Apostila Química Geral e Inorgânica-2011

Apostila Química Geral e Inorgânica-2011

(Parte 7 de 11)

Faça as duas outras titulações, anote os volumes e calcule a concentração exata da solução de iodo (pelo valor médio das titulações).

Determinação de Vitamina C em comprimidos, frutas cítricas ou refrescos sintéticos.

Pipete 25 mL de uma solução, por exemplo, de suco de laranja (se utilizar comprimidos, pese 100 mg), adicione 10 mL de água, 2 gotas da solução de HCl e 5 gotas de solução de amido. Titule com a solução de iodo padronizada. Anote os volumes gastos da solução de iodo e faça os cálculos do teor de vitamina C por 1 litro. Nesta parte, podem se utilizadas outras espécies de laranja, uva, limão, abacaxi, morango, etc.

Não devem ser utilizadas frutas ou verduras ricas em carotenos (corantes naturais), pois o iodo reage com as ligações duplas destes, mascarando o resultado.

Padronização da solução de iodo (ATENÇÃO: FAÇA EM DUPLICATA) beta caroteno Carotenóides

1) Por que o procedimento adequado para preparar solução de HCl por diluição do ácido concentrado envolve a adição lenta do ácido na água? Explique porque isso deve ser feito na capela e usando luvas.

2) Para medir as massas de ácido ascórbico que são usadas na padronização da solução de iodo, que tipo de balança deve ser usada? Explique porque essas massas devem ser conhecidas com muita precisão.

Recomendações para o relatório:

Apresente exemplos de produtos comerciais que contenham vitamina C e discuta as informações da embalagem.

Calcule a concentração média da solução de iodo, indicando o resultado como: (valor médio desvio da média) mol/L.

1. Deavor, J.; Asleson, G.; Barton, J.; King, J.; Metz, C.; J. Chem. Educ. 71 (1994) 113.

6. Silva, C.R.; Simoni, J.A ; Collins, C.H.; Volpe, P.L.O., J. Chem. Educ. 76 (1999) 1421.

7. Carl H. Snyder” The Extraordinary Chemistry of Ordinary Things”, John Wiley and Sons, Inc. 2nd ed.; New York, 1995.

EXPERIMENTO 6 ESTUDO CINÉTICO DA REAÇÃO DA ACETONA COM IODO

6.1 - INTRODUÇÃO

Todas as reações químicas ocorrem a velocidades que dependem principalmente da natureza dos reagentes, de sua concentração, temperatura, e da presença ou não de catalisadores. Muitas reações, tais como, explosões de misturas de hidrogênio e oxigênio ocorrem tão rapidamente que a determinação acurada de suas velocidades se torna difícil. Já outras reações, tal como o enferrujamento de algumas ligas, ocorre tão lentamente que, novamente, é muito difícil de se medir a velocidade de reação. Por outro lado, existem muitas reações que ocorrem a velocidades intermediárias, fáceis de se medir. Um desses casos será investigado nessa prática.

Levando em consideração a estrutura submicroscópica da matéria, uma reação química pode ocorrer somente quando os átomos, íons, ou moléculas dos reagentes estão em contato. Assim, a velocidade de uma dada reação depende da freqüência com que as partículas reagentes colidem. Nem todas as colisões levam a uma reação química, pois muitas vezes elas não satisfazem os requisitos energéticos para que a reação ocorra. Em alguns casos, as moléculas colidem com energia suficiente, mas em orientações inapropriadas para que a reação se complete. Os principais fatores que afetam a velocidade de uma reação são aqueles que afetam as colisões entre as partículas. Assim, um aumento na concentração de reagentes, aumenta a velocidade da reação porque as colisões se tornam mais freqüentes. Um aumento de temperatura aumenta a energia cinética das partículas e conseqüentemente a energia das colisões também será maior. O aumento da superfície exposta também aumenta a velocidade da reação, pois um maior número de partículas poderá sofrer colisões. Nesta prática estudaremos a reação 1 da acetona com iodo a fim de determinar seus parâmetros cinéticos.

(aq)(1)
(acetona)(iodo) (iodoacetona)

H3CCOCH3(aq) + I2(aq) H3CCOCH2I(aq) + H+ (aq) + IA expressão da velocidade de reação para esta reação é descrita pela equação 1.

V= k[acetona]a[H+]b[I2]c( equação 1)

onde k é a constante de velocidade (depende da temperatura) e [acetona], [H+] e [iodo] são as concentrações molares da acetona, do íon hidrogênio e do iodo, respectivamente. Os expoentes a, b e c são as ordens da reação com relação à acetona, ao íon hidrogênio e ao iodo, respectivamente. O mecanismo desta reação envolve três etapas:

A equação 1 é complexa e apresenta sete incógnitas. Entretanto, sabendo-se que a etapa lenta da reação não depende de [I2] (ou seja, c= 0) a equação 1 torna-se bem mais simples. Assim podemos usar I2 como reagente limitante e medir o tempo necessário para o desaparecimento de sua cor amarela. Como a concentração de I2 é pequena e a acetona e o íon hidrogênio estão em excesso, a mudança da concentração de acetona e do íon hidrogênio podem ser negligenciadas. Isto nos permite reescrever a equação1 pela equação 2.

onde [I2]o é a concentração inicial do I2 e t o tempo necessário para o desaparecimento da cor amarela.

Os parâmetros cinéticos podem ser determinados fazendo-se vários ensaios, à mesma temperatura, variando-se apenas a concentração de um dos reagentes. Por exemplo, para determinar a ordem de reação com relação à acetona, a, é só fazer a reação para duas concentrações diferentes de acetona, permanecendo as demais concentrações constantes. Assim, se no segundo ensaio a concentração de acetona for o dobro da concentração usada no primeiro ensaio, teremos:

dividindo estas duas equações e tirando o ln dos dois lados da equação, temos:

ln(V2/V1)= a.ln2logo,
a= ln(V2/V1)/ln2(equação 3)

Pelo mesmo procedimento pode-se determinar b (a ordem da reação com relação a H+), fazendo-se variar a concentração do íon hidrogênio, enquanto as demais concentrações permanecem constantes. E, lembrando que c=0, pode-se, portanto, determinar o valor de k à temperatura ambiente.

A dependência da constante de velocidade com a temperatura pode ser investigada realizando-se vários ensaios nas mesmas condições de concentração, variando-se apenas a temperatura. A expressão matemática que relaciona a constante de velocidade com a temperatura é chamada equação de Arrhenius, descrita pela equação 4.

k= Ae-Ea/RT(equação 4)

sendo A é o coeficiente de proporcionalidade, T a temperatura em Kelvin, R a constante universal dos gases (8.314 J K-1 mol-1) e Ea a energia de ativação. Esta equação pode ser reescrita da seguinte forma:

lnk= - Ea/R(1/T) + lnA (equação 5)

Portanto, traçando-se um gráfico ln k x 1/T(em Kelvin) determina-se a energia de ativação.

6.2 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Nesta prática serão feitos vários ensaios, a diferentes concentrações de acetona, íons hidrogênio e iodo, como também variaremos a temperatura, seguindo a instrução descrita na tabela abaixo. As soluções aquosas de acetona 4 mol L-1, ácido clorídrico 1 mol L-1 e iodo 0,005 mol L-1 serão fornecidas pelo instrutor.

Separe dois tubos de ensaios e marque-os com as letras A e B. Seguindo os volumes para cada ensaio especificados na tabela, adicione ao tubo A, as soluções aquosas de acetona 4,0 mol L-1, ácido clorídrico 1,0 mol L-1 e, se for o caso, água destilada. Ao tubo B, adicione a solução aquosa de iodo 0,005 mol L-1. Deixe os tubos de ensaio imersos em um béquer com água à temperatura ambiente a fim de evitar variação na temperatura. Pegue um terceiro tubo, encha-o com água destilada e use-o como referência para detectar o momento que a cor amarela do iodo desaparece. Adicione o conteúdo de um dos tubos no outro acionando simultaneamente o cronômetro. Homogeneíze a solução usando um bastão de vidro. Observe o tubo por cima e meça o tempo necessário para que desapareça a cor amarela do iodo. Repita este mesmo procedimento para os dez ensaios indicados na tabela.

Anote a temperatura em que os ensaios foram realizados. Para o ensaio a ser feito com temperatura abaixo da ambiente deve ser usado um banho de gelo e o conteúdo dos tubos A e B só devem ser misturados quando o equilíbrio térmico estiver estabelecido. Os ensaios com temperatura maior que a ambiente deverão ser realizados em banho-maria, sendo fundamental também o estabelecimento do equilíbrio térmico.

Tabela 01: Dados para realização dos ensaios do estudo cinético da reação da acetona com iodo.

Ensaio Sol. Acetona (mL)

Sol. HCl (mL)

Água dest. (mL)

Sol. de Iodo (mL) Temperatura Tempo

8 2,0 2,0 4,0 2,0 10oC abaixo da ambiente

9 2,0 2,0 4,0 2,0 10oC acima da ambiente

10 2.0 2,0 4,0 2,0 20oC acima da ambiente

6.3 - TRATAMENTO DE DADOS

Inicialmente calcule a concentração de acetona, ácido clorídrico e iodo presentes nos diversos ensaios no momento em que as soluções dos tubos A e B são misturadas (note que neste momento ocorre uma diluição em que o volume final em todos ensaios é 10 mL). Usando a eq. 2 determine as velocidades de reação nos diversos ensaios. Empregando a eq. 3 calcule as ordens de reação a (a partir dos ensaios 1,2,3), b (a partir dos ensaios 1,4,5) e c (a partir dos ensaios 1,6,7). Observe que quando a concentração de um componente em um dos ensaios é três vezes a do outro o denominador da eq. 4 passa a ser ln3.

Uma vez que se conhece [acetona], [H+], [iodo], a, b, c, e as velocidades de cada ensaio, podemos, a partir da eq.1, determinar o valor da constante k à temperatura ambiente. Faça este cálculo escolhendo arbitrariamente três dos sete ensaios feitos à temperatura ambiente e assuma a média como o valor mais provável para a constante k.

Calcule o valor de k nas outras temperaturas, trace um gráfico lnk x 1/T(Kelvin) e determine (veja eq. 5) a energia de ativação para esta reação.

6.4 - QUESTÕES 1) O que é velocidade de reação? 2) O que é ordem de uma reação? 3) O que é constante de reação?

4) Considere a seguinte reação: 2A + B 2C Sabe-se que quando se dobra a concentração dos reagentes a velocidade aumenta oito vezes e quando se dobra a concentração apenas de B a velocidade duplica. Qual é a ordem com relação a cada reagente e total?

1- B. M. Mahan e R. J. Myers - Química - Um Curso Universitário 2- J. B. Russel - Química Geral

EXPERIMENTO 7 REATIVIDADE DE ELEMENTOS

A.7. METAlS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS

A.7.1. OBJETIVOS 1.1. Observar a reatividade do sódio e magnésio 1.2. Preparar compostos de metais alcalinos e de metais alcalinos terrosos e estudar sua reatividade

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