Relatorio de qf

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Laboratórios QO-QF
Módulo de Química-Física


Resumo

A cinética de uma reacção consiste na velocidade com que ela ocorre, traduzida por leis que expressam a dependência da velocidade de reacção com as concentrações molares dos reagentes.
O objectivo deste trabalho foi o estudo da cinética da halogenação da Ciclo-Hexanona determinando-se a sua constante e pseudo-constante de velocidade dareacção, esperando-se que a velocidade da reacção não dependesse da concentração de Iodo, isto é, que a ordem parcial da reacção relativamente ao Iodo fosse zero. Era também esperado que a absorvência da mistura utilizada diminuisse ao longo do tempo, uma vez que o Iodo foi sendo consumido e o seu máximo de absorção é aos 540 nm (comprimento de onda em que foi calibrada a mistura de referência).Para tal foi utilizado o método do isolamento de Ostwald, no qual as concentrações iniciais de Ácido e Ciclo-Hexanona tem de ser muito superiores à do Iodo.
A partir da lei de Lambert-Beer foi possível determinar o valor da absortividade e consequentemente da pseudo-constante de velocidade. Assim com o valor de k’ (3,943*10-6 mol dm-3s-1) foi possível escrever a lei de velocidade parcial, queigualada à lei de velocidade global, permitiu obter a constante k, cujo valor foi 8,216*10-6 s-1 mol-1dm3.
Após o tratamento de dados obteve-se também uma representação gráfica linear da absorvência em função do tempo, confirmando a previsão de que a ordem parcial da reacção relativamente ao Iodo foi zero.

Tratamento de dados

Para que fosse possível calcular as concentrações inicias, c2, deCiclo-Hexanona, Ácido Clorídrico e Iodo na mistura utilizada, recorreu-se à fórmula c1v1=c2v2, sendo que c1 são as concentrações das soluções fornecidas, v1 são os volumes de cada solução adicionados à mistura e v2 o volume total da mistura.
Tabela 1. Concentrações e volumes de ciclo-hexanona.
C1/ mol dm-3 | V1/ dm3 | V2 /dm3 | C2/mol dm-3 |
0,48 | 0,005 | 0,025 | 0,096 |

Tabela 2.Concentrações e volumes de HCl
C1/ mol dm-3 | V1/ dm3 | V2 /dm3 | C2/mol dm-3 |
0,5 | 0,01 | 0,025 | 0,20 |

Para preparar a solução de Iodo foi necessário preparar outra solução (de Iodeto de Potássio a 10% (m/v)) que funcionasse como solvente. Para tal mediram-se:
* m (Iodeto de Potássio) = 2,520 ± 0,001 g
* m (Iodo) = 0,104 ± 0,001 g

Com base nestas medições, o número de moles erespectiva concentração encontram-se calculadas na tabela.

Tabela 3. Concentrações e volumes de Iodo

n experimental / mol | C1/ mol dm-3 | V1/ dm3 | V2 /dm3 | C2/mol dm-3 |
4,0976E-04 | 2,0488E-02 | 0,01 | 0,025 | 8,1951E-03 |

Seguidamente à preparação da mistura de 25 cm3 contendo Ciclo-Hexanona, Ácido Clorídrico e Iodo (1:2:2) mediu-se a sua absorvência a um comprimento de onda de540 nm em intervalos de 1 minuto durante 10 minutos, tendo-se obtido a seguinte tabela e respectiva representação gráfica:

Tabela 4. Tempo e absorvência (λ=540 nm) da mistura de ciclo-hexanona, ácido e iodo.
Tempo / segundos | Absorvências |
25,0 | 0,592 |
68,0 | 0,584 |
128 | 0,569 |
188 | 0,552 |
248 | 0,534 |
308 | 0,515 |
368 | 0,497 |
428 | 0,478 |
488 | 0,459 |
548 |0,439 |
608 | 0,419 |

Fig.1 Gráfico da absorvência da solução em função do tempo para a mistura utilizada.
Por se tratar de uma representação gráfica linear, pode-se concluir que o reagente isolado (Iodo) tem ordem de reacção zero.
Ajustando uma recta aos resultados obteve-se a equação y =-0,0003x+0,6058, a partir da qual foi possivel calcular a pseudo-constante de velocidade de reacção.Sabendo que em x=0:
y=-0,0003*0+0,6058 ⟺ y= 0,6058 (o que corresponde à absorvência no instante inicial)
E substituindo este valor na lei de Lambert-Beer, A=εlc, obteve-se:
0,6058=ε*1*0,008 ⟺ ε= 0,60580,008 = 76, 08 dm3mol-1
mε = -0,000376,08 = -3,943*10-6 = -k’ ⇒ k’= 3,943*10-6 mol dm-3s-1.
Os cálculos podem ser conferidos na seguinte tabela:
Tabela 5. Determinação da pseudo-constante...
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