Relatório Cinética Quimica

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SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO......................................................................................................2  
2 OBJETIVOS..........................................................................................................3 
2.2 Objetivos gerais...................................................................................................3 
2.2 Objetivos específicos...........................................................................................3
2.1.1 Cinética química – Reações de primeira ordem...............................................3
2.2.1 Cinética química – Reações de primeira ordem...............................................3
3 METODOLOGIA....................................................................................................3  
4 MATERIAIS............................................................................................................4
4.1 Materiais – Pratica 1............................................................................................4
4.1.1 Reagentes........................................................................................................4
4.1.2 Materiais...........................................................................................................4
4.2 Materiais – Pratica 2............................................................................................4
4.2.1 Reagentes........................................................................................................4
4.1.2 Materiais...........................................................................................................4
5 PROCEDIMENTOS................................................................................................5
5.1 Cinética química 1...............................................................................................5
5.2 Cinética química 2...............................................................................................5
5.2.1 Efeito da concentração.....................................................................................5
5.2.2 Efeito da temperatura.......................................................................................5
6 RESULTADOS.......................................................................................................6
7 DISCUSSÃO........................................................................................................11
8 CONCLUSÃO......................................................................................................12  
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS....................................................................... 13 
1 INTRODUÇÃO
Dentro do campo do estudo da cinética química, o comportamento da formação de produtos é derivado de um conjunto de reagentes. Esse sistema, onde A se transforma em B , A → B , sofre influencias de diversos fatores, tais como, velocidade, presença de catalisador, tempo de reação, interações intermoleculares, frequência, temperatura, e outros diversos que podem retardar ou acelerar o processo (RUSSEL, 1994). 
Nas reações, identificamos o quão rapidamente podem ocorrer e seus mecanismos de ação no processo de consumo ou decomposição. A velocidade é o principal agente no sistema (RUSSEL, 1994). Esta, mensura o quanto dos produtos ou reagentes são formados ao longo do tempo. Portanto, o conceito de velocidade e velocidade média são fundamentais para esse estudo da cinética química (BROWN, 2005).
Sendo a velocidade, a variação da rapidez com que um corpo realiza uma ação em um determinado intervalo de tempo, nas reações ela é a taxa de reação do sistema, a variação da concentração de matéria por unidade de tempo. Já a velocidade instantânea é a velocidade em um momento especifico da reação, e ao elaborar os gráficos, está pode ser identificada como a inclinação da curva no ponto intermitente. 
Como sabemos, há diversos fatores como o estado físico, concentração, temperatura ou presença de catalisador que podem afetar o sistema. Estes atuam diretamente na cinética, movimento das moléculas podendo retardar ou acelerar o processo. Em nível molecular as reações dependem da frequência da colisão das moléculas, sua interação bioquímica e energia do sistema. Sendo assim, se estas apresentam energia suficiente para esticar as ligações, a orientação adequada e velocidade necessária, a reação acontece (RUSSEL, 1994). 
Essas reações no entanto podem ser classificadas em três níveis, as de ordem zero, primeira ordem e segunda ordem. A lei da velocidade nos diz que a velocidade de uma reação varia a certa temperatura à medida que variamos as concentrações dos reagentes. Portanto, através de cálculos podemos determinar a ordem de reação destas (BROWN, 2005). 
Nas reações de ordem zero, a velocidade é constante na reação ao longo de todo o tempo. Nos cálculos das reações de primeira ordem ou ordem um, a velocidade depende da concentração de um único reagente elevado a primeira potência e da velocidade com que o sistema se inicia. Já nas reações de segunda ordem ou ordem dois, a velocidade depende da concentração dos reagentes elevada a segunda potência (BROWN, 2005). 
Um outro fator é o tempo de meia vida de uma reação. Este é o tempo necessário para que a concentração de um reagente alcance a metade de seu valor inicial. Sendo a maneira mais conveniente de descrever uma equação, pois, detém margem de erro. Através desses cálculos identificamos como reações de primeira ordem aquelas cujo tempo de meia vida é curto e reações de segunda ordem cujo o tempo de meia vida é longo (BROWN, 2005).
2 OBJETIVOS
2.1 Objetivos gerais
Foram realizadas duas práticas com objetivo de estudar as reações químicas e classificar a ordem destas, podendo ser de primeira ou segunda ordem. Estas são referenciadas pela sua linearização. As reações de segunda ordem apresentam resultados mais precisos, pois, não há variação no volume ao longo do tempo. 
2.2 Objetivos específicos
2.2.1 Cinética química – Reações de primeira ordem
Identificar a variação do volume em relação ao tempo de reação.
2.2.2 Cinética química – Reações de segunda ordem
Identificar a variação da concentração em relação ao tempo. 
3 METODOLOGIA
Foram realizadas duas aulas praticas em laboratório e uma aula teórica no laboratório de informática. Na realização do relatório foram utilizados bibliografias. 
4 MATERIAIS
4.1 Materiais – Pratica 1
4.1.1 Reagentes
Tabela 1 - Reagentes
	 Reagentes prática 1
	H2O2 Peroxido de hidrogênio
	KMnO4 Permanganato de potássio
	H2SO4 Acido sulfúrico
	FeCl3 Cloreto de ferro (III)
4.1.2 Materiais
Tabela 2 – Materiais prática 1
	 Materiais prática 1
	7 unidades de Erlenmeyer
	1 unidade de Proveta 100 mL
	1 unidade de Proveta 10 mL
	2 unidades de béquer
	1 unidade de bureta
	1 unidade de pipeta 10mL
	Cronometro
	 
4.2 Materiais – Pratica 2
4.2.1 Reagentes
Tabela 3 – Reagentes prática 2
	 Reagentes prática 2
	H2O água 
	IO3- Íon iodato
	HSO4- Bisulfito
	 
4.2.2 Materiais 
Tabela 4 – Materiais prática 2
	 Materiais prática 2
	7 unidades de tubo de ensaio
	1 unidade Cronometro
	1 unidade béquer grande
	1 unidade Termometro
	1 unidade pipeta graduada 5 mL
	1 unidade pipeta graduada 10 mL
5 PROCEDIMENTOS
5.1 Cinética química 1
a) Preparou-se uma solução de 100 mL de Peróxido de hidrogênio com 10 mL de cloreto de ferro (III), que irá atuar como catalisador. 
b) Com auxilio de um cronômetro, podemos ao longo do tempo mensurar a concentração de Peróxido de hidrogênio que iria reagir, ser decomposta na reação. 
c) Previamente em 8 Erlenmeyers foram acrescidos 10 mL de solução de ácido sulfúrico, concentração 1:5. eacrescidos 5 mL da solução descrita. 
d) Esse sistema foi titulado com Permanganato de potássio concentração 0,1 mol/L. 
5.2 Cinética química 2
5.2.1 Efeito da concentração
a) Em 5 tubos de ensaio foram acescidos valores decrescentes do íon IO3-, partindo de 5 mL.
b) Em seguida foram acrescentados valores crescentes de água partindo dos 4mL, diluindo o sistema.
c) Com auxilio de um cronometro, a medida que foi acrescentados aos tubos NaHSO3- , podemos mensurar o tempo de reação.
d) O cronometro foi encerrado quando todos os tubos ficam azuis, indicando o consumo completo.
5.2.2 Efeito da temperatura
a) Foram preparados dos tubos de ensaio, um contendo KIO3 e o outro NaHSO3. 
b) Com auxilio de um termômetro preparou-se o banho de gelo.
c) Quando a temperatura se manteve constante colocou os dois sistemas em banho e estes foram misturados.
d) Com auxilio do cronometro mediu-se o tempo de reação. 
6 RESULTADOS
6.1 Reação de decomposição de hidróxido de hidrogênio
H2O2 → H2O + ½ O2
O Peróxido de hidrogênio é decomposto em água e oxigênio. Com a titulação identificamos os volumes de Permanganato de potássio (KMnO4) gasto, podendo assim saber o intervalo de viragem da reação. 
Tabela 5 – Cinética de decomposição de H2O2
	Tubo
	t(reação - segundos)
	Volume KMNO4 (mL)
	Concentração (mol/L)
	Concentração -1 (mol/L)
	Ln (concentração)
	1
	0
	25,70
	0.128
	7,8125
	3,246490992
	2
	180
	14,60
	0.073
	13,6986
	2,681021529
	3
	553
	9,00
	0.045
	22,2222
	2,197224577
	4
	731
	5,60
	0.028
	35,7142
	1,722766598
	5
	860
	3,70
	0.0185
	54,0541
	1,30833282
	6
	975
	2,90
	0.0145
	68,9656
	1,064710737
	7
	1108
	2,20
	0.011
	90,9090
	0,78845736
	8
	1212
	1,80
	0.009
	111,1111
	0,587786665
Com auxilio de uma tabela, os dados foram distribuídos. Observa-se que quanto maior o tempo menor as concentrações de KMnO4. Logo o logatmico do volume também sofre um decréscimo. 
Gráfico 1 – Reação de ordem zero: Concentração (mol/L) X Tempo(s)
Gráfico 2 – Reação de primeira ordem: Ln da concentração de KMnO4 X Tempo (s)
 Gráfico 3 – Reação de ordem zero: Concentração-1 (mol/L) X Tempo(s)
Com a plotagem dos gráficos vimos que a diferenciação pela linearização no gráfico 2 é maior, logo, a reação é mais exata. Sendo esta então classificada como reação de primeira ordem. 
 
6.2 Reação de consumo de Iodato de potássio
2 IO3- + 5 HSO3- + 2H+ → I2 + 5HSO4- + H2O
No momento do consumo do íon iodato a reação chega ao fim quando apresenta coloração azul. Neste instante sabemos que este foi totalmente consumido e transformado em Iodo. 
Tabela 6 – Cinética de consumo de KIO3
	Tubo
	Volume IO3 (L)
	Volume H2O (L)
	Volume final (L)
	[IO3] (mol/L)
	VoluO3 (L)
	Tempo (s)
	Ln concentração
	Concentração -1
	1
	0.005
	0
	0,01
	0,01
	0,005
	28
	-4,605170186
	100
	2
	0.004
	0,001
	0,01
	0,008
	0,005
	34
	-4,828313737
	125
	3
	0.003
	0,002
	0,01
	0,006
	0,005
	40
	-5,11599581
	166,6666667
	4
	0.002
	0,003
	0,01
	0,004
	0,005
	52
	-5,521460918
	250
	5
	0.001
	0,004
	0,01
	0,002
	0,005
	113
	-6,214608098
	500
Na tabela foram distribuídos todos os resultados. Observa-se que quanto maior o tempo menos a concentração do íon iodato. Logo, o valor de Ln, constante que é inversamente proporcional a concentração e concentração-1 sofrem um aumento.
Gráfico 4 – Reação de ordem zero: Concentração (mol/L) X Tempo (s)
Gráfico 5 – Reação de primeira ordem: Ln[IO3-] X Tempo (s)
Gráfico 6 – Reação de segunda ordem: Análise da Concentração -1 (mol/L) X Tempo (s)
Com a plotagem dos gráficos vimos que a diferenciação pela linearização no gráfico 6 é maior, logo, a reação é mais exata. Sendo esta então classificada como reação de segunda ordem.
Tabela 7 – Influencia da temperatura na velocidade de reação
	Tubo
	[IO3]
	Temperatura (ºC)
	Tempo (segundos)
	1
	0,02
	0
	48
	2
	0,02
	10
	30
	3
	0,02
	20
	25
	4
	0,02
	35
	21
Gráfico 7 – Tempo X Temperatura 
Com o procedimento de variação de temperatura, observou-se que está atua como catalisador na reação. A medida que a temperatura vai aumento mais rapidamente os reagentes são consumidos. 
6.3 Valor da constante de velocidade da reação (k)
A constante de velocidade da reação é determinada a partir da inclinação da reta. 
6.3.1 Prática 1
Tabela 8 – Log do volume de KMnO4
	Tubo
	t(reação - segundos)
	Volume KMNO4 (mL)
	log V
	1
	0
	25,70
	1,409933123
	2
	180
	14,60
	1,164352856
	3
	553
	9,00
	0,954242509
	4
	731
	5,60
	0,748188027
	5
	860
	3,70
	0,568201724
	6
	975
	2,90
	0,462397998
	7
	1108
	2,20
	0,342422681
	8
	1212
	1,80
	0,255272505
Gráfico 8 – Reação de primeira ordem: Log do volume de KMnO4 X Tempo (s)
A constante k é determinada pelo valor de x em função do y, k= -0.0009.
6.3.2 Prática 2
Tabela 9 – Log do volume de [IO3-]
	Tubo
	Volume IO3 (L)
	Volume H2O (L)
	Volume final (L)
	[IO3] (mol/L)
	VoluO3 (L)
	Tempo (s)
	Log V
	1
	0.005
	0
	0,01
	0,01
	0,005
	28
	-2
	2
	0.004
	0,001
	0,01
	0,008
	0,005
	34
	-2,09691
	3
	0.003
	0,002
	0,01
	0,006
	0,005
	40
	-2,22185
	4
	0.002
	0,003
	0,01
	0,004
	0,005
	52
	-2,39794
	5
	0.001
	0,004
	0,01
	0,002
	0,005
	113
	-2,69897
Gráfico 9 – Reação de primeira ordem: Log do volume de [IO3-] X Tempo (s)
A constante k é determinada pelo valor de x em função do y, k= - 0.0076.
6.4 Tempo de meia vida das reações
Na determinação do tempo de meia vida é necessário que a concentração de um reagente alcance a metade de seu valor inicial.
t(½) = k * log 2 / k
6.4.1 Prática 1: Reação de primeira ordem
O tempo de meia vida dessa reação é t(½) = 0,301 s
6.4.2 Prática 2: Reação de segunda ordem
O tempo de meia vida dessa reação é t(½) = 0,301 s
7 DISCUSSÃO
Na primeira prática observamos que a medida que o tempo passava o Cloreto ferrico (III), agente catalisador, decompunha o Peróxido de hidrogênio em água e oxigênio. Quanto maior a decomposição, menor o volume gasto de permanganato de potássio na titulação. Sendo assim, o logaritmico do volume também diminuia.
Através dos cálculos e plotagem dos gráficos de ordem zero, primeira e segunda ordem no excel, identificamos que a reação analisada era de primeira ordem. Ao fazermos a linearização dos gráficos vimos que r1 > r2, sendo assim para a decomposição de peróxido de hidrogênio, a forma de obter melhores resultados da reação, e esta ser mais precisa é o mecanismo para obtenção de uma reação de primeira ordem. 
Na primeira parte da segunda pratica, observamos que o volume do sistema é constante. O agente variante é a concentração. Ao mensurarmos o tempo da reação nas diferentes concentraçoes notamos que a velocidade diminue.
Na segunda parte, o agente variante é a temperatura. Observamos que quanto maior a temperatura, maior é a velocidade com que a reação acontece, a temperatura entao atua como catalizador da reação. 
7 CONCLUSÃO
7.1 Conclusão prática 1
Observando os resultados obtidos no laboratório, que a reação de decomposicão do peróxido de hidrogênio em presença de um catalisador ocorre com maior velocidade. A prática de cinética é um mecanismo que mensura a variação da concentração ao longo do tempo. Com isso obtemos resultados e a partir deles calculamos a ordem a reação. De acordo com a prática e as análises realizadas observamos que a reação 1 é de primeira ordem. 
7.2 Conclusão prática 2
Sabemos que bissulfito de sódio com o iodato de potássio é uma reação de consumo. De acordo com os resultados obtidos no laboratório, ao manter o volume da solução constante e alterar a concentração do iodato, observamos que a velocidade diminui ao decorrer da reação. E ao mantermos as concentrações iguais e alterarmos a temperatura o mesmo acontece,atuando como catalisador da reação. Logo, classificamos essa reação como sendo de segunda ordem.
REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS
BROWN, Theodore L.; BURSTEN, Bruce E.; LEMAY, H. Eugene. Química Ciência Central. 9 ed. São Paulo. 2005. ISBN 8587918427. 
RUSSELL, John B. Química Geral. 1 vol. São Paulo. 1981. 
Universidade Federal de Ouro Preto (UFOP)
Curso de Bacharelado em Química Industrial
Química Geral Experimental B
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA:
Práticas nº 2 e 3 Cinética química reações de primeira e segunda ordem
Isac Henrrique de Oliveira Gonçalves
Izabella Cristinna Nogueira Passos Andrade
Talita de Fátima Rocha
Ouro Preto
 2015