Relatório Cinética

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Departamento de Química
Química Geral Prática
Nomes:João Paulo Magalhães
 João Pedro de Carvalho
Turma:U2C
Professora: Elene Cristina Pereira Maia
Data de realização da prática:13/05/2010
Cinética Química
Introdução
	De acordo com as páginas 30 e 31 da apostila de práticas de laboratório.
Objetivo
Cinética Química é o ramo da química que estuda a velocidade das reações e os fatores que as influenciam. Tenta também controlar essa velocidade, tornando as reações mais rápidas ou mais lentas, se valendo, para isso, de fatores como temperatura, concentração, dentre outros.
Para que ocorra uma reação química os reagentes devem entrar em contato, e deve existir afinidade química entre eles. Porém, é necessário também que a colisão entre as partículas ocorra numa orientação favorável, e ainda que possuam energia suficiente na colisão (energia de ativação) para que as ligações entre os reagentes se desfaçam, se rearranjem e assim, o produto seja formado.
	Desse modo, temos como objetivo estudar os efeitos da concentração e temperatura na velocidade da reação, bem como o efeito de catalisadores.
Procedimentos
	De acordo com as páginas 32, 33, 34 da apostila de práticas de laboratório.
Resultados e Discussão
Efeito da concentração na reação:
2 IO3- (aq) + 5 HSO3-(aq) + 2 H+(aq)  I2(s) + 5 HSO4-(aq) + H2O(l)
Tempo de reação em relação ao volume de solução adicionada
	Tubo Número
	KIO3 (mL)
	Água Destilada (mL)
	NaHSO3 (mL)
	Tempo decorrido (s)
	1
	10,00 ± 0,05
	0
	10,00 ± 0,05
	42,720 ± 0,005
	2
	8,00 ± 0,05
	2
	10,00 ± 0,05
	3
	6,00 ± 0,05
	4
	10,00 ± 0,05
	67,440 ± 0,005
	4
	4,00 ± 0,05
	6
	10,00 ± 0,05
	110,130± 0,005
	5
	2,00 ± 0,05
	8
	10,00 ± 0,05
	195,880± 0,005
Efeito da temperatura na reação:
2 IO3- (aq) + 5 HSO3-(aq) + 2 H+(aq)  I2(s) + 5 HSO4-(aq) + H2O(l)
Tempo de reação em função da temperatura
	Tubo Número
	Temperatura (°C)
	Tempo decorrido (s)
	1
	21,0 ± 0,5
	51,910 ± 0,005
	2
	15,0 ± 0,5
	61,750 ± 0,005
	3
	7,0 ± 0,5
	68,690 ± 0,005
Efeito do catalisador sobre a reação:
H2O2 (l)  H2O (l) + 1/2 O2 (g)
Procedimento 3
	Tubo Número
	Solução a ser adicionada
	Volume a ser adicionado
	Observações 
	1
	FeCl3
	2 gotas
	Liberação de bolhas após 35,32s
	2
	CuCl2
	2 gotas
	Liberação de bolhas após 249,56s
	3
	Na2HPO4
FeCl3
	3 gotas
2 gotas
	Não houve liberação de bolhas
Resultados e discussão 
No procedimento 1, verificamos o efeito da concentração na reação. Observamos que à medida que aumentamos a concentração de um dos reagentes (IO3- (aq)) , a velocidade da reação também aumenta. Isso está de acordo com a teoria das colisões, pois quando aumentamos a quantidade de partículas reagentes, mais partículas irão se colidir efetivamente, formando os produtos.
	No procedimento 2 avaliamos o efeito da temperatura nas reações. Quanto maior a temperatura, mais rápida a reação se processa. E também está de acordo com a teoria das colisões, pois quanto maior a temperatura das partículas, maior sua energia cinética, logo a possibilidade de colisões com energia suficiente para que ocorra a reação é maior.
	Já no procedimento 3 verificamos o efeito do catalisador sobre a reação. Testamos alguns catalisadores, para observar como cada um atuava na reação. No primeiro tubo, adicionamos cloreto de ferro III na água oxigenada, e percebemos que rapidamente houve um borbulhamento (liberação de oxigênio). No segundo tubo, adicionamos cloreto de cobre e observamos que esse reagente também provocava um borbulhamento, ainda que tenha levado mais tempo para se iniciar. Portanto, concluímos que ambos os reagentes catalisaram a decomposição da água oxigenada. No terceiro frasco, ao adicionarmos Na2HPO4 e FeCl3 observamos que a reação não era catalisada, e por ser muito lenta, não a percebemos, isso ocorreu porque Na2HPO4 e o FeCl3 reagem e formam um composto ( Fe2(HPO4)3 ) que impede a catálise, denominado ‘veneno’ da reação. O fato é que o Fe+3, responsável por catalisar a decomposição da água oxigenada, reagiu e formou um precipitado, logo não está mais disponível na forma de íon. 
 3 Na2HPO4(aq) + 2 FeCl3 (aq)  Fe2(HPO4)3(aq) + 6 NaCl(aq) 
 	Um catalisador funciona, de acordo com a teoria das ligações, pois forma com os reagentes um produto intermediário, e esse produto intermediário tem uma menor energia de ativação, assim é mais fácil que haja uma colisão efetiva e a reação ocorra, sendo que o catalisador é regenerado no final.
Conclusão
Notamos, através da prática, a influência da concentração dos reagentes, temperatura e catalisadores sobre uma reação. Sabendo de tais características e, juntamente com a estequiometria, podemos determinar as condições ideais para realizarmos uma reação, obtendo o máximo de produto com o mínimo de custo possível.
Referências Bibliográficas
Apostila de Práticas de Química Geral; UFMG 1º Semestre 2010