Relatório DE Cinética Química PDF

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Aula prática de verificação experimentalmente de alguns fatores que determinam ou influenciam a velocidade das reações como o uso de catalisadores, temperatura, superfície de contato e a concentração. Observar quantitativamente a influência da concentração e da temperatura na velocidade das reações ...

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Cinética Química 1. OBJETIVO

Verificar experimentalmente alguns fatores que determinam ou influenciam a velocidade das reações como o uso de catalisadores, temperatura, superfície de contato e a concentração. Observar quantitativamente a influência da concentração e da temperatura na velocidade das reações a partir da análise do tempo necessária para que uma reação ocorra.

2. INTRODUÇÃO

A cinética química é o estudo das velocidades das reações, de como a velocidade varia em função das diferentes condições e quais os mecanismos de desenvolvimento de uma reação. A velocidade química de uma reação é o aumento da concentração molar do produto por unidade de tempo ou a redução da concentração molar do reagente por unidade de tempo (LAVORENTI, A.). As reações químicas ocorrem o tempo todo no nosso dia a dia, seja em nosso próprio corpo, como a digestão e a respiração, ou em outros eventos que ocorrem ao nosso redor, caso da formação de ferrugem e da queima de combustíveis. Uma reação química é considerada rápida quando apresenta grande consumo

de

seus

reagentes em

um curto

intervalo

de

tempo

e,

consequentemente, uma rápida formação de produtos. As reações lentas são aquelas em que, como o nome sugere, os reagentes combinam-se lentamente e ocorrem em longos períodos de tempo. (CEJARJ) Fatores que afetam a velocidade de uma reação química: 

Concentração

dos

reagentes:

Geralmente

quanto

mais

concentrado mais rápido é a velocidade: Existem exceções a esta regra; 

Temperatura: Normalmente a velocidade das reações aumenta com o aumento da temperatura. Um aumento de 10ºC chega a dobrar a velocidade de uma reação;



Estado físico dos reagentes: Normalmente a velocidade segue esta ordem: gases > soluções > líquidos puros > sólidos. Devido ao aumento da superfície específica;



Presença (concentração e forma física) de um catalizador ou inibidor: Catalizador acelera e inibidor diminui a velocidade de uma reação química;



Luz: A presença de luz de certo comprimento de onda também pode acelerar certas reações químicas (LAVORENTI, A.).

A velocidade de uma reação química depende das condições nas quais a reação está ocorrendo, tais como a temperatura, pressão, e as concentrações ou pressão parcial de algumas substâncias presentes. É importante conhecer tanto a extensão como a velocidade de uma reação química ao mesmo tempo, porque a velocidade observada de uma reação depende normalmente das concentrações ou pressão parcial de alguns se não todos os reagentes e, na maioria das reações, as concentrações ou pressões parciais de todos os reagentes diminui gradativamente à medida que a reação se desenvolve. Uma maneira na qual tanto a extensão como a velocidade da reação pode ser obtida ao mesmo tempo, é preparar soluções isoladas dos reagentes, misturá-las rapidamente e medir a velocidade imediatamente após a mistura, obtendo assim a velocidade inicial da reação. A velocidade inicial é mais frequentemente obtida medindo a extensão da reação como uma função do tempo e extrapolando a velocidade instantânea de volta para o início da mistura dos reagentes. A velocidade de uma reação na qual é conhecida a estequiometria pode ser avaliada pela medida da velocidade de aparecimento de algum produto ou a velocidade de desaparecimento de algum reagente. O aparecimento é indicado normalmente como uma velocidade positiva, com um sinal positivo, e o desaparecimento como uma velocidade negativa, com um sinal negativo. Uma vez que a velocidade de uma reação depende frequentemente da concentração ou pressão parcial de um reagente, porém não de um produto,

velocidades de reação são normalmente escritas em termos de velocidade de consumo de reagentes.

3. MATERIAIS E MÉTODOS 3.1. MATERIAIS

 Proveta  Béqueres de 50 e 100 ml;  Estante com tubos de ensaio;  Termômetro de 0 -100 °C;  Bico de Bunsen. 3.2. REAGENTES

 Solução de KMnO4 a 0,01 mol/L;  Solução de H2SO4 a 1,0 mol/L;  Solução de Na2S2O3 a 0,1 mol/L ;  Solução de HCl a 0,6 e 6 mol/L;  Fios de ferro e ferro em pó  Cristais de KNO3.  Zinco em pó 3.3. PARTE EXPERIMENTAL 3.3.1. Efeito da Temperatura

Utilizando-se de 3 tubos de ensaios, pipetou-se nos mesmos 10mL de solução de KMnO4 e 1,0 ml de H2SO4. O 1º tubo foi deixado à temperatura ambiente, o 2º tubo foi aquecido em banho-maria entre 40-50 °C e o 3º tubo foi aquecido diretamente na chama. Tomando cuidado para não colocar o tubo na parte mais interna da chama, pois o líquido poderia ser expelido bruscamente vindo a causar um acidente. No mesmo instante e na mesma quantidade, foi adicionado em cada um dos tubos um fio de ferro, submergindo-o na solução contida no tubo. Os fios de ferro foram mantidos dentro das soluções por aproximadamente 15 minutos e observou-se e documentou-se o que aconteceu com as mesmas após esse tempo.

3.3.2. Efeito da Concentração

Utilizando-se de 2 tubos de ensaios, pipetou-se nos mesmos 5,0 ml de solução de Na2S2O3 a 0,1 mol/L. No primeiro tubo foi adicionado 1,0 ml de solução de HCl a 6,0 mol/L e ao segundo tubo foi adicionado 1,0 de solução de HCl a 0,6 mol/L, no mesmo tempo. Observou-se em qual dos tubos apareceria primeiro uma turvação amarela devido ao enxofre e quanto tempo demorou cada uma das reações. 3.3.3. Efeito do Catalisador

Em 2 tubos de ensaios, colocou-se um grânulo de zinco e pipetou-se nos mesmos 5,0 mL de solução de H2SO4 a 1,0 mol/L. Aguardou-se o início do desprendimento das bolhas de H 2 para que fossem adicionadas 2 gotas de KMnO4 à solução. Foram adicionados a um dos tubos um pequeno cristal de KNO3. Observou-se e documentou-se os fatos que se sucederam nos dois tubos de ensaio. 3.3.4. Efeito da Superfície de Contato

Em 2 tubos de ensaio, foram adicionados 5,0 ml de solução de HCl a 6,0 mol/L. Em sequência, à um dos tubos foi adicionado fio de ferro e ao outro tubo foi adicionado ferro em pó. Agitou-se os tubos, observou-se o que ocorreria com os mesmos e comparouse os tempos de reações. Documentou-se o ocorrido nos dois tubos.

4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 4.4.1. Efeito da Temperatura

tempo. 4.4.2. Efeito da Concentração Em 2 tubos de ensaios foram pipetados 5,0 ml de solução de Na 2S2O3 a 0,1 mol/L.

No primeiro tubo foi adicionado 1,0 ml de solução de HCl a 6,0 mol/L e ao segundo tubo foi adicionado 1,0 de solução de HCl a 0,6 mol/L, no mesmo tempo. Notou-se que:  No primeiro tubo, a reação resultando na turvação amarela ocorreu instantaneamente após ser adicionado 1,0 ml de solução de HCl a 6,0 mol/L ao conteúdo que já estava no tubo.

No segundo tubo, a reação resultando na turvação amarela ocorreu de forma mais lenta, demorando cerca de 1 minuto para que fosse ocorrida, logo após ser adicionado 1,0 ml de solução de HCl a 0.6 mol/L ao conteúdo que já Em 3 tubos de ensaios, foram pipetados 10mL de solução de KMnO 4 e 1,0 ml de H2SO4. O 1º tubo foi deixado à temperatura ambiente, o 2º tubo foi aquecido em banho-maria entre 40-50 °C e o 3º tubo foi aquecido diretamente na chama do bico de Bunsen. No mesmo instante e na mesma quantidade, foi adicionado em cada um dos tubos um fio de ferro, submergindo-o na solução contida no tubo. E após aproximadamente 15 minutos no qual o fio de ferro ficou contido nas soluções e observando o que aconteceria com cada um dos tubos notou-se que:  No primeiro tubo, contendo a solução de KMnO4, H2SO4 e o fio de ferro ao qual foi deixado em temperatura ambiente não houve mudança de coloração, permanecendo a solução com uma cor roxa escura. Ou seja, para que houvesse uma mudança na coloração estando em temperatura ambiente seria necessário um tempo maior, superior ao que foi estabelecido, de 15 minutos.  No segundo tubo, contendo a solução de KMnO4, H 2SO4 e o fio de ferro ao qual foi deixado em banho-maria, houve uma reação resultando em uma mudança de coloração: da cor roxa escura passou para a cor castanha.

 No terceiro tubo, contendo a solução de KMnO4, H2SO4 e o fio de ferro ao qual foi colocado diretamente na chama, a reação ocorreu rapidamente e após adquirir uma cor mais escura do que a original, passou para a cor castanha e em seguida ficou incolor.  Nos 3 tubos, verificou-se que quando a temperatura é aumentada, a reação ocorre mais rapidamente. Ou seja, quando há um aumento da temperatura a energia cinética também aumenta e consequentemente ocorrem mais choques entre as moléculas dos reagentes, formando assim mais produtos em menos estava no tubo. Verificou-se que ao diminuir a concentração do HCl, a reação demora mais tempo para acabar, isso ocorre devido ao fato de que diminuindo a concentração de um reagente, diminui-se também o número de choques, diminuindo assim a probabilidade da colisão ser efetiva. 4.4.3. Efeito do Catalisador Em 2 tubos de ensaios, foram colocados um grânulo de zinco e pipetou-se nos mesmos 5,0 ml de solução de H 2SO4 a 1,0 mol/L. 2 gotas de KMnO4 foram adicionadas a solução . A um dos tubos foi acrescentado um pequeno cristal de KNO3. Notou-se que: O tubo onde se adicionou os cristais de KNO3 reagiu mais rapidamente que o tubo que não continha esse catalisador. Isso aconteceu pelo fato de que a redução de KMnO4 , diretamente pelo H 2 liberado da reação do zinco como o H2SO4 é uma reação muito lenta. Como é mostrado a seguir: 2 MnO4- + 6 H+ + 5 H2

2 Mn2+ + 8 H2O

Contudo quando foi adicionado KNO3 na solução, os íons de NO3 formados reagem (reduzem) rapidamente com o formando o NO 2 Posteriormente, também de forma rápida, NO2

–

-

e água.

reduz os íons de MnO4- da

solução aquosa em íons de Mn 2+. Com este procedimento substitui-se uma reação lenta por duas reações rápidas: 5 NO3- + 5 H2

5 NO2- + 5 H2O

2 MnO4- + 5 NO2 – + 6 H+ 2 MnO4- + 6 H+ + 5 H2

2 Mn2+ + 5 NO3- + 3 H2O 2 Mn2+ + 8 H2O

Igual a equação inicial.

4.4.4. Efeito da Superfície de Contato Em 2 tubos de ensaio, foram adicionados 5,0 ml de solução de HCl a 6,0 mol/L. Em sequência, à um dos tubos foi adicionado fio de Ferro e ao outro tubo foi adicionado Ferro em pó. Os tubos foram agitados e após serem observados, notou-se que: Ao tubo em que foi adicionado o ferro em pó, a reação ocorreu mais rapidamente. Isso ocorre porque dessa forma, o ferro em pó tem maior superfície de contato, fazendo com que haja mais entre os reagentes (mais possibilidade das partículas colidirem com as outras). Já o fio de ferro terá menos superfície de contato, logo não haverá muita interação entre os reagentes, fazendo com que a reação ocorra mais lentamente em comparação ao ferro em pó. Vale salientar que a velocidade não tem nada a ver com a força da reação. No fio de ferro, a reação é mais lenta, porém a reação ocorreu violentamente, já no ferro em pó a reação é mais rápida, mas a reação ocorre sem ser violentamente.

5. CONCLUSÃO

A velocidade das reações depende de diversos fatores como o uso de catalisadores, temperatura, superfície de contato e a concentração. Quanto maior a concentração de um reagente, maior será sua velocidade de reação. Já na influência da temperatura percebemos que com o aumento da temperatura a velocidade da reação aumenta significativamente, e a adição de

catalisadores alteram a velocidade da reação, porem se diminuirmos a concentração do reagente onde está o catalisador a velocidade diminui.

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS Estudo das Velocidades das Reações: Cinética Química. Disponível em: http://cejarj.cecierj.edu.br/pdf_mod3/CN/Unid3_CN_Quimica_Modulo_3_Vol_1.pdf FOGAÇA, J. Superfície de contato e Velocidade das Reações. Disponível em: http://brasilescola.uol.com.br/quimica/superficie-contato-velocidade-das-reacoes.htm LAVORENTI, A. Cinética Química. Acesso em 01 de maio de 2017. Disponível em: http://ce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade09.pdf BROWN, T... Química, a ciência central. Trad. Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005....