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relatorio práticas de cinética quimica ...

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA INSTITUTO DE QUÍMICA CURSO DE GRADUAÇÃO EM ENGENHARIA QUÍMICA

.

CINÉTICA QUÍMICA

Salvador 2019

1. INTRODUÇÃO

A cinética química é um ramo da química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. É dada pelo consumo de reagente ou formação de produtos em um intervalo de tempo 

Vm = Δconcentração/Δtempo, ou;



Vm = Δmassa/Δtempo, ou;



Vm = Δnúmero de mols/Δtempo.

A teoria das colisões é extremante importante para o entendimento dos fatores que influenciam a velocidade de uma reação, segundo esta teoria quanto maior for a frequência dos choques, maior será a rapidez da reação. Além disso, é necessário que a colisão ocorra com uma quantidade mínima de energia, suficiente para que haja um rearranjo dos átomos dos reagentes, formando os produtos. Essas colisões entre os reagentes que resultam em produtos são chamadas de colisões efetivas. Os fatores que influenciam a velocidade das reações, portanto também influenciam na frequência e na energia em que ocorrem as colisões. Sendo eles:  Pressão: Em uma dada temperatura, o aumento da pressão em um sistema é diretamente proporcional ao aumento da velocidade da reação, visto que com o aumento da pressão o volume do sistema diminui aproximando as partículas dos reagentes, aumentando a probabilidade de colisões entre eles, e consequentemente aumentado a probabilidade de colisões efetivas. No entanto a influência da pressão nos reagentes nos estados líquido e sólido são insignificantes, sendo a apenas significativo no estado gasoso.  Concentração: O aumento da concentração dos reagentes diminui o tempo de reação, isso ocorre devido a em um mesmo espaço com um número de partículas de reagente há um aumento das colisões entre eles resultando numa maior velocidade de reação.  Temperatura: A variação de temperatura é também um fator diretamente proporcional a velocidade da reação, logo com o aumento da temperatura, há um aumento da energia cinética das moléculas dos reagentes, elevando assim a probabilidade de choques efetivos.  Superfície de contato: Novamente este também um fator diretamente proporcional a velocidade da reação, em virtude de um aumento na área superficial dos reagentes há um aumento na probabilidade choques efetivos, resultando numa velocidade de reação maior  Energia de ativação: Para que uma reação ocorra, é necessário que aconteça a quebra das ligações dos reagentes e a formação de novas ligações. Porém, colisões com baixa energia não são capazes de romper as ligações entre os átomos. A reação se completa quando as

moléculas dos reagentes presentes se chocam com uma energia mínima necessária para romper suas ligações e possa se formar uma substância intermediária entre os reagentes e os produtos, o complexo ativado. Complexo ativado é o estado intermediário (estado de transição) formado entre reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (presentes nos reagentes) e formação de novas ligações (presentes nos produtos). Portanto com uma menor energia de ativação, há um aumento na velocidade de reação.  Catalisador: O catalisador é uma substância química responsável, por aumentar a velocidade de uma reação química. Esta substância promove caminhos (mecanismos) diferentes, mais rápidos e com menor energia de ativação para que as transformações ocorram. Logo com uma diminuição na energia de ativação, resulta numa velocidade de ração maior O estudo da cinética é de extrema importância, visto que através dela é possível otimizar desde grandes processos industriais ou até menos em situações corriqueiras do dia-dia, retardando ou acelerando as reações.

2. OBJETIVOS Os experimentos em questão têm como objetivo a verificação experimental da influência da concentração dos reagentes, da área de contato, da temperatura de reação e da presença de um catalisador sobre o tempo necessário para que uma reação venha ocorrer.

3. MATERIAIS E REAGENTES

Materiais -Termômetro -Pipetas volumétricas -Tubos de ensaio -Béquer de 50 mL -Conta-gotas -Aquecedor -Balões volumétricos -Provetas de 10 mL -Béquer de 500 mL

Reagentes -Solução de NaIO3 0,02 mol.L-1 -Solução de H2SO3 0,01 mol.L-1 -Solução de amido -Solução de HCl 1 mol.L-1 -Zn granulado e em pó -Solução de H2C2O4 0,5 mol.L-1 -Solução de KMnO4 0,04 mol.L-1 -Solução de MnSO4 0,1 mol.L-1 -Solução de H2SO4 4,0 mol.L-1 -Solução de iodo

4. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 4.1 Influência da Concentração dos Reagentes Para realização do experimento, primeiramente foram separadas 2 provetas, na primeira adicionou-se 5mL da solução NaIO3 0,02 mol.L-1 em seguida adicionou-se aproximadamente três gotas de amido, na segunda proveta adicionou-se 5 mL da solução de HSO3 0,01 mol.L-1, após isso os líquidos presentes nas provetas foram misturados dentro de um béquer de 50mL e cronometrado a partir do contato inicial e agitado ligeiramente. Após determinado tempo em fundo branco pôde-se observar a mudança da coloração da reação. Em seguida os mesmos procedimentos foram realizados variando apenas a concentração da solução de NaIO3 que foram enumerados de acordo com a tabela mostrada: EXPERIMENTO

[IO3-] / mol.L-1

1 2 3 4 5

0,020 0,010 0,008 0,006 0,004

[HSO3-] / mol.L1 0,01 0,01 0,01 0,01 0,01

Tabela01.Distribuição de amostras variando apenas a concentração da solução de NaIO3.

4.2 Influência da área de contato Inicialmente pegou-se dois tubos de ensaios e a cada um deles foi adicionado 2 mL de solução de HCl 1 mol.L-1. No primeiro tubo coloque um pedaço de Zn e no outro uma quantidade equivalente de Zn em pó. Esta adição foi feita simultaneamente nos dois tubos. A fim de observar e comparar a velocidade aparente de reação nos dois tubos. 4.3 Influência da temperatura de reação Para a realização do experimento foram realizados os mesmos procedimentos do primeiro experimento, alterando-se apenas a temperatura e mantendo as mesmas concentrações para os reagentes. A turma foi dividida

em grupos e cada grupo realizou a prática a uma determinada temperatura que é mostrado na tabela a seguir:

GRUPO 1 2 3 4 5

TEMPERATURA UTILIZADA 14,5 ° C 21,0 º C 30,0 ° C T ambiente (30,0° C) 35,0 ° C

Tabela 02. Temperatura de cada grupo.

Apenas a solução de NaIO3 foi termostatizada na temperatura de trabalho. A solução indicadora de amido foi adicionada imediatamente antes da mistura dos reagentes. 4.4Influência do Catalisador Inicialmente foram separados dois tubos de ensaio e adicionou-se 5 mL de solução de H2C2O4 0,5 mol.L-1 e no outro foi adicionado 1 mL de solução de H2SO4 4 mol.L-1. Em seguida mais dois tubos foram separados e neles foram adicionados 4 mL de solução de KMnO4 0,04 mol.L-1 e em apenas um destes adicionou-se 5 gotas do MnSO4 0,1 mol.L-1.

5. TRATAMENTO DE DADOS 1) Para a variação na concentração de IO3- em função do tempo a 14,5ºC, foram obtidas as seguintes curvas:

[IO3-] x tempo (14,5oC) Concentração do IO3- (mol.L-1)

0.03 0.02 0.02 0.01 0.01 0 5

10

15

20

25

30

35

Tempo de Reação (s)

Experimento T (s) [IO3-], mol.L-1 1 10,81 0,02 2 20,26 0,01 3 23,84 0,008 4 29,02 0,006 5 41,57 0,004

40

45

ln [IO3-] x tempo (14,5oC) -3

ln[IO3-] (mol.L-1)

-3.5 -4 f(x) = − 0.05 x − 3.5 R² = 0.96

-4.5 -5 -5.5 -6 5

10

15

20

25

30

35

40

45

40

45

Tempo de Reação (s)

Experimento T (s) ln[IO3-], mol.L-1 1 10,81 -3,912023005 2 20,26 -4,605170186 3 23,84 -4,828313737 4 29,02 -5,11599581 5 41,57 -5,521460918

1/[IO3-] x tempo (14,5oC) 300 250

f(x) = 6.62 x − 27.83 R² = 0.99

1/[IO3-]

200 150 100 50 0 5

10

15

20

25

30

35

Tempo de Reação (s)

Experimento T (s) 1/[IO3-] 1 10,81 50 2 20,26 100 3 23,84 125 4 29,02 166,6666667 5 41,57 250

Como o segundo e o terceiro gráfico se aproximam de uma reta, a ordem da reação será definida por um deles. Ao observar o valor do coeficiente de correlação R², é possível verificar que o do terceiro gráfico é o que mais se aproxima de 1. Dessa forma, a reação é de segunda ordem em relação a [IO3-]. 2) Para a variação na concentração de IO3- a 30ºC, as seguintes curvas foram obtidas:

[IO3-] x tempo (30,0 oC) Concentração do IO3- (mol.L-1)

0.03 0.02 0.02 0.01 0.01 0 5

10

15

20

Tempo da reação (s)

Experimento T (s) [IO3-], mol.L-1 1 7,65 0,02 2 13,36 0,01 3 16,72 0,008 4 19,46 0,006 5 27,7 0,004

25

30

ln [IO3-] x t (30,0 oC) -3

ln[IO3-] (mol.L-1)

-3.5 -4 f(x) = − 0.08 x − 3.45 R² = 0.96

-4.5 -5 -5.5 -6 5

10

15

20

25

30

25

30

Tempo da Reação (s)

Experimento T (s) ln[IO3-], mol.L-1 1 7,65 -3,912023005 2 13,36 -4,605170186 3 16,72 -4,828313737 4 19,46 -5,11599581 5 27,7 -5,521460918

1/[IO3-] x t (30,0 oC) 300 250 f(x) = 10.09 x − 33.04 R² = 0.99

1/[IO3-]

200 150 100 50 0 5

10

15

20

Tempo de Reação (s)

Experimento T (s) 1/[IO3-] 1 7,65 50 2 13,36 100 3 16,72 125 4 19,46 166,6666667 5 27,7 250

Como o terceiro gráfico é o que mais se aproxima de uma reta, a partir do valor calculado de R², a reação também é de segunda ordem em relação a [IO3-] para 30,0ºC. 3) Obtendo os gráficos de [IO3-] X tempo(s), ln[IO3-] X tempo(s) e 1/ [IO3-] X tempo(s) em 35ºC, obtém-se, respectivamente:

[IO3-] x tempo (35,0 oC) Concentração do IO3- (mol.L-1)

0.03 0.02 0.02 0.01 0.01 0 0

5

10

15

20

25

30

35

40

45

50

40

45

50

Tempo da reação (s)

Experimento T (s) [IO3-], mol.L-1 1 3,72 0,02 2 8,86 0,01 3 11,38 0,008 4 34,71 0,006 5 44,23 0,004

ln [IO3-] x t (35,0 oC) -3

ln[IO3-] (mol.L-1)

-3.5 -4 f(x) = − 0.03 x − 4.17 R² = 0.81

-4.5 -5 -5.5 -6 0

5

10

15

20

25

30

Tempo da Reação (s)

35

Experimento T (s) ln[IO3-], mol.L-1 1 3,72 -3,912023005 2 8,86 -4,605170186 3 11,38 -4,828313737 4 34,71 -5,11599581 5 44,23 -5,521460918

1/[IO3-] x t (35,0 oC) 300 250 f(x) = 4.03 x + 55.34 R² = 0.91

1/[IO3-]

200 150 100 50 0 0

5

10

15

20

25

30

35

40

45

50

Tempo de Reação (s)

Experimento T (s) 1/[IO3-] 1 3,72 50 2 8,86 100 3 11,38 125 4 34,71 166,6666667 5 44,23 250

Como R² = 0,9056 do último gráfico é o que mais se aproxima de 1, pode-se concluir que para 35ºC, a reação é de ordem dois em relação a [IO3-].

4) Para T = 21,0 ºC:

Concentração do IO3- (mol.L-1)

[IO3-] x tempo (21,0 oC) 0.03 0.02 0.02 0.01 0.01 0 0

10

20

30

40

50

60

50

60

Tempo da reação (s)

1 2 3 4 5

5,76 9,23 13,1 24,76 48,27

0,02 0,01 0,008 0,006 0,004

ln [IO3-] x t (21,0 oC) -3

ln[IO3-] (mol.L-1)

-3.5 -4 -4.5

f(x) = − 0.03 x − 4.18 R² = 0.77

-5 -5.5 -6 0

10

20

30

40

Tempo da Reação (s)

1 2 3 4 5

5,76 9,23 13,1 24,76 48,27

-3,912023005 -4,605170186 -4,828313737 -5,11599581 -5,521460918

1/[IO3-] x t (21,0 oC) 300 250

f(x) = 4.25 x + 52.29 R² = 0.95

1/[IO3-]

200 150 100 50 0 0

10

20

30

40

50

60

Tempo de Reação (s)

Experimento T (s) 1/[IO3-] 1 5,76 50 2 9,23 100 3 13,1 125 4 24,76 166,6666667 5 48,27 250

É perceptível que a ordem de [IO3-] permanece constante independente da temperatura, de sorte que neste último experimento a uma temperatura de 21,0 ºC é possível observar que a ordem de [IO3-] permanece igual a dois, uma vez que o R² = 0,9464 é o que mais se aproxima de 1. Ao plotar o gráfico da constante cinética (K) a partir da equação de Arrhenius, foi obtida a seguinte curva tal que lnK está em função de 1/T:

2 1.8

f(x) = − 1562.9 x + 6.96 R² = 0.76

1.6 1.4

lnk

1.2 1 0.8 0.6 0.4 0.2 0 0

0

0

0

0

0

0

1/T

T (oC)

K

14,5

4,2197

21

5,7161

30

6,3198

35

6,1203

1/T (K-1) 0,00347 8 0,00340 1 0,0033 0,00324 7

lnK 1,43976 4 1,74328 7 1,84368 8 1,81161 1

6. CONCLUSÃO A partir da análise dos dados obtidos a partir da realização de experimentos variando a temperatura e a concentração de um dado reagente, que foi o IO3-, foi possível perceber que independentemente da temperatura, a

ordem de uma reação em relação à concentração do reagente é invariável. Assim, para todas as temperaturas trabalhadas (14,5ºC, 21ºC, 30ºC e 35ºC), a plotagem do gráfico evidenciou uma reação de segunda ordem. Como a velocidade muda mesmo assim, apesar da constância na ordem de reação, é natural imaginar que há outro fator que influencia na velocidade da mesma, e esse fator é a constante cinética (K), e tal comportamento pode ser explicado também por conta do impacto da energia cinética na sua magnitude, que está associada à temperatura, dentre outros fatores. O logaritmo da constante cinética em função do inverso da temperatura evidencia uma curva decrescente, o que denota, na realidade, aumento da constante cinética em função diretamente da temperatura....