Estudo da cinética Química
Rui Pedro Lousa das Neves
Bioquímica Grupo 3
Coimbra 14 /04/99
Introdução
A realização deste trabalho tem como objectivo principal o estudo da cinética de uma
reacção segundo dois pontos fundamentais:
- A influência da temperatura na velocidade e na própria constante da reacção, com
determinação desta última a várias temperaturas ;
- A influência das concentrações na velocidade da reacção .
Cálculos
Preparação de Soluções
Preparação da solução de Na2S2O3 . 5H2O
M (Na2S2O3 . 5H2O) = 248,18 g/ mol
Concentração C pretendida = 0,1 M
Volume v = 200 ml
C = n / v ⇔ n = 0,02 mol
m = M . n ⇔ m = 4,963 g
Solução de KI
M (KI) = 166,0 g/mol
Concentração C pretendida = 0,25 M
Volume v = 250 ml
n = C . v ⇔ n = 0,0625 mol
m = n . M ⇔ m = 10,375 g
Solução de NaCH3COO
M (NaCH3COO) = 82,05 g/mol
Concentração C pretendida = 1,0 M
Volume v = 100 ml
n = C . v ⇔ n = 0,10 mol
m = n . M ⇔ m = 8,205 g
Resultados
Copo
KI ( cm3 )
H2O2 ( cm3 )
Temperatura
Tempo (s)
1
2
3
4
60
40
30
20
10
10
10
10
20
20
20
19
140
205
261
355
4
5
6
7
20
20
20
20
10
30
20
40
20
20
21
20
320
60
180
95
Cálculo da velocidade e seu logaritmo
Os cálculos a seguir apresentados são referentes á determinação do reagente limitante
nos sistemas em que foi usado menor quantidade de KI
2H+(aq)+ H2O2 (aq) + 2I-(aq) → 2H2O(l) + I2 (s)
I2 (s) + S2O32-(aq) → S4O62-(aq) + 2I-(aq)
Volume de KI utilizado = 20 ml
Volume de Na2S2O3 utilizado = 10 ml
n de I- para reagir : n = C . v ⇔ n = 5,0 . 10 -3 mol
n de I2 formado = ½ n de I- ⇔ n de I2 = 2,5 . 10 -3 mol
n de S2O32- para reagir : n = C . v = 0,001 mol
Como a estéquiometria da reacção é de 1 para 1 o tiosulfato é o reagente limitante.
Assim para o cálculo da velocidade o número de moles de I2 que efectivamente
reagiram foram 0,001 mol.
Como foi acima referido, este foi um cálculo tendo por base os sistemas com menor
quantidade de KI. Mesmo assim este encontra-se em excesso significando isso que o
tiosulfato é o reagente limitante em todos os sistemas do trabalho e que o número de
moles de I2 formado foi sempre 0,001 mol .
Copo
moles S2O3
que reagiu
moles deI2
formado
Tempo
Velocidade
. 10-6 mol/s
log v
1
2
3
4
0,001
0,001
0,001
0,001
7,5 . 10 –3
5,0 . 10 –3
3,75 . 10 –3
2,5 . 10 –3
140
205
261
355
7,14
4,88
3,83
2,82
-5,15
-5,31
-5,42
-5,55
4
5
6
7
0,001
0,001
0,001
0,001
2,5 . 10 –3
2,5 . 10 –3
2,5 . 10 –3
2,5 . 10 -3
320
60
180
95
3,12
16,7
5,56
10,5
-5,50
-4,78
-5,25
-4,98
Cálculo da molaridade inicial de I- e de H2O2
Os cálculos seguintes são referentes ao copo nº 1 e servem como base para todos os
outros:
Molaridade de I-
Concentração C inicial = 0,25 M
Volume v retirado = 60 ml
n = C . v ⇔ n = 0,015 mol
Volume v de solução final =200,0 ml
n inicial = n final = 0,015 mol
C = n / v ⇔ C = 0,075 M
Molaridade de H2O2
Concentração C inicial = 0,89 M
Volume v retirado = 10 ml
n = C . v ⇔ n = 0,116 mol
Volume v de solução final =200,0 ml
n inicial = n final = 0,116 mol
C = n / v ⇔ C = 0,0445 M
Copo
[ I- ]
log [ I- ]
[ H2O2 ]
log [ H2O2 ]
1
2
3
4
0,075 M
0,05 M
0,0375 M
0,025 M
-1,12
-1,30
-1,43
-1,60
0,0445
0,0445
0,0445
0,0445
-1,35
-1,35
-1,35
-1,35
4
5
6
7
0,025 M
0,025 M
0,025 M
0,025 M
-1,60
-1,60
-1,60
-1,60
0,0445
0,134
0,089
0,178
-1,35
-0,873
-1,05
-0,750
Determinação da ordem de reacção
Em relação a IA equação que nos permite calcular a velocidade da reacção é:
v = k [ H2O2 ] n . [ I -] m
Tendo em conta que a concentração de H2O2 é constante:
k’ = k . [H2O2]n
Assim, teremos:
v = k’. [ I -] m
Aplicando logaritmos teremos:
log v = log K’ + m . log [ I
⇓
y =
⇓
b
⇓
+ m .
]
⇓
x
Gráfico que traduz log v vs log [ I -]
log [ I ]
-2
-1,5
-1
-0,5
0
-5,1
-5,15
-5,2
-5,25
-5,3
-5,35
-5,4
-5,45
-5,5
-5,55
-5,6
log v
y = 0,84x - 4,2126
R2 = 0,9972
O declive do gráfico é aproximadamente 1 o que nos permite dizer que o ordem da
reacção em relação a I- é 1.
Em relação a H2O2
A equação que nos permite calcular a velocidade da reacção é:
v = k [ H2O2 ] n . [ I -] m
Tendo em conta que a concentração de H2O2 é constante:
k’’ = k . [I -]m
Assim, teremos:
v = k’’. [H2O2] n
Aplicando logaritmos teremos:
log v = log K’’ + m . log [H2O2]
⇓
⇓
⇓
⇓
y = b + m . x
Gráfico que traduz log v vs log [ H2O2 ]
log [ H O ]
-1,6
-1,4
-1,2
-1
-0,8
-0,6
-0,4
-0,2
0
-4,7
-4,8
-4,9
-5
-5,1
-5,2
-5,3
-5,4
-5,5
-5,6
log v
y = 1,0688x - 4,0525
R2 = 0,7847
O declive do gráfico é aproximadamente 1 o que nos permite dizer que o ordem da
reacção em relação a H2O2 é também 1.
Cálculo da constante cinética
k’ = k . [H2O2]
log k’ = -4,2126
antilog k’ = k . [H2O2]
k’’ = k . [I-]
log k’’ = -4,0525
antilog k’’ = k . [I-]
k1 = (antilog k’ ) / [H2O2]
k1 = 1,38 . 10-3
k2 = (antilog k’’ ) / [I-]
k2 = 3,54 . 10-3
k = (k1+ k2) /2
= 2,46 . 10-3
3ª Parte
Efeito da temperatura na velocidade da reacção
Sabendo as concentrações de I- , de H2O2 e a velocidade da reacção, podemos para
cada um dos sistemas calcular a sua constante cinética pela expressão:
v = k [ H2O2 ] . [ I -]
Temperatura
ºC – K
20 – 293
30 – 303
40 – 313
50 – 323
Tempo
(s)
261
105
55
28
[I -]
M
0,0375
0,0375
0,0375
0,0375
Determinação da energia de activação
A partir da equação de Arrhenius:
k = Ae-E /RT
e aplicando logaritmos naturais:
ln k = ln (Ae-E
/RT
)
onde:
k é a constante cinética;
A um factor de frequência;
Ea a energia de activação;
T a temperatura absoluta em kelvins;
R a constante dos gases ideais.
[ H2O2 ]
M
0,0445
0, 0445
0, 0445
0, 0445
Velocidade
mol/s
3,83 . 10-6
9,52 . 10-6
18,2 . 10-6
35,7 . 10-6
k
2,30 .10-3
5,70 .10-3
1,10 .10-2
2,14 .10-2
É possível verificar um comportamento linear por parte desta expressão:
 E  1
ln k =  −    + ln A
 R   T
⇓
⇓
⇓
⇓
y = m . x + b
Traçando o gráfico log K correspondente a este comportamento linear podemos
calcular o declive da recta e obter assim o valor do termo: -E/R
1/T
3, 41 .10-3
3, 30 .10-3
3, 19 .10-3
3,10 .10-3
Ln k
- 6,07
- 5,17
- 4,51
- 3,84
0,00305 0,0031 0,00315 0,0032 0,00325 0,0033 0,00335 0,0034 0,00345
1/T (K )
0
-1
ln k
-2
-3
y = -7068,3x + 18,074
R2 = 0,9965
-4
-5
-6
-7
Assim temos que o valor do declive da recta é -7068,3 e sabendo que R = 8,314 J / K
.mol
- Ea /R = -7068,3 ⇔ Ea = 7068,3 x 8,134⇔
⇔ Ea = 58,76 KJ.mol-1
Conclusão
Após a realização do trabalho e a análise dos resultados obtidos podemos chegar a
uma série de conclusões, mas, primeiramente convém referir a função de
determinados compostos, que apesar de não terem interferido directamente na
reacção, possuíram uma importância fulcral para a realização do trabalho.
Nestas situações temos o tiossulfato de sódio e a solução tampão. O tiossulfato
funciona como um retardador. Foi graças ao tiossulfato que conseguimos medir os
tempos das reacções, pois o tempo necessário para o aparecimento da cor azul (
resultante do complexo formado entre o amido e o iodo) era tão pequeno que seria
imperceptível a diferença entre os vários copos.
Em relação à solução tampão esta vai originar a não dependência da Lei cinética
relativamente à concentração de H+ . O que sucede é que uma das parcelas da Lei
Cinética é dependente do pH: se o pH for maior que 5 a Lei Cinética vai possuir duas
parcelas:
v = k [H2O2] [I-] + k’ [H2O2] [I-] [H+]
Ora, com a utilização da solução tampão vamos manter um pH de solução de 4,75.
Este valor de pH vai ser suficiente para que não exista uma dependência da Lei
Cinética, relativamente, à concentração de H+. Deste modo apenas consideramos a
primeira parcela para a expressão da lei cinética.
No que respeita às variações do tempo decorrido até ao aparecimento da cor azul, é
possível verificar que um aumento de concentração de peróxido de hidrogénio ou de
iodeto de potássio origina um menor tempo decorrido até ao aparecimento da cor azul.
Consequentemente, uma menor concentração dos reagentes origina um tempo maior.
É possível chegar à conclusão que a concentração influencia a velocidade da reacção.
No nosso trabalho verificou-se uma ordem 1 em relação a ambos os reagentes. Isto
significa que quando duplicamos a concentração de um dos reagentes, mantendo a
concentração do outro constante, a velocidade da reacção duplica também. No entanto
verificámos ao traçar o gráfico respeitante ao cálculo da ordem de reacção em função
do peróxido que a recta obtida não se aproxima muitos dos pontos nele marcados.
Esta discrepância deve-se a imprecisões ocorridas na medição de volumes ou de
tempo.
No que se refere à Parte III do trabalho, foi fácil verificar que um aumento de
temperatura correspondia a um consequente aumento da velocidade da reacção que é
facilmente explicável pelo aumento de energia cinética que os reagentes
experimentam proporcionando isso um maior número de choques.
Foi também possível verificar a alteração do valor da constante cinética nos vários
ensaios. Assim, podemos concluir que a temperatura é um factor capaz de alterar a
constante de uma reacção, alterando consequentemente a sua velocidade.
Em último, podemos ainda calcular a energia de activação: 58,76 KJ.mol-1
Bibliografia
Formosinho, S.J., Fundamentos de Cinética Química, Fundação Calouste Gulbenkian