RELATÓRIO 5

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RELATÓRIO
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II
Experimento 5 - Cinética Química
Curso: Engenharia Química (Noturno)
Professora: Eliane Pedrozo
Data: 10/09/2013
Objetivo
Demonstrar alguns aspectos fundamentais da cinética de reações químicas, especialmente o efeito da concentração dos reagentes e da temperatura sobre a velocidade da reação Landolt
Introdução
Cinética Química
 
Cinética química é a parte da Química que estuda a velocidade das reações. Em geral, as reações químicas podem ser rápidas ou instantâneas, moderadas ou lentas. O grau de efetividade e a rapidez com que uma reação química se desenvolve dependem basicamente da relação entre a energia de ativação e a velocidade de uma reação. Sendo um dos mais significativos benefícios o conhecimento dos detalhes de como as variações químicas ocorrem.
Os fatores que controlam o quão rapidamente as transformações químicas ocorrem incluem: natureza dos reagentes e produtos, a concentração das espécies reagentes, o efeito da temperatura e a influência dos agentes externos como os catalisadores.
Algumas reações são naturalmente rápidas ou lentas, dependendo da composição química das moléculas ou íons envolvidos, se comparadas sob mesmas condições ambientais, além do estado físico das moléculas, pois normalmente a velocidade segue a ordem de velocidade crescente de gases, soluções, líquidos puros e sólidos, devido ao aumento da superfície específica; Já a concentração dos reagentes, refere-se a probabilidade de encontro de duas moléculas- a reação- dessa forma com o aumento da concentração em uma mistura homogênea gerará maior quantidade de choques efetivos; em contrapartida, para misturas heterogêneas, a velocidade depende também da área de contato entre as fases. A temperatura afeta quase todas as reações químicas, as quais ocorrem mais rapidamente de acordo com o aumento da temperatura. Van’t Hoff, químico holandês, observou empiricamente que a cade 10ºC de elevação da temperatura, a velocidade da reação duplica, criando uma fórmula empírica futuramente melhorada por Svante arrhenius () envolvendo a constante da velocidade, energia de ativação, temperatura absoluta e constante universal dos gases. E por fim, os catalisadores afetam a velocidade de muitas reações devido a diminuição da energia de ativação, diminuindo a velocidade de reação, eles não são consumidos durante o curso da reação, portanto não interferem nos produtos, o 
que é ilustrado no gráfico a seguir:
A velocidade média de uma reação química é exposta pela fórmula . Assim, para determinar a velocidade de uma dada reação química, deve-se medir quão rapidamente a concentração de um reagente ou produto variam durante o curso da investigação. Na prática, a espécie cuja concentração é mais fácil de acompanhar é determinada a vários intervalos de tempo.
Na cinética química um conceito fundamental é o de velocidade instantânea. A velocidade instantânea pode ser entendida como uma velocidade média calculada em um intervalo de tempo muito curto, em torno de um instante de tempo de referência. Pode-se compreender a velocidade instantânea como o limite da velocidade média para um intervalo de tempo tendendo a zero, o que matematicamente corresponde à derivada da função que descreve a variação da concentração com o tempo.
. Para obter a velocidade de uma reação em um determinado instante, uma maneira é traçar a tangente no ponto correspondente do gráfico de concentração versus tempo. Como se pode ver no gráfico abaixo:
Do ponto de vista cinético, as reações químicas podem ser classificadas elementares e não elementares. Reações elementares são aquelas que ocorrem em uma só etapa e para elas a equação estequiométrica traduz perfeitamente o mecanismo pelo qual a reação ocorre. Por exemplo, para a reação elementar. Sua velocidade depende do número de colisões das moléculas do reagente A com as moléculas do reagente B. Portanto, sua velocidade será proporcional à concentração do reagente A e à concentração do reagente B: . Reações não elementares são aquelas que ocorrem por meio de várias etapas elementares, cada uma com uma expressão de velocidade própria. Por exemplo, a reação entre o hidrogênio e o bromo para formar ácido bromídrico, no estado gasoso:  
	Sendo assim, a ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade). Consideremos a reação geral:
aA + bB → cC + dD. A equação da velocidade assume a forma: Velocidade = k[A]α.[B]β. α, β,k determinados experimentalmente.
	A ordem da reação pode representar mudanças na velocidade, tais como na ordem zero em relação a um reagente, a alteração da concentração desse reagente não causa alteração na velocidade; em primeira ordem em relação a um reagente, se for duplicada a concentração, duplica a velocidade da reação, em ordem n em relação a um reagente: se duplicar a concentração aumenta de 2n a velocidade da reação.
2.2 Reação de Landolt
A reação de Landolt, mais conhecida como Relógio de Iodo é um experimento que fascina quem está observando, pois se trata basicamente de duas soluções incolores que se misturam e continuam incolores. Porém, após certo tempo, de repente a mistura fica com coloração azul bem escura.
Parte experimental
• Solução I: Iodato de Potássio (KIO3) 0,02 mol.L-1 
• Solução II: Sulfito de Sódio (Na2SO3) + Ácido Sulfúrico PA (H2SO4) + Etanol (C2H5OH) 
• Solução III: Solução de Amido 0,2% 
Parte I: 
Coloca-se num frasco de Erlenmeyer 100 mL de água da torneira, 5 mL da solução III e 20 mL da solução II. Mistura-se bem e observa-se a temperatura da solução. Com auxílio de outra pessoa, adiciona-se rapidamente e com agitação forte 20 mL da solução I e, ao mesmo tempo, dispara-se o cronômetro. Mantém-se a mistura sob agitação e aguarda-se o momento em que aparece a coloração azul na solução. Para-se o cronômetro no momento exato da mudança de cor e anota-se o tempo de reação. 
Parte II: Efeito da Concentração dos Reagentes 
Repete-se o procedimento duas vezes, utilizando respectivamente, 50 mL e 150mL de água da torneira na mistura com as soluções II e III. 
Parte III: Efeito da Temperatura 
Repete-se o procedimento duas vezes utilizando 100 mL de água gelada na mistura com as soluções II e III, mantendo a primeira solução sobre um banho de gelo durante a reação e a segunda a temperatura ambiente.
Resultados e Discussões
Inicialmente o bissulfito (HSO3-) reage lentamente como iodato (IO3-), formando bissulfato (HSO4-) e iodeto (I-):
 lento
3 HSO3- + IO3- 3 HSO4- + I
À medida que o iodeto vai sendo lentamente formado, este reage rapidamente com o iodato, ainda presente em grande quantidade, gerando iodo elementar (I2):
 rápido
IO3- + 5 I- + 6 H3O+ 3 I2 + 9 H2O
Enquanto houver bissulfito na solução, este consome imediatamente o iodo formado, produzindo novamente iodeto:
 muito rápido
HSO3- + I2 + 3H2O HSO4- + 2I- + 2 H3O
De acordo com essa proposta mecanística, o iodo é somente observado quando todo o bissulfito tiver sido consumido. 
	Parte
	Quantidade H2O
	Temperatura
	Tempo
	I
	100 mL
	Ambiente
	48,74 s
	II
	50 mL
	Ambiente
	16,26 s
	II
	150 mL
	Ambiente
	102,82 s
	III
	100 mL
	1,5ºC
	69,36 s
	III
	100 mL
	40ºC
	34,23 s
	Comparando o experimento da parte I com os dois experimentos da parte II, percebe-se que quanto maior a quantidade de água, maior foi o tempo da reação. Já comparando o experimento da parte I com dos experimentos da parte III, percebe-se que quanto maior a temperatura, menor é o tempo da reação.Primeiro Experimento	 Segundo experimento	 Terceiro experimento
Conclusão
Após a análise dos dados obtidos no experimento, pode se concluir que quanto maior a concentração de bicarbonato de sódio, maior é a velocidade da reação. Além disso conclui se que com o aumento da temperatura, a velocidade da reação também aumenta.
Bibliografia
http://educador.brasilescola.com/estrategias-ensino/relogio-iodo.htm
Shakashiri, B.C., Chemical Demonstrations, the University of Wisconsin Press, Madison,1985.