UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA

Centro de Ciência e Tecnologia

Licenciatura Plena em Química

Disciplina: Físico-Química Experimental

Professora Janaína Oliveira

DETERMINALÇAO DA ORDEM DE REAÇÃO ENTRE O TIOSSULFATO DE

SÓDIO E ÁCIDO CLORÍDRICO: MÉTODO DA VELOCIDADE INICIAL

Campina Grande – PB

2012

2

UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA

Centro de Ciência e Tecnologia

Licenciatura Plena em Química

Disciplina: Físico-Química Experimental

Local: Laboratório de Físico-Química Experimental

Professora: Janaína Oliveira

Alunos:

(1) Adriana Nunes dos Santos

(2) Ana Cecília Rocha

(3) Bruna Carla de Lima

(4) Leonardo Arcanjo de Andrade

Curso: Licenciatura Plena em Química

Título do Experimento: Determinação da ordem de reação entre o tiossulfato

de sódio e o ácido clorídrico – Método da velocidade inicial (reagentes em

excesso).

Data do Experimento: 14/06/2012

Avaliação do(a) Professor(a):

_______________________________________________________________

_______________________________________________________________

_______________________________________________________________

_______________________________________________________________

____________________________

Nota: ______________ (___________________)

3

SUMÁRIO

1 INTRODUÇÃO ............................................................................................................ 4

1.1 OBJETIVOS ............................................................................................................. 6

2 VELOCIDADE DE REAÇÃO.................................................................................... 6

2.1 EQUACIONANDO A VELOCIDADE MÉDIA ..................................................... 6

2.1.1 Para uma reação elementar........................................................................ 6

2.1.2 Para reações instantâneas.......................................................................... 7

2.2 ORDEM DE REAÇÃO E MEIA VIDA ...................................................................8

2.2.1 Ordem zero .................................................................................................... 9

2.2.2 Primeira ordem ............................................................................................ 10

2.2.3 Segunda ordem........................................................................................... 10

2.3 INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE ................................14

2.3.1 ENERGIA DE ATIVAÇÃO ........................................................................ 14

3 MATERIAL E MÉTODO .......................................................................................... 15

3.1 REAGENTES ..........................................................................................................15

3.2 MATERIAIS .............................................................................................................16

3.3 PROCEDIMENTO METODOLÓGICO................................................................16

3.3.1 Procedimento 1 – Determinação da ordem de reação em relação ao

tiossulfato ............................................................................................................... 16

3.3.2 Procedimento 2 – Determinação da ordem da reação em relação ao

ácido........................................................................................................................ 17

3.3.3 Procedimento 3 – Determinação da ordem da reação em relação ao

tiossulfato a uma temperatura de 283,15 k (t = 10°C) .................................... 17

3.4 DADOS EXPERIMENTAIS ..................................................................................18

4 APLICAÇÃO DOS DADOS EXPERIMENTAIS E DISCUSSÕES ................... 20

5 ALGUMAS CONSIDERAÇÕES ............................................................................ 26

6 ALGUMAS SUGESTÕES ....................................................................................... 27

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ........................................................................ 28

4

1 INTRODUÇÃO

A termodinâmica procura, através do levantamento de dados

relacionados às condições nas quais um sistema se encontra (pressão,

temperatura, etc.), dizer se um determinado fenômeno poderá ocorrer, ou não.

Entretanto, não é função desse ramo das ciências afirmarem se o fenômeno

analisado ocorrerá em mais ou menos tempo.

Nas reações químicas, a resposta relacionada com a velocidade com

que certo fenômeno ocorre se deve à cinética química que, medindo-se o

consumo dos reagentes ou a formação dos produtos no decorrer do tempo é

capaz de informar se o fenômeno termodinamicamente possível levará mais ou

menos tempo para se processar.

No estudo da Química, temos um ramo que se dedica ao estudo de

todas as particularidades das reações químicas em termos de sua velocidade.

A esse ramo damos o nome de Cinética Química.

O termo cinética foi originalmente usado em relação a movimento.

Assim, a teoria cinética dos gases trata de suas propriedades que dependem

do movimento das partículas. A Cinética Química estuda as velocidades das

reações químicas e todos os fatores que a influenciam, tentando explicar o

comportamento macroscópico dos sistemas em termos de modelos

microscópicos. O estudo das velocidades de reação é de grande interesse no

campo da tecnologia química.

A velocidade de uma reação é uma medida do tempo de aparecimento

de um reagente ou aparecimento de um produto, podendo ser definida em

relação a qualquer componente de uma reação, de como a velocidade varia em

função das diferentes condições e quais os mecanismos de desenvolvimento

de uma reação. Já velocidade de uma reação química é o aumento na

concentração molar do produto por unidade de tempo ou o decréscimo na

concentração molar do reagente na unidade de tempo. A velocidade está

relacionada com a concentração dos produtos e dos reagentes, para tal fato

existe uma constante de velocidade k, que, somente, tem valor constante a

uma temperatura também constante, ou seja, varia com a temperatura. Para

tanto, é observado que outros fatores também co-influenciam o comportamento

cinético das reações químicas, embora a temperatura seja a mais importante,

5

pois ela altera a agitação das partículas no meio reacional. Aumentando-se a

temperatura, a velocidade das colisões das partículas no meio reacional

também aumentará.

Fatores que podem afetar a velocidade de uma reação química:

Concentração dos reagentes: Geralmente quanto mais concentrado

mais rápido é a velocidade. Contudo, existem exceções a esta regra,

como por exemplo, as reações eletroquímicas, onde uma maior

concentração dos seus reagentes, a reação sofrerá a ação dos efeitos

eletroforético e a distensão iônica.

Temperatura: Normalmente a velocidade das reações aumenta com o

aumento da temperatura, onde em alguns casos, um aumento de 10 ºC

chega a dobrar a velocidade de uma reação.

Estado físico dos reagentes: Generalizadamente, a velocidade de uma

reação química segue esta ordem: gases > soluções > líquidos puros >

sólidos, quanto à tendência de velocidade. Isso pode ser explicado,

devido o efeito da superfície de contato, que agiliza o contato (choque)

entre as partículas no meio reacional.

Catalisadores e inibidores: Algumas reações químicas em CNATP

(condições normais ambientais de temperatura e pressão) podem

ocorrer muito lentamente, ou em alguns casos, se quer se processam.

Para aumentarmos a velocidade de uma reação química utilizamos um

catalisador. Por outro lado, algumas reações se processam tão

rapidamente, que é necessária a utilização de inibidores, retardando a

velocidade, para amenizar-se o risco de acidentes, por exemplo.

Luz: Em algumas reações químicas, a presença de determinados

comprimentos de ondas podem aumentar a velocidade das reações

químicas. Como por exemplo, a decomposição do H2O2 (peróxido de

hidrogênio), que se dá naturalmente na presença de luz. Reações desse

tipo são chamadas de fotolíticas.

6

1.1 OBJETIVOS

Determinar a ordem global da reação entre o tiossulfato de sódio e o

ácido clorídrico, bem como a energia de ativação, constantes de velocidade,

fator pré-exponencial das colisões e expressar a lei de velocidade para a

reação supracitada, pelo método das concentrações em excesso.

2 VELOCIDADE DE REAÇÃO

Quando uma reação química ocorre em uma única etapa, sua

velocidade será determinada exclusivamente por essa etapa (denominada de

etapa elementar), contudo, em reações que se processam em mais de uma

etapa, aquela que for a mais lenta representará a cinética da reação.

2.1 EQUACIONANDO A VELOCIDADE MÉDIA

2.1.1 PARA UMA REAÇÃO ELEMENTAR

Considerando que uma reação química elementar genérica seja dada

por:

, onde a velocidade será proporcional à concentração de cada um dos

reagentes. Aumentando-se a concentração de A, de B, de C, de dois deles ou

de todos, a velocidade da reação aumentará, pois em menos tempo ocorrerá

colisão entre eles capazes de gerar os produtos do processo.

Para um dado intervalo de tempo ( t), as concentrações dos reagentes

sempre diminuem, enquanto a concentração dos produtos sempre aumenta.

Diz-se, então, que no decorrer do processo, os reagentes são consumidos e os

produtos formados. Para se chegar à velocidade média com que uma reação

elementar se processa, pode-se uti lizar a equação nos cálculos:

7

O sinal negativo indica a variação da concentração em termos de

consumo e formação de produtos.

A mudança da concentração de A guarda uma proporção

estequiométrica com os outros reagentes e o produto e, por causa disso, cada

expressão apresentada na equação (1) deve ser dividida pelo seu respectivo

coeficiente estequiométrico:

Exemplificando e considerando os dados da tabela a seguir, temos para

uma reação elementar :

TABELA 0

A velocidade média dessa reação no

intervalo de 0,0 a 184,0 min será igual a

1,36.10-3 mol.L-1.min- 1. No intervalo de

0,0 a 319,0 min, de 1,26.10-3 mol.L-1.min-1 e

assim por diante.

2.1.2 PARA REAÇÕES INSTANTÂNEAS

A velocidade instantânea de uma reação é dada pela lei da ação das

massas de Guldberg e Waage que ilustra a dependência da velocidade

instantânea com a concentração dos reagentes elevadas às suas respectivas

ordens.

Para a reação genérica descrita no item anterior, a aplicação dessa lei

fornece:

t (min) [R] (mol.L-1

)

0,0 2,33

184,0 2,08

319,0 1,91

526,0 1,67

867,0 1,35

8

em que k é a constante de velocidade a uma dada temperatura; são as

ordens de reação de cada um dos reagentes.

2.2 ORDEM DE REAÇÃO E MEIA VIDA ( )

Como visto, conceito de ordem de uma reação química está relacionado

à expressão de velocidade. Ordem de reação é a soma dos expoentes aos

quais estão elevadas as concentrações na expressão de velocidade, e não

estão relacionados aos coeficientes estequiométricos, com:

“... entende-se como ordem parcial a potência na qual a concentração de uma dada espécie está

elevada na lei de velocidade desta reação. Sendo a ordem total da reação, normalmente chamada apenas de ordem da reação, a soma destes

expoentes (CASTELLAN, 2005)”.

Outra definição importante é a do conceito de Molecularidade. A

Molecularidade de uma reação é o número de espécies reagentes que tomam

parte em uma etapa elementar da reação. Assim:

Molecularidade I: apenas uma espécie química participa do processo

de reação. Por exemplo, um rearranjo molecular;

Molecularidade II: duas espécies químicas colidem entre si para que a

reação ocorra;

Molecularidade III: é muito rara, pois depende da ocorrência de uma

colisão tripla.

Os expoentes ... não podem ser previstos teoricamente e são

estabelecidos pela observação da dependência da velocidade em relação a

concentração. A soma destes expoentes e denominada ordem de reação. A

9

ordem com relação a A e α, a B e β, etc. Quando a soma dos expoentes e 1, a

reação e denominada de 1° ordem; quando é 2, de 2° ordem, etc.

A meia vida (t1/2) de uma substância reagente é simplesmente o tempo

necessário para que metade da quantidade original presente reaja. Ao final de

uma meia vida, 50% dos átomos ou moléculas originais permanecem.

2.2.1 ORDEM ZERO

Tanto a ordem de uma reação química como a constante de velocidade

devem ser determinadas experimentalmente. Com exceção para a lei de

velocidade de zero ordem, na qual a velocidade é independente da

concentração, a velocidade de uma reação química varia à medida que a

reação se desenvolve porque as concentrações dos reagentes e produtos

variam assim que a reação se desenvolve.

“A reação é de zero ordem quando a velocidade da reação química é

independente da concentração do reagente”.

Leis de velocidade de zero ordem não são muito comuns. A maioria das

reações químicas segue leis de velocidades de primeira e segunda ordem.

A expressão para lei de velocidade com ordem zero pode ser dada por:

Gráfico 1 – Representação gráfica da ordem de reação zero

10

Para a meia vida para reações de segunda ordem, temos:

2.2.2 PRIMEIRA ORDEM

“Reações de primeira ordem são aquelas nas quais a velocidade da reação

química é proporcional à concentração de um reagente”.

2.2.3 SEGUNDA ORDEM

“Reações de segunda ordem são aquelas nas quais a velocidade da reação

química é proporcional ao produto das concentrações de dois reagentes”

Gráfico 2 – Representação gráfica da reação de primeira ordem

11

Leis da velocidade de segunda ordem envolvem dois reagentes, e para

ambas as concentrações, o tempo é determinante. Devido ao fato de haver

várias e pequenas formas possíveis de leis da velocidade de segunda ordem, é

mais conveniente tratá-las separadamente.

Existem vários métodos para determinar a ordem de uma reação

química. Um deles consiste em examinar qual é a relação entre a velocidade

inicial e a concentração dos componentes. Se a velocidade de reação é

determinada antes que a reação progrida apreciavelmente, a equação acima

pode ser escrita na forma:

Onde [A]0 e [B]0 ... são as concentrações iniciais de A, B, ... então o

valor α pode ser determinado mantendo [B]0 ... constantes, o valor de β

mantendo-se [A]0 ... constantes, etc.

Determinamos as velocidades iniciais de uma reação para diversas

concentrações de qualquer componente, por exemplo [A], mantendo todas as

concentrações constantes, teremos:

onde k’ é uma constante, produto da constante k e das concentrações dos

12

demais componentes.

Aplicando logaritmo à equação (5) temos:

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 a ordem parcial da reação em relação ao

componente A. De igual modo se procede em relação a todos os outros

componentes para determinar as outras ordens parciais.

A velocidade média (Vm) de uma reação durante um intervalo de tempo

∆t é dado por:

onde [R] e [P] são as concentrações de reagentes e produtos respectivamente.

A partir de diferentes quantidades iniciais de um dos reagentes,

mantendo os demais constantes, pode-se tomar tempos nos quais uma

mesma quantidade de produto é formada, ou seja, a variação da

concentração dos produtos é constante para todas as concentrações iniciais

do componente em questão. Assim, podemos estabelecer a seguinte relação:

y = α x + b

0

5

10

15

20

25

0 2 4 6

log

V0

log [A]0

log V0 x log [A]0

Linear (Y)

Gráfico 1 – Representação gráfica da ordem de reação por meio da equação da reta

13

, onde C é uma constante calculada experimental em relação à formação de

produtos.

Considerando a velocidade média no início da reação e o tempo inicial

igual a zero a equação acima pode ser descrita:

Substituindo logV0 na equação (6) e aplicando o log teremos para as

duas concentrações:

Dessa mesma forma, um gráfico que obedece a equação (10), log t-1

contra log[A]0, expressa a declividade da reta determinada ocorrendo o mesmo

para qualquer componente.

Para a reação entre o Na2S2O3 (tiossulfato de sódio) e HCl (ácido

clorídrico), temo o seguinte mecanismo de reação:

Se tratando de uma reação de desproporcionamento (reação de adição),

onde uma mesma espécie química sofre oxirredução, o mecanismo iônico é

seguinte:

cuja equação diferencial para a lei de velocidade pode ser expressa:

Os expoentes é a ordem de com relação ao íon tiossulfato e o íon

hidrogênio, respectivamente.

14

2.3 INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES

Apenas a temperatura pode alterar o valor da constante de velocidade,

k, das reações e, geralmente, sua elevação provoca o aumento da velocidade

no meio reacional. Fornecendo calor aos reagentes, a energia cinética deles

aumentará e em menos tempo haverá a colisão dessas partículas ocasionando

a formação dos produtos.

Isso significa que, quanto maior a energia cinética dos reagentes, maior

será a velocidade da reação.

“Quando se eleva a temperatura de uma reação química, a velocidade de

formação do produto aumenta”

Do ponto de vista termodinâmico, aumentando a temperatura aumenta-

se também a energia cinética média das moléculas reagentes. De acordo com

a teoria das colisões, este aumento de temperatura aumenta a energia de

impacto da colisão a qual faz com que aumente a probabilidade de mais

moléculas excederem a energia de ativação, produzindo mais produtos a um

aumento da velocidade.

Como isto é observado se a concentração não é alterada?

2.3.1 ENERGIA DE ATIVAÇÃO

De acordo com a lei da velocidade a única coisa que poderia afetar a

velocidade além da concentração dos reagentes é a própria constante da

velocidade. Arrhenius investigou a relação entre a constante da velocidade e a

variação da temperatura. Ele encontrou que quando se colocava o logaritmo

neperiano (ln) da constante da velocidade como uma função do inverso da

temperatura Kelvin (T-1), resultava em uma linha reta com uma inclinação

negativa. A inclinação é onde Ea é a energia de ativação (energia

15

mínima exigida para formação dos produtos) e R é a constante da lei dos

gases (8,3144 J.mol-1 .K-1).

onde T e A são a temperatura em kelvin e o fator pré-exponencial (efeito

das colisões), respectivamente.

Como k é determinado é dependente da temperatura, por exemplo, para

duas temperaturas diferentes, T1 e T2, podemos reescrever a equação (11) sob

a forma:

3 MATERIAL E MÉTODO

3.1 REAGENTES

Tiossulfato de sódio: 0,3 M;

Tiossulfato de sódio: 1,0 M;

Ácido clorídrico: 0,3 M;

Ácido clorídrico: 2 M;

0

5

10

15

20

25

0 1 2 3 4 5 6

ln k

T -1

ln k x T -1

Linear (Y)

Gráfico 3 – Inclinação da reta para energia de ativação

16

Água destilada; Banho de gelo.

3.2 MATERIAIS

Béqueres de 50,0 mL ou

100,0 mL e 1000,0 mL;

Pipetadas graduadas de 5,0

mL;

Cronômetro;

Termômetro de 100ºC;

Provetas de 10,0 e 50,0 mL

3.3 PROCEDIMENTO METODOLÓGICO

3.3.1 PROCEDIMENTO 1 – DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE

REAÇÃO EM RELAÇÃO AO TIOSSULFATO

Para cada uma das combinações indicadas na tabela 1, adicionou-se em

um béquer de 100 mL os seguintes volumes:

TABELA 1

Combinações Na2S2O3 (0,3 M) H2O

1 25,0 mL -

2 20,0 mL 5,0 mL

3 15,0 mL 10 mL

(1) Colocou-se o béq uer contendo a combinação sobre uma fita preta

que servirá de indicador do tempo para que se forme uma quantidade

determinada de enxofre no interior do exaustor;

(2) Pipetou-se 5,0 mL de ácido clorídrico 2,0 M;

(3) Adicionou-se o ácido pipetado ao béquer contendo a solução da

combinação 1 e imediatamente cronometrou-se o tempo, agitando

continuamente a solução, até que a fita preta se torne invisível,

17

olhando de cima para baixo. Marcou-se o tempo final da reação.

(4) Repetiu-se o mesmo procedimento para as demais combinações

anotando os tempos correspondentes.

3.3.2 PROCEDIMENTO 2 – DETERMINAÇÃO DA ORDEM DA

REAÇÃO EM RELAÇÃO AO ÁCIDO

Para cada uma das combinações indicadas na tabela 2 adicione um

béquer de 100 mL nos volumes indicados

TABELA 2

Combinações HCl (0,3 M) H2O

1 10,0 mL -

2 7,0 mL 3,0 mL

3 5,0 mL 5,0 mL

(1) Adicionou-se à combinação 1, 20,0 mL de solução 1,0M de

Na2S2O3 e imediatamente inicie a contagem do tempo.

(2) Marcou-se o tempo necessário para que a fita preta se torne invisível, o

que corresponde ao tempo final.

(3) Repetiu-se o mesmo procedimento para as demais combinações

anotando os tempos correspondentes.

3.3.3 PROCEDIMENTO 3 – DETERMINAÇÃO DA ORDEM DA

REAÇÃO EM RELAÇÃO AO TIOSSULFATO A UMA TEMPERATURA DE

283,15 K (T = 10°C)

(1) Preparou-se em um béquer de 1000,0 mL um banho de água e gelo,

adicionando gelo aos poucos até alcançar a temperatura no intervalo de

10ºC. Esta temperatura deverá se mantida constante durante todas as

18

medidas; para isto adicione pequenas porções de gelo sempre que a

temperatura aumentar;

(2) Colocou-se o béquer com a combinação 1 da tabela (1) e a proveta

contendo 5,0 mL de ácido clorídrico 2,0 M no banho de gelo até que

ambos atinjam a temperatura desejada;

(3) Adicionou-se o ácido à solução e imediatamente inicie a contagem do

tempo até que a visibilidade da fita preta desapareça indicando o final

da reação;

(4) Repetiu-se o mesmo procedimento para as combinações d a

t a b e l a ( 1 ) , anotando os tempos correspondentes.

3.4 DADOS EXPERIMENTAIS

3.4.1 Concentração do tiossulfato de sódio

Temperatura ambiente, com T = 297,85 K (24,7°C)

Variando a concentração do íon tiossulfato, e mantendo a concentração

de H+ constante, temos que a é o regente em excesso, e assim

podem calcular a ordem para o tiossulfato.

Para as diferentes concentrações após as diluições, utilizamos a

expressão:

, onde foi variado apenas o V1 em cada combinação.

TABELA 3

Combinação Tempo (s) ln t -1 [A]0 ln [A]0

1 18,32 -2,9079 0,250 -1,3862

2 15,72 -2,7160 0,200 -1,6094

3 16,66 -2,8130 0,150 -1,8971

3.4.2 Concentração do ácido clorídrico

Temperatura ambiente, com T = 297,85 K (24,7°C)

19

Variando a concentração do íon hidrogênio, e mantendo a concentração

de constante, temos que a é o regente em excesso,

e assim podem calcular a ordem para o H+.

Para as diferentes concentrações após as diluições, utilizamos a

expressão:

, onde foi variado apenas o V1 em cada combinação.

TABELA 4

Combinação Tempo (s) ln t -1 [B]0 ln [B]0

1 14,24 -2,6560 0,100 -2,3025

2 17,09 -2,8384 0,070 -2,6592

3 20,78 -3,0339 0,050 -2,9957

3.4.3 Concentração do tiossulfato de sódio

Temperatura ambiente, com T = 283,15 K (10°C)

TABELA 5

Combinação Tempo (s) ln t -1

1 22,65 -3,1201

2 55,53 -4,0169

3 72,0 -4,2766

Devido a problemas, não foi possível determinar o tempo para a [B]0

variando.

20

4 APLICAÇÃO DOS DADOS EXPERIMENTAIS E DISCUSSÕES

(1) Qual o tipo de reação estudada?

Reação de desproporcionamento. Reação onde uma única espécie

química sobre oxirredução.

(2) Determinar graficamente a ordem de reação com relação ao

tiossulfato e hidrogênio.

Para a determinação da ordem de reação graficamente do tiossulfato por

meio da equação da reta de ln t-1 vesus ln [A]0 com os seguintes dados

experimentais:

ln t -1 ln [A]0

-2,9079 -1,3862

-2,7160 -1,6094

-2,8130 -1,8971

De acordo com a equação linear da reta, temos que o coeficiente

angular corresponde ao valor da ordem de reação para o tiossulfato, portanto

.

y = - 0,1611x - 3,075

R² = 0,1849

-2,95

-2,9

-2,85

-2,8

-2,75

-2,7

-2 -1,5 -1 -0,5 0

ln t

-1

ln [A]0 = [S2O32-]

ln [A]0 X ln t -1

Linear (Série1)

Gráfico 4 - Representação do coeficiente angular da reta

Recorte da tabela 3

21

“O inexpressivo valor da ordem de reação para o tiossulfato está longe

de uma exatidão. Isso pode ser explicado pela contaminação dos reagentes,

erro na cronometragem e o fato de que procedimento 1 à T ambiente, foi

utilizado pipetas para a transferência do ácido à solução de tiossulfato de

sódio, e isso pode ter retardo a superfície de contato nas combinações,

proporcionando erro e resultando numa reta decrescente e um coeficiente

(ordem) menor que zero”.

Para a determinação da ordem de reação graficamente do hidrogênio

por meio da equação da reta de ln t-1 vesus ln [B]0 com os seguintes dados

experimentais:

ln t -1 ln [B]0

-2,6560 -2,3025

-2,8384 -2,6592

-3,0339 -2,9957

De acordo com equação da reta, o coeficiente angular ou ordem de

reação para o H+ para a temperatura ambiente é = 0,5448

y = 0,5448x - 1,3977

R² = 0,9986

-3,1

-3

-2,9

-2,8

-2,7

-2,6

-4 -3 -2 -1 0

ln t

-1

ln [B]0

ln [B]0 x ln t -1

Linear (Série1)

Gráfico 5 - Representação do coeficiente angular da reta para ordem de reação do hidrogênio

Recorte da tabela 4

22

(3) Calcular a ordem da reação global

É chamada de ordem de reação ou reação global a soma das ordens de

reação das espécies químicas pelo método das concentrações em excesso –

velocidade inicial, portanto:

(4) Determinar a constante de velocidade para as temperaturas

utilizadas nos procedimentos 1 e 3.

Por meio da equação (10) e dos valores das ordens parciais de reação e

a constate C, foi possível calcular os valores de k para o tiossulfato em

diferentes temperaturas e concentrações (cada combinação (1, 2 e 3), pois,

como foi visto, o valor de k depende da concentração e da temperatura,

portanto:

Para o tiossulfato (excesso de hidrogênio) – temperatura ambiente (297,85 K)

Para o tiossulfato (excesso de hidrogênio) - temperatura ambiente (283,14 K)

OBS: Para tanto, foi utilizado as ordens parciais do procedimento 1.

23

(5) Determinar o k médio para cada temperatura.

Para o tiossulfato (excesso de hidrogênio) – temperatura ambiente

(297,85 K)

Para o tiossulfato (excesso de hidrogênio) - temperatura ambiente (283,14 K)

(6) Determinar a energia de ativação utilizando a equação (12) e

graficamente através do gráfico de log k versus T -1.

Para determinarmos a Energia de ativação (Ea) utilizamos os dados

obtidos experimentalmente e a constante R dos gases.

Energia de ativação calculada pela equação linear da reta, utilizando os

mesmos valores de k e T da do procedimento anterior, por meio do gráfico lnk

versus T-1.

24

TABELA 6

Procedimento ln k T-1

I -4,4405 3,3573E-3

III -5,2885 3,5316E-3

De acordo com a equação linear da reta obtida, o

, portanto, resolvendo para Ea temos que:

Ficou claro que a equação de Arrhenius pode ser utilizada para calcular

satisfatoriamente a Energia de ativação da reação química, visto que a

discrepância pelo coeficiente angular e o valor calculado pela equação é foi

desprezível.

Para o cálculo do fator de frequência (A) utilizamos a equação (14),

eficiência das colisões em unidade de volume por mol com relação um espaço

de tempo.

Calculamos o fator de frequência de colisão para T1 e T2, usando os

respectivos valores de k, portanto:

y = - 4865,2x + 11,893

R² = 1

-5,4

-5,2

-5

-4,8

-4,6

-4,4

-4,2

ln k

T -1

Linear (Y)

Gráfico 6 - Representação do coeficiente angular da reta para energ ia de ativação

ln k x T -1

25

(7) Escreva a lei de velocidade para a reação estudada.

A expressão da lei de velocidade pra reação estudada é expressa

(8) Explique a influência da temperatura sobre a velocidade de

reação (teoria cinética) e comprove na experiência que você realizou.

Geralmente quanto maior a temperatura maior a velocidade da reação,

fato que se dá devido a o aumento das colisões (agitação das partículas)

decorrente o aumento da temperatura.

Para provarmos experimentalmente a influência da temperatura nas

velocidades por meio da expressão de velocidade da reação estudada,

portanto:

Como k1 corresponde a constante pra T1 = 297,85 K e k2 corresponde a

T2 = 283,15 K, a velocidade pra T1 foi experimentalmente favorável a teoria

estudada = maior velocidade. Dessa forma, ficou provado que a diminuição da

temperatura, afeta a velocidade da reação química. Como visto, o aumento da

temperatura, aumenta a velocidade da reação com relação à formação de

produtos, teoricamente, com a diminuição da temperatura, houve a diminuição

também da velocidade.

OBS: como a unidade da constate de velocidade depende da ordem de reação,

e os valores foram inexpressivos nesse sentido, as unidades das constantes de

velocidade, foram omitidas.

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(9) Explique por que se mantém constante uma das concentrações

durante a experiência?

É necessário manter constante uma das concentrações durante a

experiência para se determinar a velocidade inicial, de uma reação para

diversas concentrações de qualquer componente , pois, fica entendido

quimicamente que, mantendo-se uma das concentrações constantes, tem-se o

reagente em excesso, e consequentemente, a concentração que está sendo

variada (diminuindo) é o reagente limitante. Dessa forma, é possível calcular a

constante de velocidade pela diminuição da concentração de um dos

componentes da reação.

(10) A energia de ativação é uma grandeza experimental? Como

podemos determiná-la?

Sim a energia de ativação é uma grandeza experimental. Pode ser

obtida usando equação de Arrhenius, desde que a constante da velocidade de

uma reação possa ser medida em diferentes temperaturas. Outra maneira para

determinar é através da inclinação (coeficiente angular linear) da reta,

construída pelo gráfico lnk versus T -1.

(1) Calcule o erro na ordem de reação para o tiossulfato de sódio e

ácido clorídrico.

Para cálculo do erro experimental nas ordens de reação, foi utilizado o

valor 1,0752 para o tiossulfato de sódio e 0,5187 para o ácido clorídrico

(FILHO, 2011).

Devido à magnitude do erro encontrado para o tiossulfato, não é

possível estabelecer as causas exatas do mesmo, contudo, pode ser que tenha

havido erros na cronometragem; contaminação de um dos reagentes, vidraria

com excesso de impurezas; erro de paralaxe e etc.

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5 ALGUMAS CONSIDERAÇÕES

Com base no experimento foi possível estabelecer vários parâmetros no

estudo do comportamento da cinética de reação, por meio da reação entre o

tiossulfato de sódio e o ácido clorídrico.

Com base nos resultados, ainda que pouco expressivos, devido a erros

inerentes a execução do experimento, foi possível estabelecer as ordens de

reação para o tiossulfato e sódio e ácido clorídrico, a fim de se obter a ordem

de reação global dessa reação. Ainda apesar dos erros, foi possível

estabelecer uma reação qualitativa do efeito da concentração e da temperatura

sobre a velocidade das reações. Os dados experimentais comprovaram que

com a diminuição da concentração de um dos reagentes, a velocidade da

reação química também diminui. Quanto a temperatura, verificamos que ao

diminuirmos a temperatura de 24,7 para 10°C, a velocidade da reação diminui

drasticamente, comprovando a teoria estudada.

Ainda foi possível obter a energia de ativação experimentação para

reação estudada nas condições laboratoriais estabelecidas, bem como a

constante de velocidade para o tiossulfato para duas temperaturas. A partir

desses resultados ainda foi possível calcular a eficiência das colisões na

reação química.

Portanto, ficou provado que o método das velocidades iniciais

mantendo-se uma das concentrações constantes é um procedimento

satisfatório ao estudo de cinética de reações químicas a nível macroscópico. A

nível microscópico, os erros devem ser minimizados na próxima

experimentação.

6 ALGUMAS SUGESTÕES

Para aumentar a superfície de contato e minimizar erros na

cronometragem do tempo, utilizar provetas ao invés de pipetas. Pode-se utilizar

ao invés da agitação manual, agitação magnética, adaptando o agitador

magnético, com a tarja preta no interior do exaustor.

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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

ATKINS, P. Físico-Química. Tradução de Edilson Clemente da Silva. Rio de

Janeiro: LTC, 2008.

CASTELLAN, G. (1986). Fundamentos de Físico-Química (1ª. ed.). (Tradução:

C. M. SANTOS, & R. d. FARIA.) Rio de Janeiro, RJ: LTC - Livros Técnicos e

Científicos. Editora S.A.

CINÉTICA QUÍMICA. Disponível em <http://ce.esalq.usp.br/dce/arquimedes/atividade09.pdf>

Acesso em 01/07/2011 às 16h35min.

FILHO, Antônio João da Silva. Determinação da Ordem de Reação entre o

Tiossulfato de Sódio e o Ácido Clorídrico – Método da Velocidade Inicial. In:

Relatório de Físico-Química Experimental. Campina Grande: CCT/UEPB,

2011.

FORMOSINHO, Sebastião J. Fundamentos de cinética Química. Editora:

Fundação Calouste Galbenkin: Lisboa, 1982.

MOORE, Walter Jonh. Físico-Química. Vol. 1. Tradução de Helena Li Chun.

São Paulo: Edgard Bluncher, 1976.