Realatório 4 - Cinética química.

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Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG
Instituto de Ciências Exatas - ICEx 
Departamento de Química - DQ
Cinética Química
Ana Cristina Barbosa
Carlos Vinnícius da Silva Freitas
Rafaela Domingos Pereira
Professor: Luiz Otávio
Química Geral Experimental
Belo Horizonte, 2010
Introdução:
Existe um ramo na ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam, e essa é chamada Cinética Química. 
Uma reação química é um rearranjo de átomos provocado pelas colisões (choques) entre as partículas dos reagentes. Para que ocorra uma reação química duas condições são necessárias: haver afinidade química entre as substâncias e haver colisões eficazes entre as moléculas dos reagentes que levem a quebra de suas ligações para formação de novas. 
A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou rapidez com que os produtos são formados. Essas velocidades são determinadas através de leis, chamadas leis da velocidade, deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade da reação. 
As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas, porque além da concentração de reagentes e produtos, as velocidades das reações dependem também de outros tais fatores como: concentração dos reagentes, superfície de contato, temperatura e presença/ausência de catalisadores. 
Objetivo
Verificar os efeitos da concentração, temperatura e efeito de catalisadores na velocidade das reações.
Parte Experimental
	Todos os procedimentos e materiais utilizados foram realizados conforme consta na apostila “Práticas de Química Geral” do 2º semestre de 2010, páginas 30 - 35.
	Foi feita uma única alteração no método descrito na página 34, no “Efeito do Catalisador sobre a reação...”, segue abaixo a mudança que foi feita:
Foram adicionadas 6 gotas de NaHPO4 ao invés de 2 gotas.
Resultado e discussão
Efeito da Concentração na reação: 
2IO3-(aq) + 5HSO3-(aq) + 2H+ (aq) ( I2(aq) + 5HSO4-(aq) + H2O(aq)
	Após realizarmos os procedimentos descritos, construímos uma tabela com os seguintes resultados:
Tabela 1: Tempo de reação em relação em função do volume de KIO3.
	Tubo
	KIO3/mL
	Água Destilada/mL
	NaHSO3/mL
	Tempo Decorrido/s
	1/s
	1
	10,00
	-
	10,00
	35
	0,028
	2
	8,00
	2,00
	10,00
	45
	0,022
	3
	6,00
	4,00
	10,00
	60
	0,017
	4
	4,00
	6,00
	10,00
	79
	0,012
	5
	2,00
	8,00
	10,00
	240
	0,004
Com os dados obtidos pela tabela acima, podemos construir um gráfico, relacionando o volume de IO3- com a relação 1/t, que é proporcional à velocidade desta reação:
Figura1: volume da solução de KIO3 em função de 1/t.
A partir dos dados obtidos com a tabela, e pela reta do gráfico podemos inferir que:
Quanto maior for à concentração de KIO3(aq), maior será o valor de 1/t, ou seja, maior será a velocidade da reação, podemos perceber isso pela reta crescente que se formou no gráfico.
Aumentando a concentração de KIO3(aq) (número de moléculas por unidade de volume), aumentamos a freqüência dos choques entre as moléculas reagentes e, como conseqüência da teoria das colisões - moléculas ou íons se aproximam com bastante velocidade, se chocam violentamente e por fim os compostos produzidos se afastam aumentando-se a velocidade da reação.
Efeito da temperatura na reação:
2IO3-(aq) + 5HSO3-(aq) + 2H+ (aq) ( I2(aq) + 5HSO4-(aq) + H2O(aq)
	Após realizar os procedimentos obtivemos os seguintes resultados:
Tabela 2: Tempo de reação em função da temperatura
	Tubo
	Temperatura/ºC
	Tempo decorrido/s
	1/s
	1
	5,0
	73
	0,014
	2
	14,0
	
	
	3
	23,0
	46
	0,022
A partir dos dados obtidos com a tabela, e pelo desenho do gráfico podemos inferir que:
Experimentalmente podemos notar que com o aumento da temperatura a reação se processa de forma mais rápida, pois 1/t, proporcional à velocidade, aumenta à medida que a temperatura aumenta.
Aumentando a temperatura do sistema, aumentamos não só a freqüência dos choques entre íons e moléculas em solução, mas também a energia com que as moléculas se chocam, e pela teoria das colisões, tanto a freqüência dos choques quanto a violência desses, que dão origem a colisões eficazes ou efetivas, aumentam a probabilidade de as moléculas reagirem, ou seja, aumenta a velocidade da reação.
Efeito da adição de materiais sobre a velocidade da reação:
H2O2(aq) ( H2O(l) + ½ O2(g)
Após realizarmos o experimento as seguintes observações foram feitas:
Tabela 3: Influência de cada substância adicionada aos tubos
	Tubo
	Solução adicionada
	Volume adicionado/gotas
	Observações
	1
	FeCl3
	2
	Rápido desprendimento de gás logo após a adição do FeCl3.
	2
	CuCl2
	2
	Inicialmente não houve nenhuma alteração. Logo após adição de mais algumas gotas, houve desprendimento de gás de forma mais lenta que no tubo 1.
	3
	Na2HPO4
	6
	Formação de espuma na superfície do líquido, mas não houve formação de bolhas ascendentes como nos tubos 1 e2.
	
	FeCl3
	2
	
A partir dos dados obtidos com a tabela, e pelo desenho do gráfico podemos inferir que:
Com a adição de FeCl3, a decomposição do peróxido de hidrogênio se acelera, pois podemos notar um rápido desprendimento de bolhas ascendentes na solução, essas bolhas formadas são de O2(g), o que comprova que o processo de decomposição foi acelerado com a adição do cloreto férrico. A adição do FeCl3(aq) teve efeito catalisador sobre a reação de decomposição do peróxido de hidrogênio.
A adição de CuCl2(aq), à solução de peróxido de hidrogênio, inicialmente não teve efeito algum na reação. Após a adição de mais gotas de CuCl2(aq), notou-se o aparecimento de bolhas ascendentes de forma mais lenta que no tubo 1. A adição do CuCl2(aq) teve efeito catalisador sobre a reação de decomposição do peróxido de hidrogênio.
Podemos dizer que FeCl3(aq) é um catalisador melhor que o CuCl2(aq), para a reação de decomposição do peróxido de hidrogênio.
A mistura de Na2HPO4(aq) e FeCl3(aq), não teve efeito catalítico sobre a reação de decomposição do peróxido de hidrogênio, pois não houve formação de bolhas ascendentes (O2 gasoso) como nos tubos 1 e 2. Não houve efeito catalítico sobre a reação, mesmo com a presença de FeCl3(aq), que pela reação no tubo um se mostrou um bom catalisador. De alguma forma, o Na2HPO4(aq), atua inibindo a catálise. 
Conclusão
Com a realização da prática comprovou-se experimentalmente que a velocidade das reações é alterada em decorrência da mudança de algumas condições. Nos testes realizados observou-se que o aumento da temperatura, da concentração e a presença de catalisadores favoreceram a velocidade das reações. Estes resultados eram esperados, baseando-se inicialmente apenas em teorias.
Conhecer os fatores que alteram a velocidade das reações é importante na otimização de processos, principalmente os industriais, onde se busca aumento do rendimento.
	No experimento observou-se apenas a variação da velocidade em relação à concentração de iodato de potássio, caso seja necessário o conhecimento da influência do Bissulfito de Sódio deve-se alterar a concentração deste enquanto a concentração de Iodeto deve permanecer constante.
Bibliografia
Apostila Práticas de Química Geral, UFMG, 2º semestre de 2010.
FELTRE, Ricardo. Química - Volume dois. 6ª edição, São Paulo: Editora Moderna, 2004. Pág. 150 - 172.
BROWN, T.L.; LE MAY JR., H.E.; BURSTEN, B.E. Química a Ciência Central, 9ª edição, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2005.