Cinética Química

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CINÉTICA QUÍMICA
Naviraí – MS
Novembro de 2015
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
Acadêmicos: Ariana Aragão Foratini de Oliveira, Deyvison Mario Garutti de Oliveira, Juliana Pauleski Machry e Lara Gabriella Marafigo Oderdenge.
RGMs: 32032, 29015, 32043, 30980.
Naviraí - MS
Novembro de 2015
Índice
Introdução..........................................................................................................04
Objetivos.............................................................................................................06
Materiais Utilizados............................................................................................06
Procedimentos Experimentais............................................................................06
Resultados...........................................................................................................07
Conclusão............................................................................................................09
Bibliografia..........................................................................................................09
Introdução
A cinética química é uma ciência que estuda a velocidade das reações químicas e dos fatores que nela influem.1 A velocidade de uma reação é a medida da rapidez com que se formam os produtos a se consomem os reagentes. O mecanismo da reação consiste na sequência detalhada de etapas, menos complexas que a reação global que levam dos reagentes aos produtos. Uma reação global não exibe nenhuma dessas etapas, mostrando a modificação total, resultado final de todas as etapas que participam do mecanismo. Muito do que conhecemos sobre mecanismo de reações, provem do estudo da velocidade de reação e da influência de diferentes fatores sobre a mesma.2 Sua importância é muito ampla, na indústria, na produção de remédios em nosso corpo humano, etc.1
Os principais fatores na velocidade das reações são: temperatura, superfície de contato, presença ou não de catalisadores, concentração dos reagentes e a pressão.1 Economicamente, o estudo da velocidade das reações é de extrema importância, em algumas indústrias, por exemplo, quanto maior a produção melhor, assim manipula-se as reações químicas, fazendo com que essas sejam feitas da melhor forma possível, trazendo benefícios. Em casa, podemos observar a velocidade das reações quando armazenamos os alimentos, alguns alimentos estragam de forma mais rápida que outros.3 
Quando variamos a temperatura dos reagentes a reação se processa com maior velocidade porque ocorre um aumento na vibração das moléculas provocando maior número de colisões, outra variável é a superfície de contato, o aumento desta provoca um aumento da velocidade da reação, partículas com tamanho reduzido possuem uma velocidade de reação maior que partículas maiores pois sua área de contato com outras espécies químicas é aumentada com a redução de seu volume.4
A velocidade também é afetada pela concentração dos reagentes, assim, o aumento deste aumenta o número de colisões, portanto, aumenta a velocidade das reações, já os catalisadores são substâncias que provocam aumento da velocidade de reações químicas e não participam da formação dos produtos, sendo completamente regenerados no final da reação. Os catalisadores fornecem um mecanismo alternativo de reação que envolve uma energia de ativação menor que a reação sem catalisador, portanto, há um aumento considerável na reação devido à redução da energia necessária para o processo ocorrer.1 
O objetivo principal da cinética é o estudo da velocidade das reações químicas, e para isso é preciso o conhecimento de: o desenvolvimento de métodos experimentais que permitam medir as velocidades das reações, desde as mais lentas até as mais explosivas; o estudo dos fatores que influenciam nas velocidades das reações; e o estudo do “caminho” percorrido pelas reações.3
Uma reação química ocorre quando três fatores envolvidos no mundo micromolecular acontecem. Eles são:3
1 - O choque de uma espécie química com outras ou com as paredes do recipiente na qual a mesma estiver.3
2 - A geração de alguma maneira de algum tipo de energia que permita que a espécie química reagente atinja um patamar mínimo de energia para que a reação possa ocorrer (Energia de Ativação).3
3 - A posição do choque. (fator muito importante nas reações orgânicas onde estiverem envolvidas substâncias com grandes cadeias).3
Sua importância é muito ampla, já que se relaciona com temas como, a rapidez com que um medicamento atua no organismo ou com problemas industriais, tais como a descoberta de catalisadores para acelerar a síntese de algum produto novo.
Objetivos
O problema a ser resolvido nesta experiência é o de verificação da influência de diferentes fatores sobre a velocidade das reações químicas.
Materiais Utilizados
Solução aquosa 0,10 mol/L de permanganato de potássio (KMnO4), ligeiramente acidulada com ácido sulfúrico.
Solução aquosa 3,0 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH).
Solução aquosa 0,25 mol/L de tiossulfato de sódio (Na2S2O3).
Solução aquosa 2,0 mol/L de ácido clorídrico (HCl).
Solução aquosa 0,20 mol/L de oxalato de sódio (Na2C2O4), acidulada, com ácido sulfúrico.
Sulfato de manganês (MnSO4) concentrado.
Alumínio em grânulos.
Alumínio em pó.
Pregos.
Cinco tubos de ensaio.
Três béqueres.
Pipetas graduadas de 10 mL.
Cinco Erlenmeyers.
Cronômetro.
Procedimento Experimental
1º Experimento de influência da temperatura sobre a velocidade das reações químicas:
Foi colocado em três tubos de ensaio, cerca de 3mL de solução aquosa 0,10 mol/L de permanganato de potássio (KMnO4), ligeiramente acidulada com ácido sulfúrico e, em cada um deles adicionado um prego.
Foi deixado um dos tubos na temperatura ambiente, aquecido o outro em banho-maria e o outro, aquecido diretamente no Bico de Bunsen. 
2º Experimento de influência da superfície de contato sobre a velocidade das reações químicas:
Foi colocado em um tubo de ensaio alumínio em grânulos e em outro tubo alumínio em pó. Foi adicionado, a cada tubo, 1 mL de solução aquosa 3,0 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH). 
3º Experimento de influência da concentração sobre a velocidade das reações químicas:
Foi colocado em um erlenmeyer, 25 mL da solução aquosa 0,25 mol/L de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) e 3 mL da solução aquosa 2,0 mol/L de ácido clorídrico (HCl).
Foi colocado em um erlenmeyer, 5mL de água destilada, 20 mL da solução aquosa 0,25 mol/L de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) e 3 mL da solução aquosa 2,0 mol/L de ácido clorídrico (HCl).
Foi colocado em um erlenmeyer, 10mL de água destilada, 15 mL da solução aquosa 0,25 mol/L de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) e 3 mL da solução aquosa 2,0 mol/L de ácido clorídrico (HCl).
Foi colocado em um erlenmeyer, 15mL de água destilada, 10 mL da solução aquosa 0,25 mol/L de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) e 3 mL da solução aquosa 2,0 mol/L de ácido clorídrico (HCl).
Foi colocado em um erlenmeyer, 20mL de água destilada, 5 mL da solução aquosa 0,25 mol/L de tiossulfato de sódio (Na2S2O3 ) e 3 mL da solução aquosa 2,0 mol/L de ácido clorídrico (HCl).
4º Experimento de influência do uso de catalisadores sobre a velocidade das reações químicas:
Foi colocado em dois tubos de ensaio, 3mL da solução aquosa 0,20 mol/L de oxalato de sódio (Na2C2O4), acidulada, com ácido sulfúrico. Em um deles foi colocado duas gotas de MnSO4.
Foi adicionado no segundo tubo, ao mesmo tempo, duas gotas de solução aquosa 0,10 mol/L de permanganato de potássio (KMnO4), ligeiramente acidulada com ácido sulfúrico e duas gotas de MnSO4.
Resultados
Resultados obtidos:
1º Experimento de influência da temperatura sobre a velocidade das reações químicas:
Foi observado que o tubo de ensaio com um prego deixado em temperatura ambiente não deu aspecto de oxidação, mas com o tempo ele reagiu e ocorreu a oxidação.
Foi observadoque o tubo de ensaio que foi aquecido em banho-maria oxidou o prego porque ele acabou enferrujando.
Foi observado que o tubo de ensaio com um prego que foi aquecido no Bico de Bunsen, oxidou o ferro mais rápido em um menor tempo do que o que foi aquecido em banho-maria.
2º Experimento de influência da superfície de contato sobre a velocidade das reações químicas:
Na reação do alumínio em grânulos com o hidróxido de sódio (NaOH) ocorreu oxidação na superfície do alumínio, permitindo que ocorra uma reação no meio aquoso, com a liberação de gás hidrogênio. 
Na reação do alumínio em pó com o hidróxido de sódio (NaOH) também houve oxidação porém foi mais rápida e mais e nos dois tubos teve reação exotérmica.
3º Experimento de influência da concentração sobre a velocidade das reações químicas:
Foi desenhado, a lápis, uma cruz em uma folha de papel branco e colocado embaixo do erlenmeyer para ser observado através da solução.
Foi acrescentado ao erlenmeyer as soluções aquosas de 0,25 mol/L de tiossulfato de sódio (Na2S2O3 ) e 2,0 mol/L de ácido clorídrico (HCl), conforme a tabela demonstra. No mesmo instante que foi adicionado as soluções foi iniciado a cronometragem, encerrando-a quando a cruz não pudesse ser mais vista através do líquido do erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Volume de H2O (mL)
	Volume de Na2S2O3 (mL)
	Volume de HCl (mL)
	Tempo (s)
	4.3.1
	0
	25
	3
	14s e 18ms
	4.3.2
	5
	20
	3
	15s e 34ms
	4.3.3
	10
	15
	3
	18s e 22ms
	4.3.4
	15
	10
	3
	40s e 44ms
	4.3.5
	20
	5
	3
	76s e 75 ms
4º Experimento de influência do uso de catalisadores sobre a velocidade das reações químicas:
No primeiro tubo, que foi adicionado duas gotas de MnSO4 na solução aquosa 0,20 mol/L de oxalato de sódio (Na2C2O4), acidulada, com ácido sulfúrico, foi observado que a solução ficou avermelhada em cima e transparente na parte de baixo.
No segundo tubo, que foi adicionado ao mesmo tempo, duas gotas de solução aquosa 0,10 mol/L de permanganato de potássio (KMnO4), ligeiramente acidulada com ácido sulfúrico e duas gotas de MnSO4, foi observado que ficou arroxeado na parte de cima e na parte de baixo levemente um tom de roxo.
Resultado em equação química:
5.2.1. 1º Experimento de influência da temperatura sobre a velocidade das reações químicas: 
2 KMNO4 + 5 Fe + 8 H2SO4 → K2SO4 + 2 MNSO4 + 5 FeSO4 + 8 H2O
2º Experimento de influência da superfície de contato sobre a velocidade das reações químicas:
NaOH + Al → NaAl + OH
3º Experimento de influência da concentração sobre a velocidade das reações químicas:
Na2S2O3 + HCl → H2 + SO2 + NaCl
4º Experimento de influência do uso de catalisadores sobre a velocidade das reações químicas:
Na2S2O4 + MnSO4 → Na2MnO4 + C2SO4
KMnO4 + MnSO4 → KSO4 + MnO4
Conclusão
Podemos, portanto, concluir que reações com energia de ativação muito pequena são muito rápidas. Na prática estas reações são instantâneas. Reações com energia de ativação média corresponderão a velocidades altas, ou não, conforme a importância do fator geométrico. E reações com Energia de Ativação da ordem de 100 Kcal serão tão lentas na temperatura ambiente que na vida prática até podemos dizer que a reação não é perceptível.
O estudo cinético em sua quase totalidade depende de valores experimentais da reação que está sendo estudada. A velocidade de uma reação é definida como sendo a variação da concentração de um reagente por unidade de tempo. 
Bibliografia
Disponível em: <http://www.ebah.com.br/content/ABAAABMrsAB/relatorio-cinetica-quimica>. Acessado em 16/11/2015.
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 5. ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
Disponível em: <http://www.ebah.com.br/content/ABAAABGswAC/relatorio-quimica-geral-cinetica-quimica>. Acessado em 16/11/2015.
Disponível em: <http://www.ebah.com.br/content/ABAAABGswAC/relatorio-quimica-geral-cinetica-quimica> . Acessado em 16/11/2015.