Relatório Pratica CINÉTICA QUÍMICA

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DENNIS CABIDELI
FRANCIELY CORREIA 
MATHEUS ESTEVES
THIAGO SILVA ALVES
CINÉTICA QUÍMICA 
Aracruz, 2015
 DENNIS CABIDELI
FRANCIELY CORREIA 
MATHEUS ESTEVES
THIAGO SILVA ALVES
CINÉTICA QUÍMICA 
Trabalho apresentado pelos alunos do 2º Período do Curso Licenciatura em Química, do turno noturno, à disciplina de 
Química Geral Experimental II
, sob orientação da professora Patrícia, do Instituto Federal do Espírito Santo.
Aracruz, 2015
INTRODUÇÃO
 Existe um ramo na ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam, é a chamada Cinética Química. Pode se definir reações químicas como sendo um conjunto de fenômenos nos quais duas ou mais substâncias reagem entre si, dando origem a diferentes compostos. Equação química é a representação gráfica de uma reação química, onde os reagentes aparecem no primeiro membro, e os produtos no segundo. (SOUZA,2015).
 A + B → C + D
Reagentes Produtos
(SOUZA,2015).
 O conhecimento e o estudo das reações, além de ser muito importante em termos industriais, também estão relacionados ao nosso dia a dia. (SOUZA,2015).
 A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou rapidez com que os produtos são formados. A combustão de uma vela e a formação de ferrugem são exemplos de reações lentas. Na dinamite, a decomposição da nitroglicerina é uma reação rápida. (SOUZA,2015).
 As velocidades das reações químicas são determinadas através de leis empíricas, chamadas leis da velocidade, deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade da reação. (SOUZA,2015).
 As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas, porque além da concentração de reagentes e produtos, as velocidades das reações dependem também de outros fatores como: (SOUZA,2015).
Presença de Luz
 Algumas reações químicas ocorrem com maior velocidade quando estão na presença de luz. A luz influencia na velocidade das reações porque é uma energia em forma de onda eletromagnética que ajuda a quebrar a barreira da energia de ativação. (SOQ, 2015).
 A água oxigenada, por exemplo, se decompõe mais facilmente quando está exposta à luz, por isso devemos deixá-la guardada em local escuro. A fotossíntese realizada pelas plantas é um tipo de reação que é influenciada pela presença da luz. Outra reação onde é muito utilizada a luz é a decomposição do AgBr que dá origem aos filmes fotográficos. (SOQ, 2015).
Concentração de reagentes 
 Quanto maior a concentração dos reagentes maior será a velocidade da reação. Para que aconteça uma reação entre duas ou mais substâncias é necessário que os compostos se choquem, de modo que haja quebra das ligações com consequente formação de outras novas. O número de colisões irá depender das concentrações de A e B. (SOUZA,2015).
 Os compostos se colidem com maior frequência se aumentarmos o número de matéria (concentração) dos reagentes. (SOUZA,2015).
 
Superfície de contato
 Um aumento da superfície de contato aumenta a velocidade da reação. Um exemplo é quando dissolvemos um comprimido de sonrisal triturado e ele se dissolve mais rapidamente do que se estivesse inteiro, isto acontece porque aumentamos a superfície de contato que reage com a água.
Pressão 
 Quando se aumenta a pressão de um sistema, além de intensificar as colisões dos compostos, aumenta-se a velocidade da reação, consequentemente, diminuindo o volume e acelerando a reação devido à aproximação dos compostos.
 
Temperatura
 Quando se aumenta a temperatura de um sistema, ocorre também um aumento na velocidade da reação. Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética dos compostos e consequentemente o número de colisões. No nosso dia a dia podemos observar esse fator quando estamos cozinhando e aumentamos a chama do fogão para que o alimento atinja o grau de cozimento mais rápido.
Catalisadores
 Os catalisadores são substâncias que aceleram o mecanismo sem sofrerem alteração permanente, isto é, durante a reação eles não são consumidos. Os catalisadores permitem que a reação tome um caminho alternativo, que exige menor energia de ativação, fazendo com que a reação se processe mais rapidamente. É importante lembrar que um catalisador acelera a reação, mas não aumenta o rendimento, ou seja, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de menor tempo.
OBJETIVOS
Demostrar alguns aspectos fundamentais da cinética de reações químicas, especialmente o efeito da concentração dos reagentes, da temperatura e do catalisador sobre a velocidade de reações químicas 
MATERIAIS E REAGENTES 
Almofariz e pistilo;
Béqueres; 
Cronometro;
Comprimidos efervescentes;
Espátula; 
Pisseta com água destilada;
Provetas;
Pipetas graduadas;
Dióxido de manganês MnO2 sólido;
Solução ácido clorídrico HCl 0,1 M;
Solução ácido oxálico H2C2O4 0,5 M;
Solução ácido sulfúrico H2SO4 2,5 M;
Solução peróxido de hidrogênio H2O4 30%;
Solução nitrato de prata AgNO3 5%;
Solução permanganato de potássio KMnO4 0,02 M;
PROCEDIMENTOS
1ª PARTE: Influência da Luz
Num béquer de 100 mL misturou-se 2 mL de HCl 0,1 M com 2 mL de solução AgNO3 5%;
Separamos o precipitado obtido por meio da filtração;
Dividiu-se o papel de filtro em duas partes;
Guardou-se uma das partes na ausência de luz e a outra deixamos exposta a luz da lâmpada;
Ao final da aula comparamos as duas partes do precipitado. 
2ª PARTE: Influência de Catalisador 
Num tubo de ensaio colocou-se 1 mL de peróxido de hidrogênio. Observamos o desprendimento de gás;
Adicionou-se ao tubo pequena porção de MnO2. Observamos.
3ª PARTE: Influência da Superfície de Contato 
Adicionou-se 50 mL de agua à temperatura ambiente em um béquer de 100 mL e adicionou-se a metade de um comprimido efervescente. Cronometrou-se o tempo necessário para completar a dissociação do comprimido;
Em um almofariz, triturou-se a outra metade do comprimido com ajuda de um pistilo;
Em outro béquer de 100 mL adicionou-se 50 mL de agua e o comprimido triturado o mais rápido possível. Cronometrou-se o tempo necessário para a completa dissociação do mesmo.
4ª PARTE: Influência da Concentração 
Com uma pipeta graduada, mediu-se 10 mL da solução de H2SO4 e transferiu-se para o béquer 1. Com outra pipeta mediu-se 5 mL da solução de H2C2O4 e adicionou-se ao mesmo béquer. Com outra pipeta, adicionou-se 4 mL de solução de KMnO4 a esse béquer, agitou-se a solução resultante;
No béquer 2, com uma pipeta graduada, coloque 10 mL da a solução de H2SO4, e 5 mL da solução de H2SO4 e adicionou-se 50 mL de agua destilada. Homogeneizou-se bem. Em seguida, adicionou-se 4 mL de solução de KMnO4 a esse béquer. Agitou-se a solução resultante. Anotou-se o tempo de descoramento a partir do instante em que adicionou a solução de KMnO4.
No béquer 3, com uma pipeta graduada, coloque 10 mL da a solução de H2SO4, e 5 mL da solução de H2SO4 e adicionou-se 100 mL de agua destilada. Homogeneizou-se bem. Em seguida, adicionou-se 4 mL de solução de KMnO4 a esse béquer. Agitou-se a solução resultante. Anotou-se o tempo de descoramento a partir do instante em que adicionou a solução de KMnO4.
5ª PARTE: Influência da Temperatura 
Em 3 béqueres numerados 1,2 e 3, colocou-se 10 mL de solução de H2SO4, 5 mL da solução de H2C2O4 e 100 mL de água destilada;
No béquer 1, adicionou-se 4 mL de solução de KMnO4 à temperatura ambiente e anotou-se o tempo necessário para o descoramento da solução. Anotou-se a temperatura também;
Aqueceu-se a solução do béquer 2 (cerca de 20 ºC acima da temperatura do béquer 1), adicionou-se 4 mL de KMnO4 e agitou-se a solução. Anotou-se o tempo para descoramento da mesma;
Aqueceu-se a solução do béquer 3 (cerca de 30 ºC acima da temperatura do béquer 1), adicionou-se 4 mL de KMnO4 e agitou-se a solução. Anotou-se o tempo para descoramento da mesma.
RESULTADOS E DISCUSSÃO GERAL
1ª PARTE: Influênciada Luz
O AgCl, na presença da luz, escureceu. ”
O AgCl, na ausência da luz, escureceu pouco comparado ao que ficou exposto. ”
DISCUSSÃO
 O cloreto de prata é um composto fotossensível. A prata é um metal nobre e tem um potencial de redução elevado. Quando exposta a luz, recebe, dos fótons, energia suficiente para acelerar sua reação de oxirredução. Esse processo recebe o nome de Fotólise. A coloração da prata metálica é escura. A reação completa é:
AgCl(s) + luz → Ag0(s) + 1/2Cl2(g)
 Dessa forma, o cloreto de prata, que é um sal branco insolúvel em agua, quando exposto a luz, vai escurecendo lentamente devido a formação de prata metálica. (ANSWERS, 2015).
2ª PARTE: Influência de Catalisador 
 Reação exotérmica da decomposição natural do Peróxido de Hidrogênio:
2 H2O2 → 2 H2O + O2 + energia (calor)
 Ao adicionar MnO2 em 1 mL de H2O2, a reação de decomposição acelerou consideravelmente. (ELIANEQUIMICAUFS, 2015)
DISCUSSÃO
 Isso ocorre devido ao comportamento do dióxido de manganês como um catalizador. O MnO2 reage com o H2O2 decompondo-o em H2O e O2 de maneira mais rápida. (WEBQC, 2015).
H2O2 + MnO2 → H2O + MnO3
2 H2O + 2 MnO3 → 2 H2O + 2 MnO2 + O2
Reação Global: 2 H2O2 + 2 MnO2 → 2 H2O + 2 MnO2 + O2 + energia (calor)
 (WEBQC, 2015).
 Outra maneira de catalisar esta reação seria por meio da adição do iodeto de potássio. (OBJETOSEDUCACIONAIS2, 2015)
H2O2 + KI → H2O + IO- + K+
2 H2O + 2 IO- + 2 K+→ 2 H2O + O2 + 2 KI
Reação Global: 2 H2O2 + 2 KI → 2 H2O + O2 + 2 KI + energia (calor)
(OBJETOSEDUCACIONAIS2, 2015)
3ª PARTE: Influência da Superfície de Contato 
	Comprimidos
	Tempo de Dissolução
	Inteiro
	2,18 min
	Triturado
	1,1 min
DISCUSSÃO
 No primeiro caso, foi possível visualizar uma aceleração na reação. A medida que a dissociação ia acontecendo, a superfície de contato do comprimido ia aumentando e consequentemente aumentando também sua velocidade de reação. 
 No segundo caso, o processo aconteceu rápido e uniforme. Não foi possível visualizar qualquer aceleração na reação, pois a velocidade parecia ser a mesmo do início ao fim. (Obs.: Discussão baseada na prática em laboratório realizada dia 27/10/2015). 
4ª PARTE: Influência da Concentração 
	Béquer
	Solução H2SO4 (mL)
	Solução H2C2O4
(mL)
	Solução KMnO4 (mL)
	Agua destilada (mL)
	Tempo de reação (s)
	
[H2C2O4]
	[KMnO4]
	1
	10
	5
	4
	-
	154 seg
	0,130 M
	0,00400 M
	2
	10
	5
	4
	50
	330 seg
	0,036 M
	0,00116 M
	3
	10
	5
	4
	100
	480 seg
	0,021 M
	0,00067 M
	CÁLCULO DE DILUIÇÃO
	 PARTE 1
	 PARTE 2
	PARTE 3
	[H2C2O4]1 . V1 = [H2C2O4]2 . V2
0,5 . 5 = [H2C2O4]2 . 19
[H2C2O4]2 = 0,13 M
	[H2C2O4]1 . V1 = [H2C2O4]2 . V2
0,13 . 19 = [H2C2O4]2 . 69
[H2C2O4]2 = 0,036 M
	[H2C2O4]1 . V1 = [H2C2O4]2 . V2
0,036 . 69 = [H2C2O4]2 . 119
[H2C2O4]2 = 0,021 M
	[KMnO4]1 . V1 = [KMnO4]2 . V2
0,02 . 4 = [KMnO4]2 . 19
[KMnO4]2 = 0,004 M
	[KMnO4]1 . V1 = [KMnO4]2 . V2
0,004 . 19 = [KMnO4]2 . 69
[KMnO4]2 = 0,00116 M
	[KMnO4]1 . V1 = [KMnO4]2 . V2
0,00116 . 69 = [KMnO4]2 . 119
[KMnO4]2 = 0,0006723 M
DISCUSSÃO
 Nos três casos, ao adicionar o KMnO4, as soluções ficaram roxas. Após ocorrer as reações, as soluções ficaram incolores. 
 No primeiro caso, a reação ocorreu mais rápido que no segundo e no terceiro. Assim aconteceu com o segundo caso em relação ao terceiro. Percebemos que a diluição das soluções nos béqueres 2 e 3 diminuiu a velocidade da reação. Com base nos resultados é possível deduzir que, à uma temperatura de aproximadamente 25 °C, a cada acréscimo de 50 mL aumentamos em média 163 segundos o tempo da reação.
 Isto acontece, segundo a “Teoria das colisões”, devido ao aumento da quantidade de reagentes presentes em um sistema com o mesmo espaço. Conforme essa teoria, para que uma reação se efetive é necessário que ocorram choques ou colisões eficazes entre os átomos dos reagentes. Assim, quando aumentamos a sua concentração, aumentamos consequentemente a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas e eficazes em um mesmo intervalo de tempo. (MUNDOEDUCACAO, 2015). 
5ª PARTE: Influência da Temperatura 
	Béquer
	Solução H2SO4 (mL)
	Solução H2C2O4
(mL)
	Solução KMnO4 (mL)
	Agua destilada (mL)
	T (°C)
	Tempo de reação (s)
	1
	10
	5
	4
	100
	24
	238 seg
	2
	10
	5
	4
	100
	44
	62 seg
	3
	10
	5
	4
	100
	54
	38 s
DISCUSSÃO
 Nos três casos, ao adicionar o KMnO4, as soluções ficaram roxas. Após ocorrer as reações, as soluções ficaram incolores. 
 O segundo caso, a reação ocorreu aproximadamente 4 vezes mais rápido que no primeiro caso. O terceiro caso aconteceu aproximadamente 2 vezes mais rápido que no segundo caso. Percebemos que a cinética da reação estava intrinsecamente relacionada a temperatura, ou seja, em função da temperatura foi possível deslocar a reação de forma mais rápida. Com base nos resultados é possível deduzir que a cada acréscimo de 10 ºC aumentamos aproximadamente 2 vezes a velocidade da reação.
 Isto acontece, segundo a “Teoria das colisões”, devido ao aumento da energia cinética dos reagentes presentes em um sistema com o mesmo espaço. Conforme essa teoria, para que uma reação se efetive é necessário que ocorram choques ou colisões eficazes entre os átomos dos reagentes. Assim, quando aumentamos a sua energia cinética, aumentamos consequentemente a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas e eficazes em um mesmo intervalo de tempo. (MUNDOEDUCACAO, 2015). 
CONCLUSÃO
 O objetivo da aula foi alcançado com sucesso. Podemos ver na prática as variáveis que influenciam nos processos de reações químicas. Discutimos também acerca das possíveis aplicações de forma a beneficiar e otimizar os processos químicos, visando assim obter os melhores resultados com mais produtividade e menos custo. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ANSWERS. “Questões”. Disponível em: <https://br.answers.yahoo.com/question/index?qid=20080713145640AAMcD14>. Acesso em: 31 de outubro de 2015.
MUNDOEDUCACAO. “Influência da concentração na velocidade das reações”. Disponível em: <http://www.mundoeducacao.com/quimica/influencia-concentracao-na-velocidade-das-reacoes.htm>. Acesso em: 31 de outubro de 2015.
SOUZA, Líria Alves De. "Cinética Química"; Brasil Escola. Disponível em <http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm>. Acesso em 31 de outubro de 2015.
SOQ. “Conteúdos em Cinética Química”. Disponível em < http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p5.php>. Acesso em 5 de novembro de 2015.
WEBQC. “Reação Balanceada”. Disponível em < http://pt.webqc.org/balance.php?reaction=H2O2+%2B+MnO2+%3D+H2O+%2B+MnO3>. Acesso em 6 de novembro de 2015.
ELIANEQUIMICAUFS. “Decomposição do Peróxido”. Disponível em < http://elianequimicaufs.blogspot.com.br/2012/02/decomposicao-do-peroxido-de.html>. Acesso em 6 de novembro de 2015.
OBJETOSEDUCACIONAIS2. “Decomposição do Peróxido”. Disponível em < http://objetoseducacionais2.mec.gov.br/bitstream/handle/mec/15487/Decomposicao%20do%20peroxido%20de%20hidrogenio.pdf?sequence=1>. Acesso em 7 de novembro de 2015.