Prática nº6 Cinética e Equilíbrio Químico

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Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO
RELATORIO DA PRÁTICA Nº06
Professor: dr. FRANCISCO DE ASSIS PEREIRA MATOS
Alunos: ACACIO DO NASCIMENTO SILVA NETO Matricula: 379560
	 	VICTOR BELINE PAZ DE SOUZA Matricula: 336826
Disciplina: fundamentos de química 
Data da prática: 08 de janeiro 2016 
FORTALEZA
INTRODUÇÃO
Cinética química é a área da química que estuda as velocidades com que as reações ocorrem, e pode-se definir velocidade de reação como a variação da concentração de um reagente ou de um produto com o tempo (M/s).
A velocidade das reações químicas pode ter uma importância tanto prática como teórica: no campo prático, se almeja ajustar as condições para que uma reação ocorra em tempo razoável, não devendo ser tão devagar a ponto de se esperar anos ou tão rápida, resultando numa explosão. Já no ponto de vista teórico, a cinética química se propõe a fazer um estudo da variação de concentração e temperatura para esclarecer mecanismos de reação.
A velocidade de uma reação é pode ser influenciada pela temperatura (quanto maior a temperatura, maior a velocidade de reação) bem como a concentração (um aumento na concentração dos reagentes aperfeiçoam a velocidade de reação), estabelecendo uma relação diretamente proporcional.
Muitas reações químicas ocorrem essencialmente até se completarem, mas outras atingem o equilíbrio em algum ponto entre reação nenhuma e a reação completa em si. O estado de equilíbrio ocorre quando as velocidades das reações direta e inversa forem iguais e as concentrações dos reagentes e produtos não variarem com o tempo. 
Um aspecto a ser explorado nesse experimento é o princípio de Le Chântelier, o qual diz “Uma reação química que é deslocada do equilíbrio por uma mudança de condição (concentração, temperatura, volume e pressão) prosseguirá na busca de um novo estado de equilíbrio na direção que pelo menos minimizará a mudança nessa condição.”
OBJETIVOS
Esse experimento tem como objetivos:
Determinar a relação entre velocidade de reação e a concentração dos reagentes;
Discutir mecanismos de reação;
Verificar a diferença de catalisador e reagente;
Interpretar mudanças no equilíbrio com base no princípio de Le Chântelier.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Parte A – Velocidade de uma reação
	Foram preparados oito tubos de ensaio conforme a tabela abaixo:
	Soluções
	Solução para cada experiência (mL)
	
	1º
	2º
	3º
	4º
	5º
	6º
	7º
	8º
	KI 0,2 mol.L-1
	2,0
	2,0
	2,0
	1,0
	0,5
	2,0
	2,0
	2,0
	Na2S2O3 0,0050 mol.L-1 em amido 0,4%
	1,0
	1,0
	1,0
	1,0
	1,0
	1,0
	1,0
	1,0
	KCl 0,2 mol.L-1
	
	
	
	1,0
	1,5
	
	
	
	K2SO4 0,1 mol.L-1
	
	
	
	
	
	1,0
	1,5
	
	CuSO4 0,1 mol.L-1
	
	
	
	
	
	
	
	1 gota
	(NH4)2S2O8 0,1 mol.L-1
	2,0
	2,0
	2,0
	2,0
	2,0
	1,0
	0,5
	2,0
	Os reagentes de 01 a 05 foram adicionados em cada um dos tubos de ensaio para que o sexto (o persulfato de sódio) fosse colocado apenas no momento de contagem do tempo. Os tempos registrados foram organizados na tabela já apresentada e, por fim, foi verificada a precisão da experiência nos três primeiros tubos, onde o procedimento foi repetido três vezes.
Parte B - Catálise
	Prepararam-se três tubos de ensaio, e a cada um deles foi adicionado 1 mL de um dos reagentes a seguir:
NaOH 2,5 mol.L-1
H2SO4 2 mol.L-1 + KMnO4 0,1 mol.L-1
H2SO4 2 mol.L-1 + CuSO4 0,2 mol.L-1
Então foram colocados 2,0 mL de peróxido de hidrogênio (H2O2) em cada tubo de ensaio. Os efeitos dessa adição foram analisados e regostrados logo em seguida.
Parte C – Equilíbrio químico
	Inicialmente foi solicitado 20 mL de uma solução preparada pelo professor, produzida a partir da adição de 15 mL de Fe(NO3)3 0,1 mol.L-1 e 15 mL de KSCN 0,1 mol.L-1 seguido de diluição com água até o volume de 250 mL.
	Cinco mililitros dessa solução foram transferidos para um tubo de ensaio e misturados com 1 mL de Fe(NO3)3 0,1 mol.L-1. Em outro tubo foram adicionados 5 mL da amostra juntamente com 1mL de KSCN 0,1 mol.L-1. Finalmente, em um terceiro tudo de ensaio foram adicionados 5 mL da solução preparada pelo professor com 6 gotas de NaOH. Observou-se a formação de precipitado, o Fe(OH)3.
	Para efeito de comparação, foi colocado 5 mL da solução em um quarto tubo de ensaio. Após isso, foi comparada a intensidade relativa da cor vermelha do íon Fe(SCN)2+ em cada um dos três tubos com o conteúdo do quarto tubo que continha a solução original preparada pelo professor. As observações foram registradas.
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Parte A – Velocidade de uma reação
O tempo registrado para a mudança de coloração em cada tubo foi registrado e organizado conforme a tabelo abaixo indica:
	Soluções
	Solução para cada experiência (mL)
	
	1º
	2º
	3º
	4º
	5º
	6º
	7º
	8º
	KI 0,2 mol.L-1
	2,0
	2,0
	2,0
	1,0
	0,5
	2,0
	2,0
	2,0
	Na2S2O3 0,0050 mol.L-1 em amido 0,4%
	1,0
	1,0
	1,0
	1,0
	1,0
	1,0
	1,0
	1,0
	KCl 0,2 mol.L-1
	
	
	
	1,0
	1,5
	
	
	
	K2SO4 0,1 mol.L-1
	
	
	
	
	
	1,0
	1,5
	
	CuSO4 0,1 mol.L-1
	
	
	
	
	
	
	
	1 gota
	(NH4)2S2O8 0,1 mol.L-1
	2,0
	2,0
	2,0
	2,0
	2,0
	1,0
	0,5
	2,0
	Tempo em segundos
	39,2
	38,4
	39,0
	54,8
	73,2
	66,0
	125,4
	0,54
Observou-se que os tempos registrados para os três primeiros tubos (39,2s, 38,4s e 39,0s respectivamente) foram aproximadamente iguais, a variação de um para o outro foi relativamente baixa. Esse resultado era o esperado, se forem consideradas a quantidade de reagente colocada em cada recipiente bem como a concentração respectiva de cada um. Na teoria, os tempos deveriam ser exatamente iguais, mas isso não foi possível provavelmente por causa de fatores externos (atraso na hora de iniciar o cronômetro, por exemplo). 
No quarto tubo, reduziu-se a quantidade de iodeto de potássio (colocou-se 1 mL ao invés de 2 mL) e se adicionou 1 mL de um outro reagente, o cloreto de potássio. Essa alteração no volume deixou a velocidade de reação mais lenta, tendo em vista que nos três tubos primeiros tubos, a coloração mudou com 39s e nesse levou em torno de 54,8s. Conforme a quantidade de KCl cresce e a de KI diminui, a mudança de coloração demorava mais a ocorrer, fato que foi comprovado no quinto tubo de ensaio. Nele, foram usados 1,5 mL de KCl e 0,5 mL de KI e o tempo gasto foi de 54,8s.
Nos tubos 6 e 7 se mantiveram 2 mL de iodeto de potássio e 1mL de tiossulfato de sódio, mas foram adicionadas diferentes volumes de sulfato de potássio. No sexto tubo, foi colocado 1 mL de K2SO4 e reduzido 1 mL de persulfato de amônia e o tempo de mudança de coloração foi de 66,0s. Com o aumento da quantidade de K2SO4 e a redução da quantidade (NH4)2S2O8 no sétimo recipiente a reação se deu mais lentamente, levando 125,4s para haver mudança de coloração.
No oitavo tubo, a mudança de coloração se deu de forma instantânea, levando 0,54s para ocorrer. No caso, o sulfato de cobre agiu como catalisador, pois acelerou substancialmente a velocidade da reação.
O catalisador não é consumido no processo, apenas oferece um caminho alternativo, abaixando a energia das etapas na produção de produto.
Parte B – Catálise
	As observações registradas nessa etapa foram organizadas na tabela a seguir:
	Reagentes
	Evidências notadas com a adição de H2O2 2 mol.L-1
	NaOH 2,5 mol.L-1
	Liberação de gás e calor (exotérmica)
	H2SO4 2 mol.L-1 + KMnO4 0,1 mol.L-1
	Liberação de gás e mudança de cor
	H2SO4 2 mol.L-1 + CuSO4 0,2 mol.L-1
	Liberação de gás
	A decomposição do perióxido de hidrogênio foi a reação adotada pra representar o papel de catalisadores numa reação química. Usando o primeiro reagente observou-se uma reação instantânea, havendo liberação de gás e calor e com isso concluiu-se que o NaOH atuou como bom catalisador.
	No segundo caso, a reação observada foi:
2KMnO4(aq) + 5H2O2(aq) +3H2SO4(aq) 2MnSO4(aq) + 5O2(g) + K2SO4(aq) + 8H2O(l)
	Pode-se observar uma reação estequiométrica, pois os reagentes se combinaram e formaram produtos. Desta forma, o ácido sulfúrico e o permanganato de potássio não podem ser considerados catalisadores nessa reação. 
	Na terceira reação, como a tabela informa, foi observada apenas a liberação de gás, de modo lento.
Parte C – Equilíbrio Químico
	A solução apresentada pelo professor foi obtida a partir da equação química:
Fe(NO3)3(aq) + 3 KSCN(aq) Fe(SNC)3(aq) + KNO3(aq) 
 	Conclui-se então que na solução há tiocianato de ferro(III) e nitrato de potássio. A coloração vermelha é explicada pela presença do íon FeSCN2+ hidratado e o equilíbrio entre o íon FeSCN2+ e os íons Fe3+ e SCN- é dado por:
FeSCN2+(aq) Fe3+(aq) + SCN-(aq)
	Quando o tiocianato de potássio foi adicionado à solução original, gerou-se uma perturbação no sistema em equilíbrio pelo aumento da concentração de SNC- (resultante da dissociação do KSCN). Em resposta à essa perturbação, alguns íons de Fe3+ reagem com os íons de SNC-, fazendo o equilíbrio se deslocar da direita para a esquerda:
FeSCN2+(aq) Fe3+(aq) + SCN-(aq)
Consequentemente, a cor da solução se intensifica pela formação de mais íons FeSCN2+. O mesmo processo foi observado quando se adicionou nitrato de ferro(III): a cor se intensificou pela presença de íons Fe3+ provenientes do nitrato em questão, deslocam o equilíbrio no mesmo sentido já apresentado, da direita para a esquerda. Vale ressaltar que os íons Na+ e NO3- são incolores em solução aquosa.
Já quando se adicionou hidróxido de sódio à solução original, os íons OH-, provenientes desse composto, reagiram com os íons Fe3+ do tiocianato de ferro(III), gerando hidróxido ferro (III). Esse composto é insolúvel em meio aquoso e precipitou (ele foi verificado no fundo do tubo de ensaio, com uma cor alaranjada), enquanto a solução se tornou incolor. Com base nos dados, concluiu-se que o equilíbrio se deslocou da direita pra esquerda:
OH-(aq) + Fe(SCN)2(aq) SCN-(aq) + Fe(OH)3(aq)
 
CONCLUSÃO
Através desse experimento concluiu-se que a velocidade da reação está diretamente relacionada com a concentração dos reagentes envolvidos. Dependendo da forma que se aumenta ou diminui a concentração dos reagentes, a reação pode ocorrer mais rapidamente ou não. A reação se dá de forma mais rápida com a ação de catalisadores, os quais provêm um caminho alternativo para a formação de produtos e não se consomem neste processo.
Um exemplo de catálise observada nesse experimento foi a interação do perióxido de hidrogênio com o hidróxido de sódio, onde ocorreu uma rápida liberação de gás (no caso o gás oxigênio) e calor. Outro exemplo observado foi a reação entre ácido sulfúrico, permanganato de potássio e o perióxido de hidrogênio, onde pôde-se observar a decomposição do períoxido não por uma intervenção catalisadora, mas sim, estequiométrica. H2SO4 e KMnO4 se combinaram formando novos produtos enquanto o H2O2 se decompunha no processo. Essa etapa do experimento deixou bem clara a diferença existente entre catalisador e reagente: o catalisador não se perde no fim da reação, enquanto o reagente se combina gerando um novo produto.
Por fim, o que se concluiu da etapa sobre equilíbrio químico foi que, no equilíbrio, todos os reagentes e produtos estão presentes no sistema reacional. No entanto, o aumento das concentrações dos produtos (Fe3+ ou SCN-) desloca o equilíbrio para a esquerda enquanto a diminuição do produto Fe3+ desloca o equilíbrio pra direita. Esses resultados são precisamente previstos pelo princípio de Le Chântelier.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Manual de Laboratório de Química Geral e Inorgânica – Roteiro da prática nº06 – Universidade Federal do Ceará.
 BROWN, T. L.; LEMAY, Jr, H. E.; BURDGE, J.R. Química: a Ciência Central. 9ª Ed. São Paulo: Pearson, 2005.
 	CHANG, R. Química Geral: Conceitos Essenciais. 4ª Ed. São Paulo: McGraw-Hill, 2006.
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