Determinação da ordem da reação entre o íon tiossulfato e ácido sulfúrico empiricamente



  1. Resumo
  2. Objetivos e justificativas
  3. Introdução
  4. Fatores que alteram a velocidade das reações
  5. Leis de velocidade
  6. Experimental
  7. Conclusões
  8. Bibliografia

Resumo

O presente artigo é um relato experimental do estudo cinético de determinação da ordem de reação entre o ácido sulfúrico e o íon tiossulfato através do método gráfico.

Palavras-chave: ordem de reação, método gráfico, relato experimental.

Objetivos e justificativas

Estudar a cinética da reação entre o ácido sulfúrico e o íon tiossulfato e avaliar o comportamento da velocidade de reação, quando é variada a concentração dos reagentes. Determinar a ordem da reação através do método gráfico.

Introdução

O termo cinética foi originalmente usado em relação a movimento. Assim, a teoria cinética dos gases trata de suas propriedades que dependem do movimento das partículas. A Cinética Química estuda as velocidades das reações químicas e todos os fatores que a influenciam, tentando explicar o comportamento macroscópico dos sistemas em termos de modelos microscópicos. O estudo das velocidades de reação é de grande interesse no campo da tecnologia química[1]

A velocidade de uma reação é uma medida do tempo de aparecimento de um reagente ou aparecimento de um produto, podendo ser definida em relação a qualquer componente de uma reação. Muitos fatores interferem diretamente na velocidade das reações, como veremos a seguir[2]

Fatores que alteram a velocidade das reações 2

- Concentração dos reagentes: Normalmente, quanto mais concentrados os reagentes, maior a velocidade de reação. Existem, porém, exceções para esta regra.

- Temperatura: Normalmente, a velocidade das reações cresce com o aumento de temperatura. Um aumento de 10 K pode dobrar a velocidade de reação.

- Estado físico dos reagentes: A velocidade das reações depende da superfície específica reativa, por isso segue a ordem: gases > soluções > líquidos puros > sólidos.

- Presença de catalisador ou inibidor: O catalisador acelera uma reação, enquanto o inibidor retarda.

- Luz: A presença ou não de luz de um determinado comprimento de onda também pode acelerar certas reações químicas.

As reações podem ser agrupadas em duas amplas categorias: homogenias – quando ocorrem em uma única fase – e heterogenias – quando o aspecto da mistura não é uniforme e a reação ocorre na separação entre as fases, tal como acontece quando são utilizados catalisadores sólidos. Veja os exemplos abaixo[3]

Reações homogêneas

H2 + I2 = 2 HI ( Em fase gasosa

CH3COCl + CH3CH2OH = CH3COOCH2CH3 ( Em fase líquida

Reações heterogêneas

Al2O3

CH3CH2OH = C2H4 + H2O

Pt / Ni / Pd

C2H4 + H2 = C2H6

Leis de velocidade 2

A cinética formal aborda o estudo das equações cinéticas sob um ponto de vista puramente matemático. Atribui-se sinal positivo para produtos formados e negativo para reagentes consumidos.

- Leis de velocidade de ordem zero: Uma reação é de ordem zero quando sua velocidade independe da concentração dos reagentes. Não são muito comuns reações deste tipo, pois a maioria das reações segue leis de primeira ou segunda ordem. A equação geral de uma reação de ordem zero é: M ( produtos, que tem a seguinte lei de velocidade, -d[m]/dt = k. Se integrarmos os dois membros, temos:

? -d[M] = ? k. dt

-[M] = k.t

Em t =0, [M] = [M]0, o que nos fornece a lei de velocidade integrada para reações de ordem zero: [M] = - k.t + [M]0

A forma integrada da lei de velocidade mostra que o gráfico da concentração de M em função do tempo nos fornece uma reta cuja inclinação será a constante de velocidade de ordem zero aparente.

Esta constante deverá ter a mesma unidade da velocidade da reação, mol/m3.s. Seu significado é que a velocidade da reação independe da concentração de qualquer reagente e pode ser observada apenas se as concentrações dos reagentes não puder variar à medida que a reação se desenvolve, o que é bastante incomum. Estas reações não são encontradas comumente. Um exemplo de reação deste tipo poderia ser uma reação no eletrodo onde apenas o material adsorvido na superfície deste pudesse reagir.


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