Relatório Quimica II - Cinética Química

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JOÃO VICTOR ROCHA PIRES
LUÍZ GUSTAVO DO VALLE VIEIRA
EXPERIMENTO – CINÉTICA 
 Relatório referente ao experimento de
 cinética no curso de Química Geral II 
 CET835 na Universidade Estadual de 
 Santa Cruz, realizado sobre orientação 
 do Prof. Reinaldo Gramacho.
ILHÉUS-BA
2016
Introdução
A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta em 1867, pelos cientistas norugueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900). Foi enunciada da seguinte forma:
“ A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados.”
Os expoentes que constam na lei irão determinar a ordem da reação.
Para uma reação genérica, temos:
Onde:
V = velocidade da reação
K = constante de velocidade
[A] = concentração molar de A
[B] = concentração molar de B
X e Y = expoentes experimentalmente determinados
Em uma reação elementar, onde ocorre em uma única etapa, o expoente é o coeficiente dos reagentes.
Exemplo: 
A energia de ativação é a energia mínima necessária para que a reação possa ocorrer. Ela recebe este nome porque reagentes e produtos passam por uma configuração intermediária que recebe o nome de complexo ativado. Trata-se, portanto, da energia mínima necessária para a formação deste complexo ativado.
A energia de ativação é explicada pela teoria da colisão: a reação química é constituída por colisões entre as moléculas dos reagentes. Nem toda colisão, porém, é eficaz, pois é necessário que haja energia suficiente e geometria molecular adequada. A energia de ativação é aquela requerida para que as colisões sejam eficazes, ou seja, resultem no complexo ativado. (Schlesinge, G)
· Concentração:
Quanto maior a concentração dos reagentes, maior a velocidade da reação.
· Temperatura: 
Quanto mais elevada a temperatura, mais rápida será a reação.
· Superfície de contato:
Para o caso de reagentes em diferentes fases, quanto maior a superfície de contato do reagente sólido, mais rápida será a reação.
· Catalise 
É uma reação na qual existe a presença de uma substância capaz de acelerar a reação ̶ um catalisador  ̶ , mas que não toma parte na reação propriamente dita, permanecendo inalterada sua massa e suas propriedades após a reação. Seu efeito baseia-se na redução da energia de ativação. (Da mesma forma, pode ocorrer a presença de um inibidor  ̶ substância que inibe a ação do catalisador ̶ . Neste caso, obviamente, o efeito do catalisador é anulado, e a velocidade da reação permanece inalterada.)
Material Utilizado
· Solução ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol/L e 1,0 mol/L;
· Pedaços de Magnésio;
· Solução de permanganato de potássio () 1,0 mol/L;
· Solução de sacarose 0,5 mol/L;
· Água destilada; 
· Tubos de ensaio;
· Béquer;
· Comprimido de Sonrisal
PROCEDIMENTO
· Experimento I: Reação do HCl com magnésio
Em um tubo de ensaio, adicionou-se 5mL de solução de ácido clorídrico a 0,1 mol/L e em outro tubo adicionou-se 5 mL de solução do mesmo ácido a 1,0 mol/L. Colocou-se dois pedaços aproximadamente iguais de magnésio sólido em cada tudo e observou-se.
· Experimento II: Reação de sacarose com permanganato de potássio
Preparou-se 4 tubos de ensaio da seguinte maneira:
1. Tubo 1: 10 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L.
2. Tubo 2: 7 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L + 3 mL de água destilada.
3. Tubo 3: 5 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L + 5 mL de água destilada.
4. Tubo 4: 3 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L + 7 mL de água destilada.
Adicionou-se 1 mL de solução de permanganato de potássio a cada tubo de ensaio e com o cronômetro mediu-se o tempo gasto em cada reação.
· Experimento III: Fator Temperatura
1. Preparou-se 3 tubos de ensaio contendo 10 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L.
2. No tubo de ensaio 1 adicionou-se 1,0 mL de permanganato de potássio à temperatura ambiente e anotou-se o tempo gasto na reação.
3. Colocou-se em banho-maria a 50º, o tubo de ensaio 2 e adicionou-se 1,0 mL de permanganato de potássio, observou-se e anotou-se o tempo gasto na reação.
4. Colocou-se em um béquer contendo água gelada, o tubo de ensaio 3 e adicionou-se ao tubo 3 1,0 mL de permanganato de potássio, observou-se e anotou-se o tempo gasto na reação.
· Experimento IV: Superfície de contato
Colocou-se 10 mL de água destilada em um béquer e adicionou-se metade de um comprimido antiácido inteiro. Em outro béquer contendo 10 mL de água destilada, adicionou-se a outra metade do comprimido antiácido, triturado. Observou-se e anotou-se os tempos que foram gastos nas reações
· Experimento V: Ação de um catalisador
Adicionou-se à um tubos de ensaio, 1,0 mL de peróxido de hidrogênio a 30%. Adicionou-se uma gota de solução de permanganato de potássio. Observou-se e anotou-se a velocidade da reação.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
· Reação do HCl com magnésio
Ao adicionar magnésio metálico aos tubos de ensaio contendo ácido clorídrico, percebeu-se que no ácido a 0,1 mol/L, a fita foi consumida de forma lenta e no tubo contendo ácido a 1,0 mol/L a fita foi consumida de forma rápida.
A equação abaixo descreve a reação química destes dois elementos:
Mg(s) + 2HCl(l) ↔ MgCl2(aq) + H2(g) + Calor
A reação produz cloreto de magnésio, libera gás hidrogênio e calor (exotérmica). De acordo com a reação do magnésio com o ácido à concentrações diferentes, percebeu-se que à medida que a concentração aumenta, a velocidade da reação também aumenta
· Reação de sacarose com permanganato de potássio
Inicialmente ao misturar o permanganato de potássio à sacarose, percebeu-se que a solução demorou a ser homogeneizada, apresentando duas fases: uma incolor e a outra roxa. Com o passar do tempo, a reação foi ocorrendo e a solução apresentou coloração marrom. A reação dessas substâncias é caracterizada pela seguinte equação química:
KMnO4 + C12H22O11 ) ↔ K2CO3 + MnO2 + CO2 + H2O
Reação na qual há formação de carbonato de potássio, dióxido de manganês (responsável pela coloração marrom), gás carbônico e água
A tabela abaixo apresenta o tempo gasto para a ocorrência das reações em diferentes tubos:
	
	Solução
	Tempo gasto
	Tubo 01
	10 ml de solução de sacarose 1,0mol/L
	6 min.
	Tubo 02
	7ml de solução de sacarose 1,0mol/L + 3ml de água destilada
	9 min.
	Tubo 03
	5ml de solução de sacarose 1,0mol/L + 5ml de água destilada
	11 min. 50 seg.
	Tubo 04
	3ml de solução de sacarose 1,5mol/L + 7ml de água destilada
	+13 min.
Tabela 1: Tempo gasto na reação do permanganato de potássio com a sacarose
De acordo com os valores observados, percebeu-se que ao diminuir a quantidade de sacarose, o tempo para a ocorrência da reação aumenta e a velocidade diminui.
· Fator temperatura
A reação do permanganato de potássio com a sacarose foi feita à diferentes temperaturas, os valores do tempo gasto e a temperatura estão expressas na seguinte tabela:
	Tubos
	Fator temperatura
	Tempo gasto
	 01
	Ambiente
	6 min.
	02
	Banho-maria a 50º
	01 min. 57 seg.
	03
	Água gelada
	15 min. 
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Tabela 2: Tempo gasto para reação do permanganato de potássio com sacarose em diferentes temperaturas. 
Em temperatura ambiente em torno de 25ºC, percebeu-se que a reação ocorreu de forma lenta. Observou-se que à temperatura alta, ou seja, a 50ºC, a velocidade da reação foi maior, ocorreu em menor tempo. E à baixa temperatura (água gelada) a reação ocorreu de forma bastante lenta. Com isso, foi possível perceber que ao aumentar a temperatura, aumenta-se também a velocidade da reação.
· Superfície de contato
Na dissolução do comprimido inteiro, percebeu-se um tempo de 1 minuto, 12 segundos e no comprimido triturado observou-se 25 segundos. Com isso, é possível notar que quando a superfície de contato aumenta, a velocidade da reaçãoaumenta.
· Ação de um catalisador
Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade de uma reação sem serem consumidos na mesma. Adicionou-se 1 catalizador para que se observasse a velocidade da decomposição do peróxido de hidrogênio. O resultado observado esta expresso na seguinte tabela:
	
		Reação química
	Velocidade
	 
+→+↑+↓
	
Rápido 
	
	
	
	
	
	
Tabela 3: Velocidade de decomposição do peróxido de hidrogênio na presença de um catalisador
Devido ao catalisador, a reação processa por um caminho alternativo com menores energias de ativação, acelerando assim, o tempo de decomposição do peróxido de hidrogênio. Neste procedimento, percebeu-se que o Permanganato de Potássio é responsável pelo aumento da velocidade da reação.
CONCLUSÃO
A velocidade das reações químicas é uma área estudada pela Cinética Química. Esse estudo é importante porque é possível encontrar meios de controlar o tempo de desenvolvimento das reações, tornando-as mais lentas ou mais rápidas, conforme a necessidade.
Alguns dos fatores que interferem na velocidade das reações são:
Temperatura: Um aumento na temperatura provoca um aumento na velocidade das reações químicas, sejam elas endotérmicas ou exotérmicas, pois isso faz com que se atinja mais rápido o complexo ativado;
Concentração: Um aumento na concentração dos reagentes acelera a reação, pois haverá um maior número de partículas dos reagentes por unidade de volume, aumentando a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas entre elas;
Superfície de Contato: Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade com que a reação se processa, pois, conforme explicado nos dois últimos itens, a reação depende do contato entre as substâncias reagentes;
Catalizadores: O uso de catalisadores específicos para determinadas reações pode acelerá-las. Essas substâncias não participam da reação em si, pois são totalmente regeneradas ao final dela. (FOGAÇA, J. V. R)
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
FOGAÇA, J. V. R, Cinética Química; Portal: mundoeducacao.bol.uol.com.br.
CANTO, Eduardo Leite do, 1996 –II; Químico Ensino Básico; 2. Ed. – São Paulo: Moderna, 1998.
BROWN, T... Química, a ciência central. Trad. Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
SOUZA, Alexandre A. & FARIAS, Robson F. CINÉTICA QUÍMICA: Teoria e prática. Ed. Átomo. Campinas, SP: 2008. 
 
NETZ, Paulo A. & ORTEGA, George G. FUNDAMENTOS DE FÍSICO-QUÍMICA: Uma abordagem conceitual para as ciências farmacêuticas. Ed. Artmed. São Paulo, SP: 2002.