O Físico-Química Experimental

Físico-Química Experimental

Cinética de oxidação do iodeto pelo peróxido de hidrogênio

Wesley Oliveira, Yago Pereira, Gilberto D. Delarota

DCNAT - Departamento de Ciências Naturais – Universidade Federal de São João Del Rei; Praça Dom Helvécio, 74. Bairro Dom Bosco.

1. Resultados e Discussão:

A velocidade de uma reação química refere-se à variação na concentração

de uma substância por unidade de tempo (t). Durante uma reação química, as quantidades de reagentes diminuem com o passar do tempo, e as quantidades de produtos aumentam. É possível descrever a velocidade da reação com base no aumento da concentração de um produto ou a diminuição da concentração de um reagente por unidade de tempo. Neste experimento tem como objetivo calcular a velocidade da reação de oxidação do iodeto pelo peróxido de hidrogênio. Tem-se a seguinte equação: 2𝐾𝐼(𝑎𝑞)+2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞)+𝐻2𝑂2(𝑎𝑞)→ 𝐼2(𝑠)+2𝐻2𝑂(𝑙)+2𝐾𝐶𝑙(𝑎𝑞)

Ou melhor, podemos escrever esta equação somente com as espécies químicas de interesse, ou seja, os íons e cátions de interesse: 2𝐼−(𝑎𝑞)+2𝐻+(𝑎𝑞)+𝐻2𝑂2(𝑎𝑞) → 𝐼2(𝑠)+2𝐻2𝑂(𝑙)

A lei da velocidade para esta reação foi determinada através de experimentos em que a velocidade inicial é medida em função da concentração dos reagentes. Dessa forma, os valores da velocidade inicial podem ser usados para obter a constante de velocidade. Para isso foi necessário medir a variação da concentração do reagente em função do tempo. Então mediu-se a concentração do peróxido. 𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒= −𝑑[𝐻2𝑂2]𝑑𝑡

O sinal negativo é necessário pois a concentração de peróxido diminui com o tempo, e a velocidade é expressa sempre como uma quantidade positiva. A relação entre a concentração do reagente e a velocidade da reação é expressa por uma equação chamada equação de velocidade, ou lei de velocidade. Para a reação de oxidação do iodeto pelo peróxido, a lei de velocidade inclui o iodeto, o íon H+ e o peróxido: 𝑣=𝐾[𝐻+]𝑦[𝐼−]𝑛[𝐻2𝑂2]𝑚

Entretanto a concentração de ácido ficou aproximadamente constante, os íons H+ não afetam a velocidade de reação. Dessa forma a lei de velocidade se torna: 𝑣=𝐾∗[𝐼−]𝑛[𝐻2𝑂2]𝑚

Onde a constante de proporcionalidade, K, é chamado de constante de velocidade. Essa equação de velocidade mostra que a velocidade da reação é proporcional à concentração dos reagentes. K* é a constante de velocidade incluindo a concentração de íons H+ presentes na solução.

No caso da reação de oxidação do iodeto podemos utilizar um indicador, no qual indicou o início da reação e quanto reagente foi gasto, e assim, determinamos o tempo de reação. Neste experimento utilizamos o tiossulfato de sódio (Na2S2O3) e uma solução de amido, estes na presença do iodo (I2) formam um complexo de coloração azul. No caso da reação de oxidação do I-, pode-se identificar a primeira porção de I2 formada e assim calcular quanto de H2O2 reagiu. A equação química envolvida na formação do complexo é: 𝐼2(𝑠)+2𝑆2032−(𝑎𝑞) →2𝐼−(𝑎𝑞)+ 𝑆4𝑂62−(𝑎𝑞)

Quando ocorre a formação de I2 na presença de tiossulfato de sódio, este reage rapidamente com o iodeto não deixando nenhum para formar complexo com o amido. Assim que todo o tiossulfato reagiu, ocorreu a formação de iodo livre e a cor azul apareceu com forte intensidade. Então quando colocamos uma pequena quantidade de tiossulfato na reação, essa quantidade foi equivalente ao peróxido que reagiu. Assim podemos ter o tempo inicial de reação e a concentração inicial de peróxido que reagiu. A tabela 1 está registrado todos os volumes adicionados de reagentes.

Tabela 1. Volumes adicionados nos Erlenmeyer.

Experimento

H2O

(mL)

HCl (mL)

KI

(mL)

Amido (mL)

Na2S2O4

(mL)

H2O2

(mL)

1

85

2

2

1

5

5

2

83

2

4

1

5

5

3

81

2

6

1

5

5

4

76

2

6

1

5

10

5

66

2

6

1

5

20

Os volumes de reagentes foram adicionados conforme a tabela 1 indica, medimos o tempo de reação quando é adicionado o peróxido de hidrogênio, ou seja o último reagente adicionado, o cronometro foi acionado quando começamos a adicionar o peróxido e parou-se o cronômetro quando notou-se uma coloração azulada. As medidas foram feitas em duplicatas para obter uma maior precisão. Os valores de concentração e tempo foram registrados em tabela.

Tabela 2. Concentrações analíticas dos reagentes e os valores de Δt.

Experimento

KI

(mol/L)

Na2S2O4 (mol/L)

H2O2

(mol/L)

Δt (s)