Experimento_4_Velocidade_das_reacoes

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE COMUNITÁRIA DA REGIÃO DE 
CHAPECÓ 
ESCOLA POLITÉCNICA 
CURSOS: ENGENHARIA DE ALIMENTOS – 
ENGENHARIA QUÍMICA - PERIODO: 2° 
DISCIPLINA: QUÍMICA DAS SOLUÇÕES 
 
EXPERIMENTO 4 - VELOCIDADE DE REAÇÕES QUÍMICAS 
 
1. Objetivos 
No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de: 
 Avaliar os efeitos da concentração, temperatura e catalisadores nas velocidades 
das reações; 
 Escrever a equação da velocidade para a reação que será estudada; 
 Identificar um provável mecanismo de reação. 
 
2. Introdução 
A velocidade de uma reação é a medida da rapidez com que se formam os produtos e 
se consomem os reagentes. O mecanismo da reação consiste na sequência detalhada de 
etapas simples, elementares, que levam dos reagentes aos produtos. Uma equação geral não 
exibe nenhuma dessas etapas que participam desse mecanismo. Muito do que conhecemos 
de mecanismos de reação provem do estudo de velocidade de reação e da influencia de 
diferentes variáveis sobre a mesma. Em geral a velocidade de uma reação é determinada: 
(1) Pela natureza dos reagentes e produtos (gás, líquido, etc); 
(2) Pela concentração dos reagentes 
(3) Pela temperatura 
(4) Catalisadores 
(5) Pressão 
(6) Superfície de contato 
Considere a reação: 
H2 + I2 ⇌ 2 HI 
Para que essa reação aconteça, a colisão efetiva entre H2 e I2 deve ocorrer. Você 
poderá pensar que dobrando a concentração de H2 ou de I2 o número de colisões dobrará e a 
velocidade será o dobro. Dobrando ambas as concentrações de H2 e I2 duplicará o número de 
colisões e também a velocidade da reação. Lembre-se que a velocidade de uma reação (v) 
 
 
pode ser expressa como o desparecimento dos reagentes ou aparecimento dos produtos, por 
unidade de tempo. Assim para a reação citada acima: 
 
 [ ]
 
 
 [ ]
 
 
 
 
 [ ]
 
 [ ][ ] 
O sinal negativo é devido o desaparecimento dos reagentes, H2 e I2, durante a reação 
e k é a constante de velocidade. 
A velocidade dessa reação é proporcional as concentrações de H2 e I2. Isso é 
consistente com as conclusões mencionadas de que, dobrando a concentração de H2 ou I2, 
dobrará a velocidade da reação. É válido lembrar, que a constante de velocidade é função da 
temperatura, aumentando bastante com seu aumento, devido ao acréscimo de colisões 
efetivas (aquelas colisões que propiciam a formação de produto). 
Catalisadores: são substâncias que aumentam a velocidade de uma reação sem ser 
consumidos; depois que cessa a reação, ela pode ser recuperada da mistura reacional 
quimicamente inalterada. 
 
Representação esquemática do caminho seguido por uma mesma reação quando 
catalisada versus não catalisada. Onde Ea, representa a energia de ativação (Ea1>>Ea2). ΔH 
representa a variação de entalpia entre produtos e reagentes. 
A equação da reação que será investigada nessa experiência é: 
2I- + S2O8-2  I2 + 2SO4-2 
Esta reação, aparentemente, requer uma colisão simultânea de três íons. A 
probabilidade de acontecer uma colisão entre três moléculas ao mesmo tempo é muito 
pequena. Portanto, as reações que envolvem mais do que duas moléculas ou íons, 
geralmente ocorrem em duas ou mais etapas: 
I- + S2O8-2  SO4-2 + SO4I- 
SO4I- + I-  SO4-2 + I2 
 
 
Uma dessas reações será provavelmente menos veloz do que a outra. A etapa lenta 
em uma reação que ocorre em várias etapas é denominada etapa determinante. 
Assim a equação da velocidade deverá ser: 
 [ ][ 
 ] 
Se a 2º etapa for a etapa lenta, a equação da velocidade será: 
 [ ] [ 
 ] 
Se a sequência for a primeira etapa sendo a determinante: 
2 I-  I2-2 
I2-2 + S2O8-2  I2 + 2 SO4-2 
A expressão para a velocidade será: 
 [ ] 
Os resultados obtidos nesta experiência lhe dirão qual dessas possibilidades pode 
representar o mecanismo da reação em estudo. 
 O tiossulfato de sódio é usado como parte de uma mistura indicadora, onde uma 
coloração azul se formará, permitindo determinar o tempo requerido para uma mesma 
quantidade de produtos se formar em cada corrida cinética. Como a quantidade de produtos 
(I2 e SO4-2) em cada caso será a mesma, as velocidades relativas da reação serão inversamente 
proporcionais ao tempo. Por exemplo, uma reação que leva 25 segundos (1/t = 0,04/segundo) 
é duas vezes mais rápida do que uma que leva 50 segundos (1/t = 0,02/segundo). Para 
estudar o efeito das concentrações dos reagentes (I- e S2O8-2) nas velocidades da reação, as 
concentrações dos reagentes serão diminuídas. A maneira mais simples de se conseguir isso 
é usar quantidades menores de um dos reagentes enquanto o volume total é mantido 
constante pela adição de água contendo uma substância que não afetará a reação, mas que 
manterá a mesma força iônica. As soluções de KCl (cloreto de potássio) e K2SO4 (sulfato de 
potássio) serão usadas para esse propósito. 
 Em geral, quando a etapa determinante é a primeira etapa, ela fornece a equação da 
velocidade para toda a reação. Entretanto, quando a etapa determinante ocorre numa etapa 
posterior no mecanismo, a equação da velocidade pode ser complexa. A oxidação do íon 
iodeto pelo peróxido de hidrogênio ilustra esse ponto: 
H2O2 + 3I- + 2 H3O+  4 H2O + I3- 
 [ ][ 
 ][ ]
 
 
 
 
Esta equação de velocidade é consistente com vários mecanismos. Três são mostrados 
a seguir: 
Mecanismo A: 
H2O2 + H3O+ + I-  2 H2O + HOI (lenta) 
HOI + H3O+ + I-  2 H2O + I2 (rápida) 
I2 + I-  I3- (rápida) 
Mecanismo B: 
H3O+ + I-  H2O + HI (rápida) 
H2O2 + HI  H2O + HIO (lenta) 
HIO + H3O+ + I-  2 H2O + I2 (rápida) 
I2 + I-  I3- (rápida) 
Mecanismo C: 
H3O+ + H2O2 H3O2+ + H2O (rápida) 
H3O2+ + I-  H2O + HIO (lenta) 
HIO + H3O+ + I-  2 H2O + I2 (rápida) 
I2 + I-  I3- (rápida) 
No mecanismo B, a etapa lenta é a 2º reação elementar. Para essa etapa: 
 [ ][ ] 
Mas como HI é formado rapidamente pela 1º reação elementar, a expressão da 
velocidade fica: 
 [ ][ 
 ][ ] 
Que é a mesma para o mecanismo A. 
No mecanismo C, também: 
 [ ][ 
 ][ ] 
Assim, os mecanismos A, B e C possuem a mesma expressão para a velocidade, todos 
os três são possíveis. Porém, para saber qual deles realmente ocorre, precisa-se de 
informações adicionais. Além disso, a equação da velocidade não fornece informação sobre o 
que acontece pós a etapa determinante. 
 
3. Reagentes
Cloreto de potássio (KCl) 0,1 M Sulfato de potássio (K2SO4) 0,05 M 
Persulfato de potássio (K2S2O8) 0,05 M Iodeto de potássio (KI) 0,1 M 
 
 
Sulfato de cobre (CuSO4) 0, 1 M 
Tiosulfato de sódio + 0,48% de amido (Na2S2O3) 0,005 M 
 
4. Procedimento experimental 
As soluções devem ser preparadas conforme protocolo a seguir: 
Quadro 1 – Preparo das soluções 
 
Parte A 
4.1 Prepare a corrida 1, adicionando com uma pipeta as quantidades requeridas das 
soluções I, II, III, IV e V, colocando-as em um tubo de ensaio. 
4.2 Meça a quantidade requerida da solução VI e coloque em um béquer pequeno; 
4.3 A solução VI deve ser adicionada ao tudo de ensaio contendo as outras soluções, ao 
mesmo tempo que o cronometro é acionado, agitando o tubo levemente. Depois que a 
cor azul apareceu, meça e anote a temperatura da mistura. 
4.4 Repita dos procedimentos 4.1, 4.2 e 4.3 para as corridas 2 a 6. 
Parte B 
4.5 Prepare a corrida 7 como indicado no item A (4.1 a 4.3). Porém, antes de adicionar a 
solução VI, aqueça o conteúdo do tubo de ensaio em torno de 45 °C. Meça e anote a 
temperatura após a cor azul aparecer. 
Parte C 
4.6 Prepare a corrida 8 como indicado no item A (4.1 a 4.3). Porém, antes de adicionar a 
solução VI, resfrie o conteúdo do tubo de ensaio em torno de 5 °C. Meça e anote a 
temperatura após a cor azul aparecer. 
 
 
 
5. Relatório 
Não pode ser manuscrito. Utilizar fonte Times New Roman, tamanho 12, justificado. 
Espaçamento 1,5 entra linhas e 0 entre parágrafos. 
Desenvolver item “Resultados e discussões” abordando as seguintes explicações: 
 Parágrafoinicial conceituando cinética química, importância e principais 
aplicações na indústria química e de alimentos (mínimo 100 palavras). 
Referenciar!! 
 Para a reação estudada no experimento: 
- Apresentar uma tabela com os dados de quantidades de reagentes, temperatura e 
os resultados de cada cinética (Conforme Quadro 1 e Tabela de resultados). 
- Escreva as prováveis etapas e a expressão da velocidade da reação estudada. 
- Explicar se a velocidade da reação é proporcional à concentração de I- (iodeto). 
Comparar as corridas cinéticas que envolveram diferentes quantidades desse 
reagente. Nesse caso a tabela apresentada deve ser chamada durante o texto, por 
exemplo “Comparando as cinéticas 1 e 2 apresentadas na Tabela 1, observa-se que...”. 
- Explicar se a velocidade da reação é proporcional à concentração de S2O8-2 
(persulfato). Comparar as corridas cinéticas que envolveram diferentes quantidades 
desse reagente. Nesse caso a tabela apresentada deve ser chamada durante o texto. 
- Explicar o efeito da temperatura. Comparar as corridas cinéticas que envolveram 
diferentes temperaturas. Nesse caso a tabela apresentada deve ser chamada durante o 
texto. 
- Explicar o que são catalisadores e comentar o efeito do catalisador utilizado na 
velocidade da reação. Comparar as corridas cinéticas que envolveram a mesma 
quantidade de reagentes e mesma temperatura, com e sem catalisador. Nesse caso a 
tabela apresentada deve ser chamada durante o texto. 
 Pesquisar e explicar a importância de catalisadores na indústria química e de 
alimentos e exemplificar um processo produtivo que utilize. Referenciar!! 
 Escrever as referências conforme normas ABNT. 
 
 
 
 
 
FOLHA DE DADOS 
 
 
 
 
 
________________________________________________________________________ 
 
 
FOLHA DE DADOS PROFESSOR 
 
Equipe: 
 
Data: