Relatório de Determinação da Ordem da Reação

Relatório de Determinação da Ordem da Reação

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1 – Identificação

1.1 – Experiência: Determinação da Ordem de Reação entre Íons Tiossulfato e Íons Hidrogênio.

1.2 – Data: 15 de Dezembro de 2012.

1.3 – Acadêmicos(as)/Nº da matrícula / Grupo:

Fernanda Kronhardt – 20111A1000193;

Thamires Soares de Paiva – 20111A1000320;

Marília Mesquita Correia de Queiroz –20102A0570038;

Jéssica Barbosa dos Santos Repezza – 20102A1000367.

1.4 – Orientador: Marcos dos Reis Vargas.

1.5 – Local de Execução: Laboratório de Química – IFG.

1.6 – Curso/Instituição: Curso Superior de Tecnologia em Processos Químicos / Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Goiás.

2 – Introdução

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 év = k[X][Y]2 é dita de primeira ordem em relação a X, de segunda ordem quanto a Y e, portanto, de terceira ordem global.

Se a velocidade de reação macroscópica (observada, empírica ou fenomenológica) para qualquer reação pode ser expressa por uma equação de velocidade diferencial empírica (ou lei de velocidade) que contenha um fator expressando completamente a dependência da velocidade de reação das concentrações [A]x, [B]y, onde x e y são expoentes constantes (independentes da concentração e do tempo) e k é independente de [A] e [B], então diz que a reação é de ordem x com relação a A; de ordem y, com relação a B; e de ordem total n = x + y. Os expoentes x e y podem ser positivos ou negativos; números inteiros ou racionais.

O conceito de ordem de reação também é aplicável a processos químicos ocorrentes em sistemas nos quais acontecem mudanças de concentração (e, portanto, de velocidade de reação) e não são mensuráveis por si só.

Os valores dos expoentes só podem ser determinados por experimentos, e podem ou não ser os valores dos coeficientes na equação química balanceada. Os valores dos expoentes geralmente são 0, 1, 2 ou 3, e até frações. Quando uma reação apresenta ordens parciais que não são números inteiros, pode-se determinar as velocidades iniciais de reação para diversas concentrações de qualquer componente, mantendo outras concentrações constantes.

As ordens parciais de uma reação são parâmetros determinados experimentalmente, e como tal, podem ter qualquer valor, não necessariamente inteiro e positivo. Quando as ordens parciais não são números inteiros, não é possível obter as ordens de reação através de um raciocínio tão simples.

Para uma lei cinética genérica, pode-se determinar as velocidades iniciais de reação para diversas concentrações de qualquer componente aplicando-se logaritmo a equação. De igual modo, se procederia em relação aos outros componentes para determinar as ordens parciais.

O experimento a ser realizado determinará a ordem dos íons tiossulfato e dos íons hidrogênio para a reação abaixo:

S2O32-+ 2H+ S(s) + SO2 + H2O

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. Equações necessárias para a determinação:

V0 = k[A0]a

Log V0 = log k + a log[A]0

Sendo:

a = ordem em relação a espécie química A;

k = constante de velocidade x concentração das outras espécies químicas;

V0 = velocidade inicial;

[A]0 = concentração inicial da espécie química A

Vm ∞ 1/Δt

sendo:

Vm = velocidade média quando produto=constante.

2.1 – Lei da velocidade de Ordem Zero:

A reação é de ordem zero quando a velocidade da reação química é independente da concentração do reagente. Reações de ordem zero não são muito comuns. A maioria das reações químicas segue leis de velocidades de primeira e segunda ordem.

Em uma reação de ordem zero a equação seria de uma reta decrescente da concentração em função do tempo (HOUSE, 2007).

2.2 – Lei da velocidade de Primeira Ordem:

Reações de primeira ordem são aquelas nas quais a velocidade da reação química é proporcional à concentração de um reagente. A lei da velocidade de primeira ordem é uma das formas mais comuns da lei da velocidade.

De uma forma geral: A → B, resultando em um gráfico de ln[A] versus tempo linear com uma inclinação de -k. Para testar esta lei, é necessário dispor de dados para a reação que consiste na concentração de A como uma função do tempo. Isto sugere que, para determinar a concentração de algumas espécies, neste caso A, um simples, confiável, rápido procedimento e métodos analíticos são geralmente usados com eficácia. Além disso, deve-se medir o tempo, o que não é um problema a menos que a reação seja muito rápida.

2.3 – Lei da velocidade de Segunda Ordem:

Reações de segunda ordem são aquelas nas quais a velocidade da reação química é proporcional ao produto das concentrações de dois reagentes. Leis da velocidade de segunda ordem envolvem dois reagentes e, para ambos, a concentração depende do tempo. A forma mais simples de uma reação de segunda ordem é obtida quando as duas moléculas de reagentes são idênticas.

Uma lei da velocidade de segunda ordem deve envolver dois reagentes uma vez que duas concentrações estão envolvidas, mas os dois reagentes não necessitam que sejam diferentes.

Esquematicamente, seria o a seguinte reação: 2A → Produtos.

O que representaria uma reta crescente. O gráfico de 1/[A] versustempo deve ser uma linha reta com uma inclinação de k e um intercepto de 1/[A]0 se a reação for de segunda ordem.

2.4 – O Método das Concentrações em Excesso:

Para se determinar a ordem da reação por esse método, utilizam-se em excesso todos os reagentes, exceto um. Assim, as concentrações dos reagentes em excesso não sofrem variações muito grandes se comparado ao reagente que não esta em excesso.

Como um exemplo, consideremos a seguinte reação aA +bB → Produtos.A equação da velocidade seria desenvolvida sobre a seguinte analogia: se a concentração de B está em excesso em relação a A, esta não irá variar significativamente enquanto que a concentração de A muda em uma quantidade que pode ser representada.

Segundo House (2007) o procedimento pode ser repetido com A em excesso em relação a B. O método das concentrações em excesso proporciona uma condição de pseudo-reação de ordem n devido ao excesso dos outros reagentes.

3 – Objetivo

Este experimento tem por objetivo determinar a ordem dos íons tiossulfato e dos íons hidrogênio para a reação abaixo:

S2O32-+ 2H+ S(s) + SO2 + H2O.

4 – Materiais e Métodos

4.1 – Materiais:

  • Béqueres;

  • Cronômetro;

  • Buretas;

  • Suporte universal;

  • Pipetas;

  • Pipetador;

  • Bastão de vidro.

    1. Reagentes:

  • Solução aquosa de tiossulfato de sódio 0,15 mol L-1;

  • Solução de ácido clorídrico 3,0 mol L-1;

  • Solução de ácido clorídrico 1,8 mol L-1;

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

4.3 – Métodos:

Foi respectivamente realizado, dois experimentos: um com a concentração de HCl (ácido clorídrico) constante variando a concentração de tiossulfato e outro, sendo este o inverso, mantendo constante a concentração do tiossulfato e variando a concentração do HCl.

No primeiro experimento, no qual a concentração dos íons H+ foi mantida constante:

  1. Foi separado e devidamente identificado 5 béqueres: A, B, C, D e E. Dentro de cada um foi adicionado 5 mL de ácido clorídrico cuja concentração era de 1,8 mol L-1.

  2. Outros 5 béqueres também foram separados e nomeados: A1, A2, A3, A4, A5.Em cada um destes foi colocado uma amostra de tiossulfato de concentração 0,15 mol L-1; logo após, foi efetuada a diluição do tiossulfato presente nos béqueres A2, A3, A4 e A5, de modo que fosse possível analisar a influência da concentração deste reagente no experimento. No béquer A1foi adicionado 25 mL de tiossulfato, somente. No béquer A2, foi colocado 20 mL de tiossulfato mais 5mL de água destilada para que a diluição acontecesse e, consequentemente, houvesse uma alteração na concentração de tiossulfato. O mesmo procedimento foi feito nos demais béqueres: no A3foi adicionado 15 mL de tiossulfato e mais 10 mL de água; no béquer A4 foram 10 mL de reagente mais 15 mL de água; e, por fim, no A5 foram adicionado 5 mL de tiossulfato mais 20 mL de água.

  3. Logo após as diluições serem realizadas, foi feita a mistura de ácido e tiossulfato, sendo que o HCl foi misturado ao tiossulfato. Respectivamente, A em A1, B em A2, C em A3, D em A4 e E em A5. Foi adotado um padrão para a determinação dos tempos de cada reação, de acordo com a turvação da mistura.

  4. Os tempos de ocorrência de cada reação foi devidamente anotado para a execução dos cálculos.

No segundo procedimento, cuja concentração de HCl variou enquanto que a de tiossulfato permaneceu constante:

  1. Para a segunda experiência foram necessário 6 béqueres. Três deles, nomeados A, B, e C, continham, respectivamente, 25 mL de Na2S2O3 de concentração 0,15 mol L-1.

  2. Os outros três béqueres, A1, A2 e A3, receberam 5mL de HCl, de concentrações 3 mol L-1, 1,8 mol L-1 e 0,6 mol L-1, respectivamente.

  3. Foi feita a mistura de reagentes, sendo que o ácido adicionado à solução de tiossulfato: A1 em A, A2 em B e A3 em C.

  4. De acordo com o padrão adotado anteriormente, foi anotado o tempo de processamento de cada reação e feito os cálculos para a determinação da pseudo-ordem da reação.

5– Resultados e Discussões

5.1– Primeiro procedimento:

Para o valor das concentrações após as diluições de tiossulfato, foi feito um cálculo simples utilizando a seguinte equação:

C1V1=C2V2.

Essa equação é a equação de diluição, que nos dá exatamente a concentração de tiossulfato após a adição de solvente, no caso, a água destilada. Segue os cálculos:

0,15 x 20 = C2 x 25 0,15 x 15 = C2 x 25 0,15 x 10 = C2 x 25 0,15 x 5 = C2 x 25

C2a = 0,12 mol L-1 C2b = 0,09 mol L-1 C2c = 0,06 mol L-1 C2d = 0,03 mol L-1.

Após os cálculos, os béqueres ficaram com as seguintes concentrações:

A1 25 mL de tiossulfato 0,15 mol L-1;

A2 25 mL de tiossulfato 0,12 mol L-1;

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