RELATORIO 2 - Cinetica Quimica

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FACULDADE DE AMERICANA 
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE ENGENHARIA QUÍMICA III 
PROF. KARINA KLOCK DA COSTA 
RELATÓRIO 2 
CINÉTICA QUÍMICA 
Grupo 7 
Aharon Somaio de Araújo 20211136 
Esthephanny Bruna Gomes Rodrigues 20211079 
Geovanna de Souza Bosso 20211092 
Matheus Perissinotto Valerio 20191471 
Wellington Rodrigo Rocha 20211095 
 
 
 
 
 
 
 
Americana 
2021
Laboratório de Engenharia Química III – Simulação de Processos 
 
Aharon Somaio de Araújo 20211136 
Esthephanny Bruna Gomes Rodrigues 20211079 
Geovanna de Souza Bosso 20211092 
Matheus Perissinotto Valerio 20191471 
Wellington Rodrigo Rocha 20211095 
CINÉTICA QUÍMICA 
Relatório de prática experimental apresentada 
na disciplina de Laboratório de Engenharia 
Química III na Faculdade de Americana. 
Prof. Karina Klock da Costa. 
Americana 
2021
Laboratório de Engenharia Química III – Simulação de Processos 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO ................................................................................................... 4 
2. METODOLOGIA ................................................................................................ 5 
3. PROCEDIMENTOS, RESULTADOS E DISCUSÕES ........................................ 6 
3.1 ANÁLISE QUALITATIVA DA VELOCIDADE DE REAÇÕES ................. 6 
3.1.1. Verificação da influência da concentração dos reagentes na velocidade da 
reação. ............................................................................................................................ 6 
3.1.2. Verificação da influência da temperatura na velocidade da reação ............. 6 
3.1.3. Verificação da influência da superfície de contato de um reagente sólido na 
velocidade da reação. ..................................................................................................... 6 
3.1.4. Verificação da influência do catalisador na velocidade da reação. ............. 7 
3.2 ANÁLISE QUANTITATIVA DA VELOCIDADE DE REAÇÃO ................ 7 
3.2.1. Influência da concentração na velocidade da reação. ................................. 7 
3.2.2. Influência da temperatura na velocidade da reação. ................................. 10 
4. CONCLUSÃO ................................................................................................... 12 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................ 13 
 
 
 
Laboratório de Engenharia Química III – Simulação de Processos 
 
1. INTRODUÇÃO 
A cinética química estuda a velocidade das reações e também os fatores que a 
influenciam. As reações químicas podem ser definidas com um conjunto de fenômenos nos 
quais duas ou mais substâncias reagem entre si, originando assim, diferentes compostos. 
A velocidade de uma reação é dada pela rapidez em que os reagentes envolvidos são 
consumidos ou pela rapidez em que os produtos são formados. Essas velocidades são 
determinadas por meio das leis empíricas, mais conhecidas como leis da velocidade, e são 
deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade da 
reação. A velocidade das reações depende de outros fatores como: concentração de 
reagente, superfície de contato, pressão, temperatura e catalisadores. 
A cinética química pode ser muito utilizada nas indústrias, para acelerar reações que 
ocorrem lentamente, assim como também pode ser utilizada para diminuir reações que trazem 
danos ao meio ambiente ou ao ser humano. Para o relatório em questão, é importante 
ressaltar também que a análise qualitativa analisa somente a presença ou ausência de um 
determinado analito, sem se preocupar com a quantidade presente, o que ocorre totalmente 
de modo contrário com a análise quantitativa, a qual busca exatamente quantidades. 
 
 
Laboratório de Engenharia Química III – Simulação de Processos 
 
2. METODOLOGIA 
A prática proposta pela orientadora, possibilita o entendimento de forma pratica o 
comportamento de reações influenciadas pelos diversos campos da cinética química, ou seja, 
a velocidade das reações e suas formas de se comportar. 
Com roteiro bem elaborado que foi nos fornecido foi possível realizar todos os 
experimentos. A ideia era entender e explicar a velocidade das reações e comportamentos, 
por isso foi proposto análises qualitativa e quantitativa, inserindo em tabelas os resultados e 
análises de cada reação com suas molaridades, temperatura e pressão sendo modificada 
para dar uma melhor compreensão dos resultados obtidos. 
Com os dados e as devidas análises observadas será possível elaborar uma discussão 
e assim atingir o objetivo da prática. 
 
 
 
 
Laboratório de Engenharia Química III – Simulação de Processos 
 
3. PROCEDIMENTOS, RESULTADOS E DISCUSÕES 
3.1 ANÁLISE QUALITATIVA DA VELOCIDADE DE REAÇÕES 
3.1.1. Verificação da influência da concentração dos reagentes na velocidade da 
reação. 
Para este item, consideramos a seguinte reação: 
H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + SO2+ H2O + S 
Colocamos em um tubo de ensaio 15 mL de H2SO4 (ácido sulfúrico - 0,3 mol/L) e 15 
mL de Na2S2O3 (tiossulfato de sódio - 0,3 mol/L), assim que as duas soluções entraram em 
contato, acionamos o cronômetro, e anotamos o tempo gasto para que se inicie a turvação da 
solução. Esta turvação indica o início da formação do precipitado (S, enxofre). Repetimos o 
item anterior agora com o Na2S2O3 (0,15 mol/L). 
Temos que a velocidade de uma reação está ligada diretamente a concentração de 
reagente, pois quando aumentamos a concentração dos reagentes, aumentamos o número 
de moléculas ou partículas reagentes por unidade de volume e, consequentemente, o número 
de colisões entre elas aumenta, resultando em uma maior velocidade da reação. Quando 
diminuímos a concentração de tiossulfato de sódio a quantidade de ácido sulfúrico fica em 
excesso, não conseguindo colidir para a formação dos produtos por não tem quantidade 
suficiente de reagente o que deixa a reação mais lenta 
3.1.2. Verificação da influência da temperatura na velocidade da reação 
Para este item, consideramos a seguinte reação: 
5HCl + Zn → ZnCl2 + H2 1. 
Aquecemos 10 mL de HCl (2,0 mol/L) a 40 ºC (Banho Maria), em um tubo de ensaio, 
em outro tubo de ensaio adicionamos 10 mL de HCl (2,0 mol/L) à temperatura ambiente, e 
por último adicionamos uma ponta de espátula de zinco em cada tubo. 
A partir da etapa realizada acima temos que com o aumento da temperatura a enérgica 
cinética das moléculas aumenta pois elas se movem com uma maior velocidade aumentando 
tambem as colisões resultando em uma reação mais rápida. Temos tambem a ocorrência da 
energia de ativação onde aumenta a energia das moléculas fazendo com que elas tenham 
energia suficiente para reagir. 
3.1.3. Verificação da influência da superfície de contato de um reagente sólido na 
velocidade da reação. 
Para iniciarmos esse item cortamos um comprimido efervescente ao meio, trituramos 
uma das metades do comprimido com o auxílio de almofariz e pistilo, colocamos a outra 
metade, sem triturar, em um outro tubo de ensaio, transfira o comprimido triturado tambem 
para um tubo de ensaio, em cada um dos tubos adicionamos 30 mL de água, e acionamos o 
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cronômetro; foi possível observar que a velocidade de liberação de bolhas ocorreu mais 
rapidamente no comprimido que estava triturado, por ter uma maior superfície de contato com 
a solução. A alteração da superfície de contato do comprimento efervescente altera 
diretamente a velocidade da reação, pois as colisões ocorrem entre as moléculas nessas 
superfícies e quanto maior for a superfície exposta, maior é o número de colisões, 
consequentemente temos um aumento na velocidade da reação. 
3.1.4. Verificação da influência do catalisador na velocidade da reação. 
Para este item, consideramos a seguinte reação: 
2H2O2 → 2H2O + O2 1. 
Em seguida colocamos em um béqueraproximadamente 20 mL de água oxigenada, e 
observamos a decomposição da água oxigenada sob a influência da luz. Em outro béquer 
adicionamos novamente 20 mL de água oxigenada, e uma ponta de espátula de dióxido de 
manganês (MnO2). 
Temos que o dióxido de manganês funcionou como um catalisador para que a reação 
ocorresse. A água oxigenada apenas, não foi possível observar a sua decomposição 
principalmente pois a água oxigenada já estava armazenada sob a luz, ou seja, já havia tido 
intervenção com a luz. 
O catalisador tem como função aumentar a velocidade de reação por diminuírem a 
energia de ativação, por meio de alterações nos mecanismos da reação, com uma menor 
energia de ativação as partículas reagem com mais facilidade e consequentemente 
aumentando a velocidade de reação. Portanto devemos lembrar que o catalisador não tem 
efeito sobre o equilíbrio das reações e uma vez que o catalisador acelerou ou diminuiu a 
reação não sofre alteração e se regenera completamente no final. 
3.2 ANÁLISE QUANTITATIVA DA VELOCIDADE DE REAÇÃO 
3.2.1. Influência da concentração na velocidade da reação. 
Nesta etapa utilizamos, uma reação chamada “reação relógio” que consiste na mistura 
das seguintes soluções: 
Solução A: é uma solução diluída de iodato de potássio, KIO3, que constitui a fonte do 
íon iodato, IO3 - (aq). Essa solução tem um pouco de ácido sulfúrico com a finalidade de 
deixar o PhH mais ácido (fonte adicional de H+ na solução). Solução B: contém o íon 
hidrogenossulfito, HSO3 - (aq), também chamado de íon bissulfito e um pouco de amido. 
Para preparar as soluções A e B, seguimos as seguintes instruções: 
 • Solução A: para essa solução dissolvemos 0,5 g de KIO3 (iodato de potássio) em 250 
mL de água e em seguida adicionamos 2 mL de ácido sulfúrico H2SO4 (3 Mol/L). 
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• Solução B: para a solução B dissolvemos 0,5 g de amido em 250 mL de água e em 
seguida adicionamos 0,1g de bissulfito de sódio (NaHSO3). 
Preparamos 7 concentrações diferentes da solução de KIO3, diluindo a solução A, com 
o auxílio de uma proveta e acrescentando água como mostra a tabela abaixo. Colocamos 
cada solução diluída em tubos de ensaio numerados de 1 a 7 (Tabela 1). E numeramos 
tambem 7 tubos de ensaio com 5 mL da solução de bissulfito de sódio (solução B) em cada 
um deles. 
Tabela 1- Organização dos tubos de ensaio 
TUBO A TUBO B 
Numeração 
do Tubo 
Volume de 
Solução A 
(mL) 
Volume de 
H₂O (mL) 
Numeração 
do Tubo 
Volume de 
Solução B 
(mL) 
1A 2,50 0,00 1B 5,0 
2A 2,00 0,50 2B 5,0 
3A 1,50 1,00 3B 5,0 
4A 1,25 1,25 4B 5,0 
5A 1,00 1,50 5B 5,0 
6A 0,75 1,75 6B 5,0 
7A 0,50 2,00 7B 5,0 
Fonte: Autoria própria 
Após realizado a organização dos tubos de ensaios derramamos a solução do tubo 1A 
de iodato de potássio (2,5 mL) sobre a solução de número 1B de bissulfito de sódio (5 mL) e 
disparamos o cronômetro, imediatamente após o contato entre as duas soluções, despejamos 
a solução de um tubo no outro repetidamente de modo a agitar a mistura. Observamos 
cuidadosamente, o término da reação com a alteração na coloração neste instante paramos 
o cronômetro e anotamos o tempo de reação em segundos. Anotamos tambem o valor da 
temperatura ambiente de 25 ºC no momento do experimento. 
Repetimos este procedimento experimental para as soluções restantes anotando 
sempre o tempo de duração de cada reações. 
Antes de terminarmos essa etapa, preparamos mais 4 conjuntos de tubos iguais ao 
número 3A e 3B da tabela 1 das concentrações e deixamos guardados para serem utilizados 
no experimento a seguir, novamente numeramos os novos tubos como 3A1, 3A2, 3A3, 3A4, 
3B1, 3B2, 3B3, 3B4. 
Com base no que foi realizado anteriormente temos o tempo de reação para cada 
mistura e com isso calculamos a concentração molar inicial de KIO3 em cada um dos tubos 
de ensaio conforme a Tabela 2. 
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Tabela 2 - Dados experimentais de análise cinética 
Mistura 
[KIO3] 
(mol L-1) 
1/[KIO3] 
(mol-1 L) ln([KIO3]) Tempo (s) 
Velocidade da reação: 
[KIO3]/t (mol L-1 s -1 ) 
1 0,0000935 10695,18717 -9,277549 15 6,23E-06 
2 0,0000748 13368,98396 -9,500693 18,7 4,00E-06 
3 0,0000561 17825,31194 -9,788375 32,15 1,74E-06 
4 0,00004675 21390,37433 -9,970696 60,25 7,76E-07 
5 0,0000374 26737,96791 -10,19384 104,9 3,57E-07 
6 0,00002805 35650,62389 -10,48152 500 - 
7 0,0000187 53475,93583 -10,88699 1000 - 
Fonte: Autoria própria 
Construímos o Gráfico 1 - 1/[KIO3] versus t, expressando a reação de acordo com o 
tempo. 
Gráfico 1 - 1/[KIO3] versus t 
 
Fonte: Autoria própria 
 Construímos o gráfico 2 mostrando a dependência da velocidade da reação em função 
da concentração do reagente (v versus [KIO3]). 
Gráfico 2 - Velocidade da Reação X Concentração do Reagente 
 
 
 
 
 
 
Fonte: Autoria própria 
R² = 0,9305
y = 1,6493x + 103,92
00
50
100
150
200
250
300
0 20 40 60 80 100 120
1/
K
lO
3 
(m
o
l/
L)
Tempo (s)
0.000E+00
100E-08
200E-08
300E-08
400E-08
500E-08
600E-08
700E-08
0 0,00002 0,00004 0,00006 0,00008 0,0001
V
el
o
ci
d
ad
e 
d
a 
re
aç
ão
: 
[K
IO
3]
/t
 (m
o
l L
-1
 s
 -
1 
)
[KIO3] (mol L-1 )
Laboratório de Engenharia Química III – Simulação de Processos 
 
 A partir do gráfico estimamos que a velocidade da reação para uma concentração 3 
vezes menor que a concentração do tubo 5A. 
Calculamos o valor de k para a reação estudada supondo que a reação e de 1ª ordem 
(gráfico ln ([KIO3]) versus t). Concluímos que a equação que é uma equação de segunda 
ordem e o valor de K é igual a 1,64 mol por segundo. 
A partir dos dados obtidos é possível verificar que o aumento da concentração do 
reagente é proporcional ao aumento da velocidade da reação. 
3.2.2 Influência da temperatura na velocidade da reação. 
Nesta experiência etapa investigamos o efeito da temperatura na velocidade de uma 
reação química. Utilizamos as mesmas soluções dos tubos 3A e 3B preparadas no item 
anterior. Contudo, ao contrário do caso anterior realizamos as reações em diferentes 
temperaturas. Para os experimentos em diferentes temperaturas é necessário que os tubos 
estejam em equilíbrio térmico com o meio antes e depois das reações. 
Figura 1- Desenho esquemático da etapa experimental em 4 diferentes temperaturas 
 
Fonte: Procedimentos experimentais disponibilizados pela professora Karina. 
Temos as seguintes temperaturas para as misturas dadas na figura 1: a) temperatura 
de 50 °C; b) temperatura em torno de 15 °C (mistura de água gelada com água da torneira); 
c) temperatura da água gelada ~5 °C (água gelada); d) ~ 0 °C (mistura de água gelada com 
cubos de gelos). 
Despejamos o conteúdo do tubo 3A3 no tubo 3B3 que estava imerso no líquido frio 
durante todo experimento, em seguida agitamos o tubo 3B3 contendo as duas soluções com 
movimentos circulares, disparamos o cronômetro assim que as duas soluções entraram em 
contato e anotamos o tempo em que a solução resultante tem alteração da coloração, 
indicando o término da reação, completamos a Tabela 3 com os dados experimentais obtidos 
e os cálculos solicitados. 
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Tabela 3 - Dados experimentais de análise cinética 
Tubos Temp. [°C] KIO3 [mol/L] 1/KIO3 ln KIO3 Tempo [s] 
Velocidade da 
Reação [mol/L. 
s] 
3A1 50 5,61E-03 178,3 -5,183 23,32 2,41E-04 
3ª 26 5,61E-03 178,3 -5,183 32,15 1,74E-04 
3A2 15 5,61E-03 178,3 -5,183 52,67 1,07E-04 
3A3 5 5,61E-03 178,3 -5,183 55,47 1,01E-04 
3A4 0 5,61E-03 178,3 -5,183 68,58 8,18E-05 
Fonte: Autoria própria 
Para determinação da temperatura foi deixado a vidraria no banho maria até a 
estabilização para depois realizamos os experimentos. 
Foi feito o Gráfico 3 mostrando a dependência da velocidade das reações em função 
da temperatura (v versus T). 
Gráfico 3 - Temperatura X Velocidadede Reação 
 
Fonte: Autoria própria 
Por último estimamos o valor da velocidade dessa reação nas temperaturas de 60 °C, 
17 e –5 °C. como na Tabela 4. 
Tabela 4 - Velocidade de reação Temperaturas 60 °C, 17 e –5 °C 
Temp. [°C] 
Velocidade da 
Reação [mol/L. s] 
60 2,60E-04 
17 1,31E-04 
-5 6,50E-05 
Fonte: Autoria própria 
 Analisando o gráfico e os resultados notamos que quanto maior a temperatura a 
velocidade de reação também aumenta. 
y = 3E-06x + 8E-05
R² = 0,9645
0.000E+00
5.000E-08
001E-04
002E-04
002E-04
003E-04
003E-04
0 10 20 30 40 50 60 70
V
el
o
ci
d
ad
e 
d
a 
R
ea
çã
o
 [
m
o
l/
L.
s]
Temp [°C]
Laboratório de Engenharia Química III – Simulação de Processos 
 
4. CONCLUSÃO 
Em virtude dos experimentos realizados conclui-se que a temperatura afeta diretamente 
as cinéticas moleculares, sendo assim, temperaturas mais elevadas facilitam as reações pois 
promovem um aumento das colisões entre as moléculas e com isso facilita as reações 
químicas. 
 A natureza física dos reagentes é um fator importante para a velocidade das reações, 
haja vista que os reagentes que apresentam maior superfície de contato tendem a facilitar as 
reações químicas. 
 Os catalizadores são importantes facilitadores de reações isso porque reduzem a 
energia mínima necessária para formação das substâncias finais. 
 Logo a utilização de temperaturas corretas, o estado físico do reagente bem como o 
uso de catalizadores são importantes mecanismos nas reações químicas sendo fundamentais 
dentro da indústria e dos laboratórios para redução de custo, aumentando a eficiência das 
reações desejadas. 
 
Laboratório de Engenharia Química III – Simulação de Processos 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/cinetica-quimica.htm > Acesso em Maio de 2021 
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/introducao-cinetica-quimica.htm 
> Acesso em Maio de 2021 
 
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/introducao-cinetica-quimica.htm