Relatório Química Determinando a Velocidade das Reações
Por: Bruna Marques • 20/2/2021 • Relatório de pesquisa • 1.508 Palavras (7 Páginas) • 230 Visualizações
Universidade Federal do Rio Grande do Norte
Secretária de Educação a Distância
Disciplina: Cinética Experimental
Profa. Ana Cristina
Monitora: Daniella
Aula 02 - Determinando a velocidade das reações (experimental)
Comentários e equações
Introdução
Neste experimento iremos medir o tempo necessário para que uma determinada quantidade de reagente desapareça, utilizando um cronometro. A reação estudada será da velocidade de oxidação do íon iodeto pelo peróxido de hidrogênio, conhecido comumente como água oxigenada (H2O2). A reação ocorre segundo a seguinte reação estequiométrica:
H2O2 (l) + 2I-(aq) + 2H+(aq) → I2 (g) + 2H2O(l) (reação 1)
O método funciona quanto uma quantidade fixa de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) é adicionada a mistura em relação com H2O2, KI, amido e tampão ácido acético-acetato de sódio. Este tampão mantém constante a concentração do íon hidrogênio em solução. Quando o peróxido de hidrogênio (H2O2) reage com o íon iodeto (I-), iodo (I2) é produzido. O iodo (I2) formado reage muito rapidamente com o íon tiossulfato (S2O-23) para recuperar o iodeto, o que mantém, portanto a concentração de íon iodeto constante.
2S2O-23 (aq) + I2(g) → 2I- (aq) + S4O-26 (aq) (reação 2)
Quando todo o tiossulfato tiver sido utilizado, a concentração de I2 aumenta. Na presença do iodeto, o I2 molecular forma o íon complexo triiodeto:
I2 + I- I3- (reação 3)
Este íon forma o complexo azul escuro com o amido adicionado. O aparecimento da cor azul indica que todo o tiossulfato foi utilizado. Vale lembrar que esta mudança de coloração corresponde a quantidade de estequiométrica de peróxido de hidrogênio também consumido na reação.
Portanto medimos o tempo necessário para que uma determinada quantidade de tiossulfato e peróxido de hidrogênio possam reagir. Quanto maior for a velocidade de reação, menor será o tempo da reação, uma vez que a velocidade e o tempo da reação são inversamente proporcionais.
Experimento I
Observe que com a variação das concentrações de cada um destes três reagentes (H2O2, I- e H+), determinaremos a ordem da reação em relação a cada um dos reagentes e a lei de velocidade de cada reação, que tem a forma:
(equação 1) [pic 1]
A tabela abaixo mostra os dados para obtenção das concentrações:
Experimento | Água (mL) | Tampão (HC2H3O2/ NaC2H3O2) 0,05 M (mL) | HC2H3O2 0,3 M (mL) | KI 0,05 M (mL) | CuSO4 0,1 M (mL) | Amido a 0,1% (mL) | H2O2 0,8 M (mL) | Na2S2O3 0,05M (mL) | Volume Final (mL) | Tempo da reação (minutos) | [H2O2] final mol/L |
1 | 75 | 30 | 0 | 25 | 0 | 5 | 10 | 5 | 150 | 2 a 4 min. | 0,053 |
2 | 75 | 30 | 0 | 25 | 0 | 5 | 10 | 5 | 150 | 2 a 4 min. | 0,053 |
3 | 80 | 30 | 0 | 25 | 0 | 5 | 5 | 5 | 150 | Pelo menos igual ao exp. 1 | 0,027 |
4 | 50 | 30 | 0 | 50 | 0 | 5 | 10 | 5 | 150 | Conc. KI duplicada, o tempo da reação deve ser menor. | 0,053 |
5 | 30 | 30 | 45 | 25 | 0 | 5 | 10 | 5 | 150 | [H+] é quase 10 vezes maior. Se o tempo da reação for o mesmo que o exp. 1 sugere que a reação é de ordem zero para este reagente. | 0,053 |
6 | 70 | 30 | 0 | 25 | 5 | 5 | 10 | 5 | 150 | O cobre funciona como catalisador da reação, portanto a reação deve ocorrer em tempo menor que o observado para exp. 1 | 0,053 |
- Calculo da concentração final [H2O2] no experimento 1:
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