Relatório Cinética Química

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UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE
INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA -
Química Geral Experimental B
Prof ° Thiago de Melo Lima
RELATÓRIO 6:
EQUILÍBRIO QUÍMICO E CINÉTICA QUÍMICA
BEATRIZ PEREIRA DE FREITAS E VICTOR ALVES DE SOUZA GUEDES
Niterói, 04 de julho de 2022.
1. INTRODUÇÃO
O equilíbrio químico acontece quando nos deparamos com reações reversíveis, as
quais podendo ter um ordem direta no sentido dos produtos ou inversa, no sentido dos
reagentes. Dessa forma, quando esse tipo de reação vão ocorrer no mesmo tempo e nas
mesma velocidades ( ).𝑉
𝑑𝑖𝑟𝑒𝑡𝑎
= 𝑉
𝑖𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑎
Seguindo essa conjuntura, quando não temos mais o equilíbrio químico no sistema
em questão deve-se tomar conhecimento do que foi ocasionado para que este fenômeno
tenha se desfeito. Pelo princípio de Le Chatelier, é colocado que os fatores que vão
deslocar o equilíbrio na reação são: concentração, temperatura e pressão. No primeiro
caso, segundo o princípio, se aumentarmos a concentração de um ou mais reagentes a
reação tenderá a formar produtos e será deslocada no sentido direto, mas se por outro lado
aumentarmos a contração dos produtos, será deslocado em direção inversa com o intuito
de formar reagentes e voltar ao equilíbrio. Para a temperatura, temos que o aumento desta
acarretará no deslocamento para o sentido endotérmico da reação e, com a diminuição da
temperatura, o lado favorecido será o de sentido exotérmico. Por fim, se diminuirmos a
pressão de uma reação gasosa, o volume dos gases se expandirá tendendo a mesma para
o sentido de maior número de moléculas, já se aumentarmos a pressão, o equilíbrio se
deslocará para o sentido contendo menor quantidade de matéria em mol.
Para melhor entendimento desse evento é de suma importância adentrar sobre a
constante de equilíbrio que será responsável por encontrar a condição em que acontece o
equilíbrio pela relação entre as concentrações das espécies presentes no sistema. A
concentração de equilíbrio expressa em a partir das concentrações dos produtos e reagente
que podem variar é o Kc, já o Kp é usado quando se trabalha com as pressões parciais dos
gases presentes, ambas demonstradas abaixo.
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇌ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝐾𝑐 = [𝐶]
𝑐·[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎·[𝐵]𝑏
𝐾𝑝 =
(𝑝
𝑐
)𝑐·(𝑝
𝐷
)𝑑
(𝑝
𝐴
)𝑎·(𝑝
𝐵
)𝑏
Em equilíbrios iônicos, a constantes acima são especificadas pela delimitação do
grau de ionização das espécies em questão pelas constantes de acidez (Ka) e basicidade
(Kb). Além de ter Kw como constante de equilíbrio iônico da água.
𝐻𝐴
(𝑎𝑞)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
⇌𝐻
3
𝑂+
(𝑎𝑞)
+ 𝐴
(𝑎𝑞)
− 𝐾𝑎 =
[𝐻
3
𝑂+ ][𝐴−]
[𝐻𝐴]
𝐴
(𝑎𝑞)
− + 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
⇌𝐻𝐴
(𝑎𝑞)
+ 𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
− 𝐾𝑏 =
[𝐻𝐴][𝑂𝐻−]
[𝐴−]
Ainda sim, deve-se neste âmbito apresentar a constante da solução constituída por
um soluto que possui baixa solubilidade no solvente, chamada de constante do produto de
solubilidade (Kps).
𝐴𝑥𝐵𝑦
(𝑠)
⇌𝑥𝐴𝑦+ + 𝑦𝐵𝑥− 𝐾
𝑝𝑠
= [𝐴𝑦+]𝑥[𝐵𝑥−]𝑦
Ademais, em ambiente industrial, por exemplo, é extremamente importante prestar
demasiada atenção à velocidade da reação trabalhada, assim é estudada a cinética
química. Esta vai determinar os fatores que influenciam na velocidade da reação, como,
concentração das espécies, superfície de contato, pressão, temperatura e se há a utilização
de catalisadores.
Como visto na parte de equilíbrio químico, a ordem só pode ser delimitada
experimentalmente já que os coeficientes não vão interferir no processo, dessa forma, vale
ressaltar que não é todo tipo de colisão que entrará na cinética, pois a mesma deve ser
onde a molécula está vulnerável, chamada de reação efetiva, que ocorre quando
aumentamos a concentração de reagente em caso de reação de única direção. Se tratando
de superfície de contato, o mais apropriado a fazer é utilizar o reagente químico na forma
mais finamente dividida possível, já que isso aumenta sua área exposta se chocando com
outro reagente e, assim, aumentando a velocidade da reação. Também de modo análogo ao
visto acima, no aumento da pressão do sistema, atenuar o volume e consequentemente,
ocorrerão mais choques entre as moléculas. Em questão da temperatura, é fato que
aumenta a quantidade de colisões em geral, sendo assim, também as efetivas. Na
utilização de um catalisador, vai permitir a diminuição da energia de ativação da reação sem
ser consumida durante o processo.
2. OBJETIVOS
a) Comprovar e avaliar o deslocamento químico;
b) Verificar as condições que influenciam o tempo de reação;
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 Materiais
- Microtubo de ensaio;
- Pinça de madeira;
- Bacia com gelo;
- Pipeta graduada;
- Pera de sucção;
- Proveta;
- Papel indicador universal de pH;
- Fita de pH;
- Bastão de vidro;
- Lixa;
- Béquer de 150 mL;
- Béquer de 50 mL;
- Cronômetro;
- Pissete;
3.2 Métodos
3.2.1 Equilíbrio cromato-dicromato
Em um microtubo de ensaio, adicionar cerca de 1 mL de K2CrO4 e em seguida,
adicionar gotas de HCl 1,0 mol/L. Após a adição do ácido sob constante agitação, adicionar
a mesma solução algumas gotas de NaOH 1,0 mol/L e observar as alterações de coloração
em todas as etapas.
Ainda no mesmo microtubo, adicionar gotas de Ba(NO3)2 0,1 mol/, sob agitação,
para que possa ser observado as mudanças durante a reação. Em seguida, adicionar
novamente gotas de HCl 1,0 mol/L.
3.2.2 Hidrólise de sais
Em cinco tubos de ensaio, adicionar 0,1 g dos seguintes sais: Na2CO3, Na2HCO3,
KCl, AlCl3 e FeCl3. Em seguida, adicionar 1 mL de água destilada em cada tubo, agitar e
com o auxílio de um bastão de vidro, verificar o pH das soluções.
Feito isso, as soluções de Na2CO3 e FeCl3, devem ser misturadas e as alterações
devidamente observadas.
3.2.3 Efeito do íon comum
Em um microtubo, adicionar 1 mL de NH3 0,5 mol/L e medir o pH. Em seguida,
adicionar 0,1 g de NH4Cl no tubo e medir novamente o pH da solução.
3.2.4 Efeito da temperatura
Em dois microtubos de ensaio, adicionar um pedaço de Mg em fita previamente
lixada. Em seguida, no tubo 1, adicionar cerca de 1 mL de HCl 1,0 mol/L a temperatura
ambiente e no tubo 2, adicionar 1 mL de HCl 1,0 mol/L gelado. Observar a velocidade da
reação nos dois tubos, uma vez que as soluções devem ser colocadas no microtubo de
forma simultânea.
3.2.5 Efeito da superfície de contato
Em dois microtubos de ensaio, adicionar cerca de 1 mL de HCl 1,0 mol/L gelado e,
em seguida, de forma simultânea, adicionar ao tubo 1 uma fita de Mg previamente lixada e,
ao tubo 2, adicionar cerca de 0,1 mg de Magnésio em pó. É importante observar as
mudanças e diferenças nas reações.
3.2.6 Efeito da concentração
Primeiramente, duas soluções foram preparadas para que pudesse dar início a
reação, foram elas:
Solução A: Dissolver 1 comprimido de 1 g de vitamina C e 2,4 g de KI em 500 mL de água
destilada. Em seguida, adicionar 9,4 mL de ácido acético e 100 mL de suspensão de amido
1%. Por fim, avolumar a solução para 1000 mL.
Solução B: Solução aquosa de peróxido de hidrogênio 3%.
Após o preparo das soluções, numerar béqueres de 1 a 5 e adicionar 10 mL Da
solução B com as seguintes diluições: 10 mL, 8 mL + 2 mL H2O, 6 mL + 4 mL H2O, 4 mL +
6 mL H2O e 2 mL + 8 mL H2O. Feito isso, adicionar ao mesmo tempo em todos os
béqueres, a solução A e disparar o cronômetro para registro do tempo de reação.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1 Equilibrio cromato - dicromato
a) 2𝐶𝑟𝑂
4(𝑎𝑞)
2− + 2𝐻
(𝑎𝑞)
+ ↔ 𝐶𝑟
2
𝑂
7
2− + 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
Nesse experimento pode se verificar a reversibilidade de uma reação pelo princípio
de Le Chatelier em ação, como os ios de e estavam instituindo equilíbrio ao𝐶𝑟𝑂
4
2− 𝐶𝑟
2
𝑂
7
2−
sistema, já com a adição de de ácido clorídrico à solução houve o aumento da concentração
dos íons de diminuindo o pH do meio favorecendo a transformação de íons cromato e𝐻+
dicromato, sendo assim, o sistema se desloca em forma direta com o intuito de formar
produtos, no caso o dicromato de potássio, responsável por deixar a soluçãoalaranjada.
𝐾
2
𝐶𝑟𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 2𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
→ 𝐾
2
𝐶𝑟
2
𝑂
7(𝑎𝑞)
+ 2𝐾𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
(Figuras 1 e 2: Solução de e solução de , depois da adição de HCl.)𝐶𝑟𝑂
4
2− 𝐶𝑟
2
𝑂
7
2−
Já com a adição de NaOH temos o acúmulo de OH- aumentando o pH do meio e,
seguindo a reação demonstrada, o processo será contrário ao mostrado acima, a reação
acontecerá na ordem indireta tendendo a amenizar essa discrepância brusca e aumentar a
concentração dos reagente, no caso o , predominando novamente a coloração𝐾
2
𝐶𝑟𝑂
4
amarelada a solução.
𝐾
2
𝐶𝑟
2
𝑂
7(𝑎𝑞)
+ 2𝐾𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
+ 2 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝐾
2
𝐶𝑟𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 2𝑁𝑎𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
(Figuras 3: Solução de depois da adição de NaOH.)𝐶𝑟𝑂
4
2−
b) Por outro lado, quando foi adicionado à solução acima, os ios de𝐵𝑎(𝑁𝑂
3
)
2
𝐵𝑎+
vão reagir com o íons dicromato da solução e formar um precipitado insolúvel ao sistema,
no caso o cromato de bário (Kps= 1,17x10-10).
𝐵𝑎(𝑁𝑂
3
)
2(𝑎𝑞)
+ 𝐾
2
𝐶𝑟𝑂
4(𝑎𝑞)
→ 𝐵𝑎𝐶𝑟𝑂
4(𝑠)
2− + 2 𝐾𝑁𝑂
3(𝑎𝑞)
Com a adição de HCl foi possível observar que o precipitado foi desaparecendo aos
poucos já que a presença do íon , a formação de será favorecida, que é mais𝐻+ 𝐶𝑟
2
𝑂
7
2−
solúvel que o .𝐶𝑟𝑂
4
2−
𝐵𝑎𝐶𝑟𝑂
4(𝑠)
2− + 2 𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 → 𝐵𝑎𝐶𝑟
2
𝑂
7(𝑎𝑞)
2− + 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
+ 𝐵𝑎𝐶𝑙
2
4.2 Hidrólise de sais
A hidrólise de sais consiste em um equilíbrio químico em que há a adição de um sal
à água. A partir dessa reação, os íons que provêm da solubilização do sal reagem com a
água e, a partir disso, é possível observar a formação de bases ou ácidos fracos.
Durante o experimento, cinco sais sofreram hidrólise e suas alterações reacionais
foram registradas, pois cada uma terá sua particularidade.
O carbonato de sódio é proveniente de um ácido fraco (H2CO3) e uma base forte
(NaOH), com isso, sofrerá a hidrólise liberando íons de OH- em que a presença dos
mesmos irá deixar o pH da solução básico, por volta de 10/11.
Na2CO3 + H2O HCO3- + 2 Na+ + OH-→
Ainda trabalhando a basicidade nos momentos de hidrólise, ao analisar a hidrólise
do bicarbonato de sódio, teremos um pH básico de aproximadamente 9, uma vez que na
reação entre o íon bicarbonato, já dissociado, reage com a água, teremos uma liberação de
OH- e, a água atuará como um ácido de Bronsted-Lowry, pois doa um próton de H+ para o
HCO3-. Vale ressaltar que o Bicarbonato de sódio é muito utilizado como antiácido, pois ele
é capaz de fazer a neutralização do ácido produzido no estômago do homem.
NaHCO3 Na+ + HCO3- // HCO3- + H2O H2CO3 + OH- → →
Durante a reação entre AlCl3, tem-se a dissociação do sal na água e a geração de
hidróxido de alumínio e íons hidrônio, que influenciará diretamente no pH da reação,
fazendo com que o pH fique mais ácido, por volta de 3-2, devido ao H+ livre.
AlCl3 Al3+ + Cl- // Al3+ + H2O Al(OH)3 + 3H+
Algo a se salientar primeiramente é que como a água destilada não foi fervida para a
execução do processo o pH tende a ser mais ácido do que realmente a solução adere, já
que ainda terá bastante no meio.𝐶𝑂
2
4.3 Efeito da temperatura
A partir da análise de ambos os tubos ficou perceptível que o recipiente com o HCl
em temperatura ambiente reagiu mais rapidamente do que o recipiente contendo ácido
gelado. Isso ocorreu devido ao fato que no ambiente, a temperatura é maior que um ácido
gelado, o que configura uma maior agitação e choque entre as moléculas, tendo, assim, um
número maior de colisões efetivas.
𝑀𝑔 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝑀𝑔𝐶𝐿
2
+ 𝐻
2
Observando a reação, evidencia-se a efervescência e o borbulhamento visto nos
tubos como forma de gás hidrogênio, um dos produtos da reação, subindo ao ambiente.
(Figuras 4: Tubos contendo HCl em temperatura ambiente e gelado, respectivamente.)
4.4 Efeito da superfície de contato
Nessa etapa, pode-se perceber que o microtubo com Mg em pó a reação ocorreu
mais rapidamente já que nesse caso foi usado o reagente na sua forma mais finamente
dividida e, dessa forma, possui uma maior área exposta para reagir com o ácido.
De modo análogo ao visto acima, o borbulhamento do e a efervescia constituída𝐻
2
no sistema também aumentará a temperatura da reação e, consequentemente, a
quantidade de colisões efetivas.
(Figuras 5: Tubos contendo Mg em pó e em fita, respectivamente.)
4.5 Efeito da concentração
Sabe-se que a cinética química está diretamente ligada à velocidade na qual as
reações químicas ocorrem. Para que uma reação ocorra, é necessário que haja colisões
entre as moléculas para a formação de produtos, podendo ser chamados também de
choques efetivos.
A concentração influência na formação desses produtos, uma vez que quanto maior
for a espécie de reagente presentes no volume da solução, maior a probabilidade dessas
partículas se chocarem de modo mais efetivo e com isso, é possível observar alterações na
solução em menor espaço de tempo.
No experimento, foram utilizadas cinco concentrações diferentes para verificar a
presença de iodo e o tempo necessário para a reação alterar sua coloração.
Béquer Volume
H2O2 3% v/v
Volume de H2O Tempo (s)
1 10,0 - 25
2 8,0 2,0 34
3 6,0 4,0 46
4 4,0 6,0 76
5 2,0 8,0 183
De acordo com a tabela acima, é possível observar que conforme o volume de
peróxido de hidrogênio foi diminuindo, a velocidade da reação foi aumentando, mostrando
que são grandezas inversamente proporcionais e que, afirmando que a concentração está
diretamente ligada a cinética das reações.
5. CONCLUSÃO
De acordo com os experimentos estabelecidos, pode-se alterar as componentes
influenciáveis do princípio de Le Chatelier e observar a maneira como a reação tentava
restabelecer seu equilíbrio. A mudança de coloração deixou ainda mais claro a
reversibilidade que um sistema pode apresentar. Ademais, foi conseguido determinar as
interações catiônicas e aniônicas ocasionadas pela adição de determinado sal em água.
A partir das comparações efetuadas nas reações influenciadas pelos seus
respectivos efeitos, ficou claro que a cinética da reação é principalmente influenciada pelas
colisões efetivas orientadas espacialmente, onde a parte mais vulnerável das moléculas é
atacada. Visto isso, foi entendido que o que aumenta essas colisões são as competências
responsáveis por definir o quão rápido a reação irá ocorrer. Sendo assim, a temperatura e a
área de contato vão ser diretamente proporcionais à velocidade.
Em referência ao catalisador, ele irá aumentar a velocidade por meio de uma
atenuação da energia de ativação da reação. Em virtude da energia de ativação ser ligada
com a orientação de choque da molécula e não depender da temperatura, o catalisador não
será consumido ao longo da reação, podendo apenas perder a força por meio de condições
secundárias.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] Sais e Hidrolise salina - FCAV/UNESP Jaboticabal - Disponível em:
<https://www.fcav.unesp.br/Home/departamentos/tecnologia/LUCIANAMARIASARAN/sais-e
-hidrolise-salina.pdf> Acesso em: 03 de julho de 2022.
[2] Cinética Química - UNESP - Disponível em:
<https://www.feis.unesp.br/Home/departamentos/fisicaequimica/relacaodedocentes973/cinet
ica_quimica.pdf>. Acesso em: 03 de julho de 2022.