Baixe Determinação da ordem de uma reação e outras Provas em PDF para Química experimental, somente na Docsity! UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ INSTITUTO DE TECNOLOGIA FACULDADE DE ENGENHARIA QUÍMICA CURSO DE GRADUAÇÃO EM ENGENHARIA QUÍMICA CINÉTICA QUÍMICA EXPERIMENTAL DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE UMA REAÇÃO: MÉTODO DAS CONCENTRAÇÕES EM EXCESSO Belém - PA 2010 2 UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ INSTITUTO DE TECNOLOGIA FACULDADE DE ENGENHARIA QUÍMICA CURSO DE GRADUAÇÃO EM ENGENHARIA QUÍMICA CINÉTICA QUÍMICA EXPERIMENTAL DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE UMA REAÇÃO: MÉTODO DAS CONCENTRAÇÕES EM EXCESSO Professor: José Ribamar Bogéa Lobato Relatores: Carlos Adriano Moreira da Silva - 09025004001 Josiel Lobato Ferreira - 09025001601 Marcus Vinícius Costa Silva - 09025000401 Pedro Wiulenos Tchalen Silva Torres - 09025003201 Rômulo Arthur Mathews da Silva - 09025000301 Belém - PA 2010 Trabalho apresentado como parte da avaliação da disciplina Cinética Química Experimental, do curso de Engenharia Química da Universidade Federal do Pará 5 1. Introdução Os resultados das medidas para a determinação da velocidade de uma reação mostram que as taxas de variação dependem da concentração de reagentes (e, algumas vezes, produtos). É possível representar essa dependência em termos de equações diferenciais conhecidas como leis de velocidade. As soluções dessas equações são utilizadas para prever as concentrações de espécies, em qualquer momento após o início da reação. A forma da lei de velocidade também fornece certa compreensão sobre a série de passos elementares através dos quais uma reação ocorre. A tarefa fundamental neste contexto é a construção da lei da velocidade a partir de um mecanismo proposto e sua comparação com a experiência. Segundo Atkins e De Paula (2006), etapas elementares simples possuem leis de velocidade simples e essas leis podem ser combinadas em conjunto, utilizando-se uma ou mais aproximações. Entre essas aproximações figuram a da etapa determinante da velocidade de uma reação, a da concentração em estado estacionário de um intermediário e a da taxa de equilíbrio de algumas reações. Com o objetivo de se determinar experimentalmente a ordem da velocidade da reação de Maucourt-Fissen, pode-se utilizar o método das concentrações em excesso. 6 2. Leis de Velocidade Lei de velocidade de uma reação química é uma equação que relaciona a velocidade de uma reação com a concentração dos reagentes elevadas em certos expoentes (USP). Leis de velocidade são equações diferenciais porque a velocidade de uma reação química é a velocidade de variação de desenvolvimento da reação com o tempo. Para solucionar esta complexidade, medidas quantitativas da velocidade da reação utilizam a forma integral da lei da velocidade. 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. Para uma reação de ordem zero: -d[A]/dt = k integrando em ambos os lados pode-se obter a seguinte equação [A] = -kt + [A]0 O que representa a equação de uma reta decrescente da concentração em função do tempo. Além disso, isso significa que em qualquer tempo depois da reação iniciar a concentração de A, é o valor inicial menos a constante de reação t vezes (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 a 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 7 e a reação segue a seguinte lei -d[A]/dt = k[A] Integrando e rearranjando a equação temos ln[A] = ln[A]0 – kt Um gráfico de ln[A] versus t será 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, uma simples, confiável, rápida e métodos analíticos são geralmente usados. Além disso, deve-se medir o tempo, o que não é um problema a menos que a reação seja muito rápida. As unidades de k nas reações de primeira ordem são em termos do inverso do tempo. 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 2A → Produtos e podemos escrever 10 coloca-se mais 1 mL de tiossulfato de sódio. O procedimento foi feito por 10 vezes, agitando-se o sistema manualmente. As reações que ocorrem neste experimento são: H2O2 + 2I - + 2H+ ⇌ 2H2O + I2 2S2O3 -2 + I2 ⇌ 2I- + S4O6 -2 Onde -d[H2O2]/dt = k[H2O2][I -][H+] Como [I-][H+] é constante devido ao excesso -d[H2O2]/dt = k’[H2O2] a O ácido funciona como catalisador da reação, o amido como indicador, pois na presença de I2 o mesmo forma uma coloração azul. O tiossulfato de sódio age como agente redutor. 5. Tratamento dos dados experimentais 5.1. Cálculos realizados a) Cálculo da concentração molar do peróxido de hidrogênio: Peróxido, H2O2 , 3% m/v: 3 g -------- 100 mL C(H2O2) = 3/0,1 = 30 g/L C(H2O2) = [H2O2] . Mol [H2O2] = 30/34 → [H2O2]i = 0,8823 M Após a diluição em 500 mL, temos que: [H2O2]i. Vi = [H2O2]f . Vf [H2O2]f = 0,8823 . 30 / 500 [H2O2]f = 0,05294 M 11 b) Cálculo da quantidade de matéria de H2O2 em 10 mL de solução 0,05294 M: [H2O2] = n(H2O2) / V n(H2O2) = 5,294 . 10 -4 mol c) Cálculo da quantidade de matéria de tiossulfato em 1 mL de solução 0,1 M: [Na2S2O3] = n (Na2S2O3) / V n (Na2S2O3) = 0,1 . 0,001 = 0,0001 mol d) Cálculo da quantidade de matéria de iodo, I2, formado: A partir da reação, H2O2 + 2I - + 2H+ ⇌ 2H2O + I2 2S2O3 -2 + I2 ⇌ 2I- + S4O6 -2 E da relação estequiométrica entre o íon tiossulfato e o iodo, obtemos que: n(I2) = n (Na2S2O3) /2 = 0,00005 mol e) Cálculo da quantidade de matéria de peróxido consumido: n(H2O2) = n(I2) = 0,00005 mol No instante t0 = 0 s, [H2O2]0 = n(H2O2)/V0 = 5,294 . 10 -4/0, 103 = 5,139. 10-3M No instante t1 = 17,82 s, 12 [H2O2]1 = n(H2O2)/V1 = 5,294 . 10 -4 - 5.10-5/0, 104 = 4,601. 10-3M No instante t2 = 35,64 s, [H2O2]2 = n(H2O2)/V2 = 4,794 . 10 -4 - 5.10-5/0, 105 = 4,089. 10-3M No instante t3 = 57,10 s, [H2O2]3 = n(H2O2)/V3 = 4,294 . 10 -4 - 5.10-5/0, 106= 3,579. 10-3M No instante t4 = 77,35 s, [H2O2]4 = n(H2O2)/V4 = 3,794 . 10 -4 - 5.10-5/0, 107 = 3,078. 10-3M No instante t5 = 102,46 s, [H2O2]5 = n(H2O2)/V5 = 3,294 . 10 -4 - 5.10-5/0, 108 = 2,587. 10-3M No instante t6 = 137,83 s, [H2O2]6 = n(H2O2)/V6 = 2,794 . 10 -4 - 5.10-5/0, 109 = 2,104. 10-3M No instante t7 = 177,88 s, [H2O2]7 = n(H2O2)/V7 = 2,294 . 10 -4 - 5.10-5/0, 110 = 1,630. 10-3M No instante t8 = 228,33 s, [H2O2]8 = n(H2O2)/V8 = 1,794 . 10 -4 - 5.10-5/0, 111 = 1,166. 10-3M No instante t9 = 299,70 s, [H2O2]9 = n(H2O2)/V9 = 1,294 . 10 -4 - 5.10-5/0, 112 = 7,089. 10-4M No instante t10 = 403,29 s, [H2O2]10 = n(H2O2)/V10 = 7,940 . 10 -5 - 5.10-5/0, 113 = 2,602. 10-4M 5.2. Tabela dos resultados obtidos Os dados obtidos após os experimentos estão listados na Tabela 1. 15 Conclusão O método empregado das concentrações em excesso deduziu que a ordem da reação de consumo do [H2O2] é de primeira ordem. Para se determinar a ordem global da reação, poderíamos proceder como especificado no tópico 3. O ponto mais distante da reta do Gráfico 1 pode ser explicado por erro de cronometragem. As questões propostas foram respondidas ao longo do texto. 16 Referências Bibliográficas ATKINS, Peter; DE PAULA, Julio. Physical Chemistry. Oxford University Press. 8aed. 2006. HOUSE, James E. Principles of Chemical Kinetics. 2aed. Elsevier, 2007. PEREIRA, Fernando Fernandes. Determinação da ordem da reação entre o íon tiossulfato e ácido sulfúrico empiricamente. Disponível em: http://br.monografias.com/trabalhos3/velocidade-reao/velocidade-reao.shtml Acesso em 21 setembro 2010. USP. Apostila de Cinética Química. Disponível em: http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade09.pdf Acesso em 21 setembro 2010.