PRÁTICA 6
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PRÁTICA 6

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PRÁTICA 6
FATORES QUE INFLUEM NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES

PRÉ-LABORATÓRIO

PROTOCOLO DE REAGENTES:

Pesquisar e apresentar um breve comentário sobre os aspectos toxicológicos e cuidados no manuseio de Na2S2O3

Objetivos

Observar os fatores que determinam a velocidade das reações, tais como: temperatura, concentração, catalisadores e superfície de contato.

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I- Introdução
A velocidade de uma reação é uma medida de quão rapidamente um reagente é consumido ou um produto é formado.

	Muitos fatores influem na velocidade de uma determinada reação. Nesta prática será abordado quatro deles: a temperatura dos reagentes, a concentração dos reagentes, a presença de catalisadores e a extensão da superfície de contato entre os reagentes.

TEMPERATURA: A velocidade das reações químicas aumenta rapidamente com a elevação da temperatura; em regra, a velocidade de uma reação, nas proximidades da temperatura ambiente, duplica com a elevação de 10oC. Com o aumento da temperatura, aumenta-se a Energia Cinética e, consequentemente, o nº de choques entre as partículas.

CONCENTRAÇÃO: A velocidade de uma reação, geralmente, depende da concentração dos reagentes, pois, quanto maior a quantidade de soluto por volume da solução, maior o nº de choques entre as partículas.

CATALISADOR: É uma substância que aumenta (algumas podem retardar) a velocidade de uma reação sem ser consumida; depois que cessa a reação, ela pode ser recuperada da mistura reacional quimicamente inalterada. Eles fornecem um novo caminho de reação, com energia de ativação menor. São classificados em homogêneos e heterogêneos. As Enzimas (proteínas grandes), são catalisadores vivos que atuam como sítio ativo.

SUPERFÍCIE DE CONTATO: Quanto menor forem as dimensões das partículas dos materiais reagentes, maior será a área superficial total exposta, o que permite um melhor contato a qualquer instante, resultando em reações mais rápidas.

II- Procedimento

OBS: Realizar cada ensaio sempre ao Mesmo Tempo, com os tubos de ensaio necessários.

II.1- Efeito da temperatura:

Em 3 tubos de ensaio colocar cerca de 3 mL de solução 0,05 mol/L de KMnO4, 1 mL de H2SO4 1,0 mol/L e adicionar um fio de ferro em cada um.

a) 1º tubo: deixar à temperatura ambiente;

b) 2º tubo: aquecer à 40-50oC em banho-maria;

c) 3º tubo: aquecer diretamente na chama.

Observar o que ocorre em cada tubo.

10Fe(s) + 6KMnO4(aq) + 24H2SO4(aq) ( 5Fe2(SO4)3(aq) + 6MnSO4(aq) + 3K2SO4(aq) + 24H2O(l)
	

II.2- Efeito da concentração:

Em 2 tubos de ensaio colocar 3,0 mL de solução 0,5% de Na2S2O3. A um dos tubos adicionar 1,0 mL de HCl 6,0 mol/L e ao outro tubo adicionar 1,0 mL de HCl 0,1 mol/L. Observar em qual deles aparece primeiro uma turvação amarelada devido ao S formado.

Na2S2O3(aq) + 2 HCl(aq) (( 2 NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s)

II.3- Efeito do catalisador

a) Num tubo de ensaio coloque 1mL de peróxido de hidrogênio. Observe o desprendimento de gás.

b) Adicione ao tubo pequena porção de MnO2. Observe.

- Em que situação a reação se processa com maior velocidade?

- Escreva a equação de reação de decomposição do H2O2

II.4- Superfície de contato:

Preparar 2 tubos de ensaio, cada um contendo 3,0 mL de solução 6,0 mol/L de HCl. A um dos tubos adicionar 0,5 g de ferro (prego) e ao outro 0,5 g de ferro em pó. Agitar os tubos de ensaio e comparar os tempos de reação.

			Fe(s) + 2 HCl(aq) (( FeCl2(aq) + H2(g)

III- Relatório

IV- Responda

1- Por que na oxidação do ferro pelo KMnO4 não pode se formar um sal ferroso?

2- Por que o aquecimento acelera as reações químicas?

4- Sem a adição dos catalisadores as reações 3.a e 3.b se processam?

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