Experimento 10: ESTUDO CINÉTICO DA REAÇÃO DA ACETONA COM IODO

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O experimento foi realizado em 3 partes dadas as diferentes temperaturas pedidas pela tabela 1, assim primeiramente foi realizado à temperatura ambiente e logo em seguida as demais :

1. 24 o C

Nos 7 primeiros experimentos por serem realizados a temperatura ambiente, os tubos eram colocados por 1 minuto mais o menos em um béquer contendo água (24 o C) com a finalidade de atingirem o equilíbrio térmico.

Em todos os 7 experimentos, o conteúdo do tubo “A” era adicionado no tubo “B” e simultaneamente o cronômetro era acionado. Observou-se os tubos por cima e parando o cronômetro no exato momento em que a solução que por apresentar iodo tinha uma cor amarela se tornasse transparente.

2. 4 o C

Em um béquer contendo agua da pia foi colocado gelo e se fez adicioes sucessivas de gelo e agua corrente afim de se obter uma temperatura mais próxima a 14 o C. Assim, realizou-se o mesmo processo anterior.

3. 34 o C

Transportou-se água do banho-maria a uma temperatura aproximadamente igua a 34 o C para um béquer e logo após a aferição da mesma, repetiu-se o processo para obtenção do equilíbrio químico e em seguida repetiu-se o processo dos 7 tubos anteriores.

4.C. 44 o C

Transportou-se agora, do banho-maria, água a uma temperatura de 44 o C para um béquer e assim repetiu-se os mesmos processos, finalizando assim a parte experimental.

2.2 PERICULOSIDADE DOS REAGENTES

- Iodo: Altamente corrosivo com risco de queimaduras

- HCl: Deve-se ter muito cuidado no manuseio, acido muito forte, corrosivo.

- Acetona: Inflamável, inalação em grandes dosagens pode causar vertigens , náuseas e dermatites.

3. RESULTADOS E DISCUSSÃO

Dada a reação obtida no experimento via o pré-relatório, temos que :

H3CCOCH3(aq) + I2(aq) → H3CCOCH2I(aq) + H+(aq) + I-(aq) (1)

A equação acima possui um mecanismo que envolve 3 etapas que são:

a)H3CCOCH3(aq) +H+(aq) H3CC(OH)CH2(aq) (etapa lenta)

b) H3CC(OH)CH2(aq) + I2(aq) H3CC+(OH)CH2I(aq) + I-(aq)

c) H3CC+(OH)CH2I(aq) + I-(aq) H3CCOCH2I(aq)) + H+(aq) + I-(aq)

A etapa “A” é a que determina a velocidade da reação, pois, é a etapa lenta, onde ocorre a reação do ácido com a acetona resultando no enol. As etapas b e c ocorrem rapidamente e os tempos encontrados serão expostos na tabela 02 abaixo.

Tabela 2. Volumes de acetona, ácido clorídrico, água destilada, iodo correspondentes a cada ensaio e seus respectivos tempos de virada.

[pic 2]

Assim, aferidos os tempos como mostra na tabela 2, podemos dar início aos cálculos que o experimento pede que sejam feitos:

1)Concentração dos reagentes

- Acetona

Foram calculados as concentrações finais de acetona para os 3 volumes dados, 2mL, 4 mL e 6 mL.

C1V1=C2V2

C2= C1V1 / V2

Para 2ml.

Cf= 4mol-1 * 2mL /10mL= 0,8 mol-1

Para 4ml

Cf= 4 mol-1 * 4 mL /10mL= 1,6 mol-1

Para 6ml

Cf= 4mol * 6 ml /10mL= 2,4 moL-1

- Iodo

CiVi=CfVf

Cf= CiVi / Vf

Para 2ml.

Cf= 0,005mol* 2 mL/ 10 mL= 0,001 mol-1

Para 4ml

Cf= 0,005mol* 4 mL/ 10 mL= 0,002 mol-1

Para 6ml

Cf= 0,005mol* 6 mL/ 10 mL= 0,031 mol-1

-HCl

CiVi=CfVf

Cf= CiVi / Vf

Para 2ml.

Cf= 1mol-1* 2mL/10mL= 0,2 mol-1

Para 4ml

Cf= 1mol-1* 4mL/10mL= 0,4 mol-1

Para 6ml

Cf= 1mol-1* 6mL/10mL= 0,6 mol-1

Sabendo agora as concentrações de iodo e sendo ele o reagente limitante (elemento que vai determinar a quantidade de produto formado), podemos calcular a velocidade das reações seguindo a equação global da reação :

V=k[acetona]a[H+]b[I2]c eq.1

Tendo em mente que a reação lenta (reação “a”) , não depende do iodo, consideramos c=0. Assim, com o iodo em pequena quantidade e as de acetona e hidrogênio em excessos, elas podem ser negligenciadas, tornando a equação da velocidade simples :

V=[I2] /t

Assim, temos que as velocidades das reações correspondem a :

2)Velocidade das reações

-Experimento 1

V=[I2] /t

V=0,001mol-1/90s= 1,1 x10-5 mol-1s-1

-Experimento 2

V=[I2] /t

V=0,001mol-1/74s=1,35x10-5 mol-1s-1

-Experimento 3

V=[I2] /t

V=0,001mol-1/55s=1,81 x10-5 mol-1s-1

-Experimento 4

V=[I2] /t

V=0,001mol-1/63s= 1,58 x10-5 mol-1s-1

-Experimento