, também, a ordem parcial em relação à espécie [H + ], o que pode ser conseguido através da medida das velocidades iniciais da reação para diferentes concentrações do ácido, mantendo-se constante [S2O 3

2- ] e, estudando-se, também, o log t -1 , que é proporcional ao log v0

, em função de log [H+ ], como mostra a figura 2.

Figura 2. Variação de log t

-1 em função de log [H+

], mantendo-se constante a concentração de S 2 O3 .

Neste experimento simples, você irá determinar a ordem dos íons tiossulfato e dos íons hidrogênio para a reação abaixo:

Este método utilizado é conhecido como o do isolamento combinado com o método das velocidades iniciais. Para cada espécie química reagente determina-se a ordem através da medida da velocidade inicial da reação mantendo-se a concentração das outras espécies praticamente constante, ou seja, em grande excesso. As equações necessárias para a determinação estão representadas abaixo:

o o

Akv = o o

Alogaklogvlog += onde: a = ordem em relação a espécie química A k = constante de velocidade x concentração das outras espécies químicas o v = velocidade inicial

[ ]o A = concentração inicial da espécie química A onde:

m V = velocidade média quando ∆[produtos] = constante

Pegue 05 béqueres e os marque de A a E, adicione os volumes solução aquosa de tiossulfato de sódio e de água indicados na tabela I e agite bem as soluções com um bastão de vidro (para uma boa mistura, adicione o maior volume ao volume menor).

Em outra série de 05 béqueres, transfira 5,0 mL da solução de ácido clorídrico para cada béquer. Por baixo de cada um destes béqueres coloque um papel branco marcado a caneta ou a lápis com um X. Adicione ao primeiro béquer, com a solução de ácido, a solução do copo A e comece a contar o tempo a partir da mistura das duas soluções. Você verá aparecer uma turvação que vai progressivamente dificultando a visualização do X. Pare a contagem do tempo no instante que deixar de ver o X. Registre o tempo na tabela I. Proceda de igual modo com as soluções de B a E.

Tabela I. Reação do tiossulfato de sódio com ácido clorídrico

Béquer Volume

Solução

Volume

Volume

HCl (mL)

Proceda como na parte A, utilizando as quantidades de solução de tiossulfato e de ácido clorídrico, indicados na tabela V.

Tabela I. Reação do tiossultato de sódio com o ácido clorídrico

Béquer Volume

Solução

Volume/

Concentração

A’ 25,0 5,0/3,0
B’ 25,0 5,0/1,8
C’ 25,0 5,0/0,6

01) Complete os dados da tabela I e I; 02) Determine graficamente as ordens dos íons tiossulfato e dos íons hidrogênio; 03) Escreva a lei de velocidade para a reação; 04) Compare os coeficientes estequiométricos com as ordens de reação e discuta as semelhanças ou diferenças.

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