VELOCIDADE DA REAÇÃO ENTRE TIOSULFATO DE SÓDIO E ÁCIDO CLORÍDRICO.
Por: Beatriz Lima • 10/5/2017 • Trabalho acadêmico • 2.195 Palavras (9 Páginas) • 514 Visualizações
UNIVERSIDADE METODISTA DE PIRACICABA
FACULDADE DE ENGENHARIA, ARQUITETURA E URBANISMO
CURSO DE QUÍMICA BACHARELADO
VELOCIDADE DA REAÇÃO ENTRE TIOSULFATO DE SÓDIO E ÁCIDO CLORÍDRICO.
Cinética Química – Prof. Lauriberto Paulo Belem
Alunos: Ana Lúcia Nunes da Costa RA: 15.2012 -1
Beatriz Lima dos Santos 15.2019-6
Isabela Oliveira Silva 15.0677-3
Julia Aranda Succi 15.0826-6
Santa Barbara d’ Oeste
2017
SUMÁRIO
1.INTRODUÇÃO TÉORICA ......................3
2.OBJETIVO............................................................................ 5
3.MATERIAIS E REAGENTES 5
4.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 6
5.RESULTADOS E DISCUSSÃO 6
6.CONCLUSÃO 13
7. BIBLIOGRAFIA........................................................................................ 14
- INTRODUÇÃO TEÓRICA
- Leis fundamentais de velocidade de reação.
- Equação de velocidade.
A taxa de desenvolvimento ou velocidade de uma reação química, a uma dada temperatura, é diretamente proporcional ao produto de uma constante pelas concentrações dos reagentes, em quantidade de matéria, elevadas aos seus respectivos expoentes determinados experimentalmente. Se a velocidade da reação depende da concentração dos reagentes podemos expressar como:
[pic 1]
Onde é uma constante conhecida como ordem de reação.[pic 2]
A relação entre a velocidade e a concentração é denominada equação de velocidade e expressa por :
[pic 3]
Onde é uma constante para cada reação denominada constante de velocidade.[pic 4]
A equação de velocidade estabelece que, na medida em que a velocidade da reação varia com a concentração dos reagentes, a velocidade de uma reação, não depende da concentração dos produtos.
- Ordem de reação.
Equação de 1ª ordem: Quando experimentalmente se determina que a velocidade é diretamente proporcional à concentração do reagente A.
[pic 5]
Equação de 2ª ordem: Quando experimentalmente se determina que a velocidade é proporcional à concentração do reagente A elevado ao quadrado.
[pic 6]
Assim para um processo do tipo caso seja determinado experimentalmente que a equação de velocidade é:[pic 7]
[pic 8]
Então a reação é segunda ordem (global), primeira ordem com relação ao reagente A e primeira ordem com relação ao regente B.
Em geral, para uma reação [pic 9]
[pic 10]
A ordem de reação é a soma dos expoentes [pic 11]
A ordem com relação ao reagente A é , com relação a B é respectivamente.[pic 12][pic 13]
- Constante de velocidade
A constante de velocidade proporciona uma medida útil da velocidade da reação química em dada temperatura. Suas unidades dependem da ordem da reação. Para uma reação de primeira ordem, tem unidade de . Para uma reação de segunda ordem, tem unidade de [pic 14][pic 15][pic 16][pic 17]
- Equação de Arrenius
A equação de velocidade na forma:
[pic 18]
Expressa a dependência da velocidade da reação com as concentrações dos reagentes. De fato, a velocidade de uma reação varia acentuadamente com a temperatura, na medida que para processos típicos , ao se aumentar 10ºC a velocidade pode duplicar ou triplicar.
Experimentalmente Arrhenius encontrou que a constante de velocidade varia com a temperatura de acordo com a relação:
[pic 19]
Onde e são constantes e a temperatura absoluta.[pic 20][pic 21][pic 22]
- Energia de ativação
Van´t Hoff e Arrhenius encontraram que base cientifica desta lei é a relação entre as constantes de equilíbrio e a temperatura absoluta, conhecida como isócora de Van´t Hoff. Que podem ser expressas com duas equações:[pic 23]
Ou [pic 24][pic 25]
A energia de ativação pode ser entendida como uma barreira de energia potencial.
KV = constante de velocidade; E = energia de ativação; A = fator de freqüência. Somente reagem as moléculas que possuem energia suficiente para formar o complexo ativado (alcançar o pico da barreira).
- OBJETIVO
Verificar como a variação da concentração dos reagentes influi na velocidade da reação:
S2O3(aq) -- + 2 H(aq) + → S(s) + SO2(g) + H2O (aq )
- MATERIAIS E REAGENTES
- 11 Béckers de 100ml;
- 4 Pipetas, sendo uma de cada de: 25ml, 20ml, 10ml e 5ml;
- Bacia com gelo;
- Máquina para banho maria;
- Termômetro;
- Cronômetro;
- S2O3 (0,3Mol/L) e S2O3 (1Mol/L);
- HCl (2 Mol/L) e HCl (0,3 Mol/L);
- Água.
- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Parte 1 – S2O3
Para determinar a ordem de reação do S2O3 (0,3Mol/L), utilizou-se 5 Béckers de 100ml cada, adicionando em cada um deles a quantidade descrita na tabela 1 tanto de S2O3 quanto, posteriormente, de H2O.
Por baixo de cada Bécker, foi colocada uma tira de papel da cor azul. Em seguida, foram adicionados 5 ml de HCl (2 Mol/L) em cada Bécker, sendo um de cada vez, cronometrou-se imediatamente (e anotando) o tempo em que levava para que a tira azul não fosse mais visível, com esta observada de cima para baixo.
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