1 AULA EXPERIMENTAL - CINÉTICA QUÍMICA

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FACULDADE DE ENGENHARIA,
ARQUITETURA E URBANISMO
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	Turma: BQUI – 5UNA
	Disciplina: FÍSICO-QUÍMICA 
EXPERIMENTAL I
	Professor (a): 
MONICA D.V.D.C.T.BARBOSA 
	Data: 17/02/2021
 Nota: __________
	Observações: _____________________________________________________________________________________________________
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CINÉTICA QUÍMICA
Estudo fenomenológico e quantitativo dos fatores que influenciam na velocidade de reações.
Objetivos: Verificar experimentalmente alguns fatores que determinam ou influenciam a velocidade das reações, tais como: temperatura, concentração, catalisadores e superfície de contato.
Fatores que determinar a velocidade de uma reação química: Fenomenologia.
A termodinâmica nos informa a direção e a extensão de uma mudança química, porém não indica como, nem a que velocidade, a reação se processa. A velocidade de uma reação deve ser entendida como a mudança da concentração de um reagente ou produto dividida pelo intervalo de tempo no qual a mudança ocorre. Muitos fatores influem na velocidade de uma determinada reação, entre eles: a temperatura dos reagentes, a concentração, a presença de catalisadores e a extensão da superfície de contato entre os reagentes.
• Temperatura: A velocidade das reações químicas aumenta rapidamente com a elevação da temperatura; em regra, a velocidade de uma reação, nas proximidades da temperatura ambiente, duplica com a elevação de 10 ºC. Com o aumento da temperatura, aumenta-se a Energia Cinética e, consequentemente, o número de colisões entre as partículas.
• Concentração: A velocidade de uma reação, geralmente, depende da concentração dos reagentes, pois quanto maior a quantidade de soluto por volume da solução, maior o número de colisões entre as partículas.
• Catalisador: É uma substância que aumenta a velocidade de uma reação sem ser consumida; depois que cessa a reação, ela pode ser recuperada da mistura reacional quimicamente inalterada. Sua presença é indicada escrevendo-se seu nome ou fórmula sobre a seta que indica o acontecimento da reação química em questão.
• Superfície de Contato: Quanto menor forem as dimensões das partículas dos materiais reagentes, maior será a área superficial total exposta, o que permite um melhor contato a qualquer instante, resultando em reações mais rápidas.
1) Procedimento experimental
Para essa etapa experimental serão utilizados os seguintes reagentes e materiais.
− 3 Tubos de ensaio grandes
− 1 Béquer de 400 mL
− 6 Tubos de ensaio pequenos
− Ferro em pó; Fios de ferro
− Zinco em pó;
− Cristais de KNO3 (nitrato de potássio)
− Proveta de 10mL;
− Estante com tubos de ensaio;
− Termômetro de 0 – 100 ºC;
− Solução 0,01 Mol/L de KMnO4 (permanganato de potássio);
− Solução 1,0 Mol/L de H2SO4 (ácido sulfúrico);
− Solução 0,1 Mol/L de Na2S2O3 (tiossulfato de Sódio);
− Solução 0,6 Mol/L de HCl (ácido clorídrico);
− Solução 6,0 Mol/L de HCl;
Obs. Não desperdice reagentes. Só retire do fraco original a quantidade que você vai utilizar.
A) Efeito da temperatura
Em três tubos de ensaio grandes coloque cerca de 10,0 mL de solução 0,01 Mol/L de KMnO4 e 1,0 mL de H2SO4 1,0 Mol/L. Deixe o 1º tubo à temperatura ambiente, aqueça o segundo em banho Maria entre 40-50 ºC e aqueça o 3º tubo diretamente na chama. 
Obs. Evite colocar o tubo na parte mais interna da chama, pois o liquido poderá ser expelido bruscamente causando acidente. 
Adicione um pedaço de fio de ferro em cada um dos tubos no mesmo instante, submergindo a mesma quantidade de fio em cada tudo. Mantenha os fios dentro das soluções por aproximadamente 15 minutos e observe o que acontece com as soluções. Documente suas observações.
B) Efeito da concentração
Em dois tubos de ensaio pequenos coloque 5,0 mL de solução 0,l Mol/L de Na2S2O3. No primeiro tubo adicione 1,0 mL de HCl 6,0 mol/L e ao segundo tubo adicione 1,0 mL de HCl 0,6 mol/L no mesmo tempo. Observe em qual deles aparece primeiro uma turvação amarelada devido ao enxofre formado e quanto tempo demorou cada uma das reações.
C) Efeito do catalisador
Em dois tubos de ensaio pequenos coloque um grânulo de zinco e l,0 mL de H2SO4 1,0 Mol/l. Logo que se iniciar desprendimento de H2 (bolhas), junte 2 gotas de KMnO4 0,0l Mol/L a cada um deles. A um dos tubos adicione um pequeno cristal de KNO3. Observe e documente os fatos que se sucedem nos dois tubos de ensaio. Nessa experiência a redução do KMnO4, diretamente pelo H2 liberado da reação do zinco como o H2SO4, é uma reação muito lenta. Contudo quando adicionamos KNO3 na solução, os íons de NO3- formados reagem (reduzem) rapidamente com o H2 formando NO2- e água. Posteriormente, também de forma rápida, o NO2- reduz os íons de MNO4- da solução aquosa em íons de Mn2+. Com este procedimento substituímos uma reação lenta por duas reações rápidas como é mostrado de forma mais detalhada abaixo:
D) Efeito da superfície de contato
Prepare dois tubos de ensaio, cada um contendo 5,0 mL de solução 6,0 Mol/L de HCl. A um dos tubos adicione ~0,5 g de ferro (fio de ferro) e uma mesma quantidade de ferro em pó no outro tubo. Agite os tubos de ensaio observe o que acontece e compare os tempos de reação. Corte um pedaço de fio de ferro e pese-o primeiro depois pese o pó de ferro. Acrescente ou remova o pó de ferro da balança para que a massa do pó de ferro fique igual a do fio de ferro. Documente o que acontece com os dois tubos.
Preparação do relatório e discussão dos resultados.
1. Escreva uma introdução teórica sobre os principais fatores que afetam a velocidade das reações e cite exemplos relacionados ao seu dia a dia.
2. Descreva o procedimento de cada etapa experimental e os resultados obtidos.
3. Escreva suas conclusões
Referências biográficas e leitura complementar.
- Atkins P., de Paula J., 1008, "Físico-Química"; 8a ed., vol 1; Editora LTC.
- Russel J, Química geral vol. 2., ed. Makron Books.
Orientações para o relatório
O relatório deverá ser elaborado seguindo os critérios discutidos na primeira aula do semestre.
Questões para incluir no relatório.
 1. Explique por que o aumento da temperatura das reações químicas produz um aumento na sua velocidade. 
2. Para a remoção de uma mancha de um prato de porcelana, fez-se o seguinte: cobriu-se a mancha com água fria e foram adicionadas algumas gotas de vinagre, permanecendo o prato nessas condições por uma noite. No dia seguinte, percebeu-se que a mancha havia clareado levemente. Empregando apenas água e vinagre, sugira duas alterações no procedimento, de tal modo que a remoção da mancha possa ocorrer em tempo menor. Justifique cada uma das alterações propostas. 
3. Por que o ferro na forma de palha de aço enferruja mais rapidamente que na forma de um prego? 
4. Qual a causa dos comprimidos efervescentes se dissolverem mais rapidamente em água a temperatura ambiente que em água gelada? 
5. Explique porque um cigarro aceso é consumido mais rapidamente no momento da tragada? Explique 
6. Por que os alimentos cozinham mais rapidamente em uma panela de pressão? 
7. Quando se mistura 2 volumes de H2 gasoso com 1 volume de O2 gasoso e uma faisca elétrica é incidida sobre essa mistura, a reação ocorre explosivamente conforme a seguinte equação estequiométrica, 2 H2(g) + O2 (g) → 2 H2O (g) e há grande liberação de energia. No entanto se essa mistura for adequadamente isolada de influências externas (faíscas elétricas, luz, ...) ela pode ser mantida por longo tempo, sem que a reação ocorra. Se, ao sistema isolado contendo a mistura gasosa forem adicionadas raspas de platina metálica, a reação também se processará explosivamentee, no final a platina adicionada permanecerá quimicamente inalterada. 
a) Porque no sistema isolado, antes da platina, não ocorre a reação de formação da água? 
b) Explique porque a platina adicionada ao sistema isolado faz com que a reação se processe rapidamente. 
8. A reação química do monóxido de carbono ocorre instantaneamente na presença de um catalisador adequado, sendo que um dos metais mais utilizados para esta reação é a platina. Explique o que ocorre com a energia de ativação da reação quando a mesma é realizada na presença de platina. 
9. O gotejamento de uma solução de ácido sulfúrico sobre carbonato de cálcio sólido dá origem a uma reação química que pode ser realizada experimentalmente de três formas diferentes. O carbonato de cálcio pode se apresentar na forma de uma barra ou de diversos pedaços da barra ou em pó. O que você pode afirmar sobre a velocidade desta reação química quando realizadas nas três situações acima com as mesmas quantidades de ambos os reagentes?
10. Na Figura 1, as curvas I e II representam caminhos possíveis para a reação de hidrogenação do propeno.
Figura 1: Curvas de hidrogenação do propeno
a. Qual a curva que corresponde ao caminho de reação mais rápida? Por quê?
b. Qual o fator responsável por essa diferença de velocidade? Explique.
11. O gráfico a seguir, figura 2, representa as variações das massas de um pequeno pedaço de ferro e de uma esponja de ferro (palha de aço usada em limpeza doméstica) expostos ao ar (mistura de N2, O2 e outros gases além de vapor d´água)
Figura 2: Variações de massa de ferro exposto ao ar.
a. Por que as massas de esponja e de ferro aumentam com o tempo? Explique.
b. Qual das curvas corresponde à espoja de ferro? Justifique.