Relatório - Cinética

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Departamento de Química
Química Geral Prática
Nome: Ana Carolina Arantes Araújo 
	Luís Henrique Eduardo Bastos	
	Marcos Murta Tanure
Turma: Eng. de Minas 
Prof.: Cynthia
Data de realização da prática: 25/09/2008
Cinética Química
Introdução
	Cinética Química é o ramo da química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. Estuda ainda a possibilidade de controlar essa velocidade, tornando as ações mais rápidas ou mais lentas, com base no mecanismo das reações.
	Há reações que são muito rápidas e ocorrem em frações de segundo, como a combustão do TNT (trinitrotolueno), enquanto outra são muito lentas, às vezes demoram séculos, como a formação do petróleo e a degradação natural do lixo.
	Há, porém, outras reações cuja velocidade é moderada, isto é, levam alguns minutos, horas ou no máximo uns poucos dias para se completar, como, por exemplo, a decomposição térmica de sais, a oxidação do etanol a acido etanóico, a deteriorização de alimentos por ação de bactérias.
	Para que ocorra uma reação química, duas condições são fundamentais, embora não seja suficientes:
Os reagentes devem entrar em contato;
Deve haver afinidade química entre os reagentes;
	Não basta, porém, que a colisão entre as partículas dos reagentes ocorra numa orientação favorável para que ela seja efetiva, quer dizer, para que as reações entre os reagentes sejam rompidas e novas reações sejam formadas, dando origem aos produtos.
	Para que a colisão seja efetiva, é também necessário que os reagentes adquiram uma quantidade uma quantidade de energia mínima, característica de cada reação, chamada de energia de ativação.
	Diversos fatores podem influir na velocidade das reações químicas tornando-as mais rápidas ou mais lentas:
Natureza dos reagentes (quanto maior for o numero de ligações a serem rompidas e quanto mais fortes forem essas ligações, mais lenta será a reação e vice-versa);
Superfície de contato (quanto maior a superfície de contato dos reagentes envolvidos, maior a velocidade da reação e vice-versa);
Pressão (um aumento de pressão num sistema em reação implica um contato maior entre os reagentes, possibilitando um maior numero de colisões e consequentemente a velocidade se torna maior);
Temperatura (um aumento de temperatura aumenta a velocidade de reações quimicas exotérmicas e endotérmicas, embora favoreça mais intensamente as reações endotérmicas);
Catalisadores (catalisador é uma substância que aumenta a velocidade da reação, diminuindo a energia de ativação necessária para os reagentes atingirem o complexo ativado). 
Objetivos
Estudar os efeitos da concentração e temperatura na velocidade de reação, bem como o efeito de catalisadores.
Materiais�
Tubos de ensaio
Pipetas graduadas
Béquer
Conta-gotas
Suporte para tubos de ensaio
Termômetro
Cronômetro
�
Reagentes e Indicadores
Solução 0,01 mol/L de KIO3
Solução 0,04% m/v de NaHSO3 em dispersão de amido
H2O2 10 volumes
Solução de FeCl3 0,5 mol/L
Solução de CuCl2 0,5 mol/L
Solução de Na2HPO4
Procedimentos
1) Efeito da concentração na reação: 2 IO3- + 5 HSO3- + 2 H+  I2 + 5 HSO4- + H2O
- Em um suporte para tubos de ensaio colocou-se tubos de ensaios limpos;
- Numerou-se os tubos de 1 a 5;
- Ao tubo 1 adicionou-se 10 mL da solução 0,01 mol/L de KIO3;
- Adicionou-se aos demais tubos 8, 6, 4, 2 mL, desta solução, respectivamente na ordem crescente das numerações;
- Adicionou-se, em seguida, no segundo tubo (numero 2), 2 mL de água destilada;
- Prosseguindo em ordem crescente de 2 mL de volume para cada tubo, até o numero 5, o qual recebeu, de forma que após todas as adições, todos os tubos de ensaio ficaram com 10 mL de solução;
- Agitou-se cada tubo para homogeneizar a solução;
- Colocou-se no tubo numero 1, 10 mL de solução a 0,04% m/v de NaHSO3;
- Com o auxilio de um cronômetro, marcou-se o tempo (inclusive os segundos) desde o momento em que se começou a adição da solução de NaHSO3 ate o inicio do aparecimento de uma coloração azul;
- Anotou-se os resultados;
- Repetiu-se o procedimento para os demais tubos de ensaio;
- Construiu-se um gráfico de 1/t (proporcional a velocidade) em função do volume da solução de KIO3.
2) Efeito da temperatura na reação: 2 IO3- + 5 HSO3- + 2 H+  I2 + 5 HSO4- + H2O
- Colocou-se em um tubo de ensaio 5 mL de solução de KIO3;
- Colocou-se em outro tubo de ensaio 5 mL de solução de NaHSO3;
- Mediu-se a temperatura no interior dos tubos (temperatura ambiente) e adicionou-se ao tubo com a solução de KIO3 a solução de NaHSO3;
- Maçou-se o tempo necessário para que a reação se procedesse;
- Observou-se e anotou-se os resultados;
- Repetiu-se o mesmo processo para outra temperatura diferente da ambiente;
- Colocou-se os tubos em banho de gelo para que atingissem a temperatura desejada (5°C);
- Anotou-se os resultados.
3) Efeito do catalisador sobre a reação: H2O2  H2O + 1/2 O2
- Em um suporte para tubos de ensaio, colocou-se três tubos de ensaio;
- Adicionou-se, com pipeta conta-gotas, cerca de 1,0 mL de água oxigenada a 10 volumes em cada tubo;
- Utilizando outra pipeta conta gotas, adicionou-se no primeiro tubo 2 gotas de FeCl3, no segundo tubo 2 gotas de CuCl2 e no terceiro tubo 6 gotas de NaHPO4 e 1 gota de FeCl3.
- examinou-se os tubos em conjunto e em separado, observando e anotando a influencia de cada substância adicionada, na velocidade de desprendimento de gás.
Resultados e Discussão
Procedimento 1
Tempo de reação em relação ao volume de solução adicionada
	Tubo Numero
	KIO3 (mL)
	Água Destilada (mL)
	NaHSO3 (mL)
	Tempo decorrido (s)
	1
	10
	0
	10
	38
	2
	8
	2
	10
	43
	3
	6
	4
	10
	69
	4
	4
	6
	10
	92
	5
	2
	8
	10
	197
Procedimento 2
Tempo de reação em função da temperatura
	Tubo Numero
	Temperatura (°C)
	Tempo decorrido (s)
	1
	28°C
	36,7
	2
	10
	59,34
	3
	3°C
	76,29
Procedimento 3
	Tubo Numero
	Solução a ser adicionada
	Volume a ser adicionado
	Observações 
	1
	FeCl3
	2 gotas
	Ocorreu intenso borbulhamento logo após a adição da solução de cloreto férrico
	2
	CuCl2
	2 gotas
	Houve um pequeno borbulhamento algum tempo depois da adição da solução de cloreto cúprico 
	3
	Na2HPO4
FeCl3
	6 gotas
1 gota
	Formação de precipitado amarelo
Não houve borbulhamento
	No procedimento 1, verificou-se o efeito da concentração na reação. Observa-se que a medida que diminui-se a concentração de um dos reagentes, a velocidade da reação também diminui. Com isso o tubo que contem a maior concentração de KIO3 (tubo1) reagiu muito mais rápido que o tubo que contem menor concentração do mesmo reagente (tubo 5). 
	A partir da curva construída (ml IO3- x 1/t) observa-se que esta relação é praticamente linear, o que torna possível a constatação da relação entre concentração dos reagentes e velocidade de reação. 
	Essa relação pode ser explicada pelo fato de que quando se aumenta a concentração de reagentes numa reação, aumenta-se o número de moléculas, implicando um contato maior entre os reagentes e consequentemente um maior numero de colisões efetivas. 
	O tempo decorrido foi contado do momento do inicio da adição de NaHSO3 até o momento do aparecimento de uma coloração azul no tubo de ensaio pela formação de I2. Essa coloração é devido a interação desse I2 com o amido presente na solução de NaHSO4 formando um adsorvato de cor azulada. 
2 IO3- + 5 HSO3- + 2 H+  I2 + 5 HSO4- + H2O
Amido + I2  adsorvato azul
	O procedimento 2 avaliou o efeito da temperatura nas reações. Verificou-se que quanto maior a temperatura numa determinada reação, menor é o tempo decorrido para que essa reação se proceda (A reação a 25°C demorou 38 segundos enquanto que a mesma reação a 5°C demorou 60°C). Esse fato pode ser explicado pelo fato de que quando se aumenta a temperatura, aumenta-se também a energia cinética das moléculas. Assim, a possibilidade de colisões efetivas se torna também maior. 
2 IO3- + 5 HSO3- + 2 H+  I2 + 5 HSO4- + H2O
	Já o procedimento 3 verificou o efeito do catalisadorsobre a reação. 
H2O2 (l)  H2O (l) + 1/2 O2 (g)
	Foram testados diferentes catalisadores para avaliar como cada um deles se portava diante da reação. No primeiro tubo desse procedimento, adicionou-se FeCl3 na H2O2, verificou-se um borbulhamento intenso logo após a adição do catalisador. No segundo tubo, adicionou-se CuCl2 e verificou-se também borbulhamento, mas esse demorou a iniciar-se e não foi intenso. Contudo, observou-se que ambos os compostos são capazes de catalisar a reação de decomposição da água oxigenada. 
	Porém, não se sabia se eram os cátions Fe+3 e Cu+2 os responsáveis pela catalise ou se era o anion Cl-. Para isso, realizou-se um terceiro teste: adicionou-se num tubo contendo água oxigenada Na2HPO4 e FeCl3. Observou-se nesse teste, que não houve borbulhamento. Em vez disso, houve a formação de um precipitado amarelo. Precipitado esse de FePO4. Concluiu-se então que os responsáveis pela catalise são os cátions uma vez que nesta terceira etapa, os anions estavam livres e não houve o borbulhamento (os cátions estavam presos no precipitado sendo impossibilitados de realiza-la). 
2 Na2HPO4(aq) + FeCl3 (aq)  FePO4 (s) + NaH2PO4 (aq) + 3 NaCl(aq)
Conclusão 
	A partir da pratica realizada, foi possível entender e se familiarizar com os efeitos de alguns fatores (concentração, temperatura e catalisadores) sobre a velocidade das reações. Alem disso, foi possível compreender que há maneiras de controlar as velocidades, criando alternativas para aumentar ou diminuir algumas reações, de acordo com as necessidades do ser humano.
Referencias Bibliográficas
FONSECA, Martha Reis Marques da; Química; Físico-Quimica; São Paulo; 1992; Editora FTD;
Apostila de Praticas de Química Geral; UFMG 2007;
Questionário
1) Em relação ao NaHSO3 na reação com o KIO3:
	a) Ele é oxidante ou redutor?
2 KIO3 + 5 NaHSO3 + 2 H+  I2 + 5 NaHSO4 + H2O
O NaHSO3 é o agente redutor uma vez que o enxofre sofre oxidação e reduz o íon iodo.
	b) Qual a variação no seu estado de oxidação?
A variação no seu estado de oxidação é de 2, ou seja, cada mol de moléculas de NaHSO3 perde dois mols de elétrons.
2) A que se deve o aparecimento da cor azul na primeira reação?
O aparecimento da cor azul se deve a interação do iodo produzido na reação do NaHSO3 e do KIO3 com o amido presente na solução de NaHSO3 formando um adsorvato de cor azulada.
Amido + I2  adsorvato azul
3) Qual o efeito do aumento da concentração de KIO3 na velocidade da reação?
 Que se pode concluir do gráfico obtido?
A medida que se aumenta a concentração de KIO3, aumenta-se também a velocidade da reação. A partir do gráfico, pode-se confirmar essa conclusão. Quanto maior a concentração de KIO3, maior a velocidade da reação
4) Qual é o efeito da temperatura na velocidade de reação? Como se justifica o resultado obtido?
A medida que a temperatura diminui, maior o tempo gasto para que a reação se proceda e vice-versa. Esse fato pode ser explicado pelo fato de que quando se aumenta a temperatura, aumenta-se também a energia cinética das moléculas. Assim, a possibilidade de colisões efetivas torna-se também maior.
5) O que é “energia de ativação”? Comente o efeito do catalisador sobre a energia de ativação do sistema.
Energia de ativação é a quantidade mínima de energia necessária para que a colisão entre as partículas dos reagentes, feita numa orientação favorável, seja efetiva, isto é, resulte em reação. O catalisador atua abaixando a energia de ativação do sistema, ou seja, é necessária uma energia menor para que a reação ocorra.
6) Qual é o significado de “água oxigenada 10 volumes”?
7) Qual o efeito dos reagentes utilizados sobre a decomposição da água oxigenada?
Eles atuam como catalisadores, ou seja, abaixam a energia de ativação da reação e faz com que a mesma ocorra mais rápida.
8) Qual a reação que ocorre entre Na2HPO4 e FeCl3?
2 Na2HPO4(aq) + FeCl3 (aq)  FePO4 (s) + NaH2PO4 (aq) + 3 NaCl(aq)
9) Geralmente, processos envolvendo interações de íons ocorrem muito rapidamente. Por outro lado, moléculas reagem de maneira lenta. Quais são as razões destes fatos?
O fato das reações entre íons ocorrerem com maior rapidez se deve ao fato que entre os mesmos as reações ocorrem apenas com o encontro dos íons, o que não ocorre entre as moléculas que necessitam de colisões feitas numa orientação favorável e com uma energia mínima.