Relatório Cinética Química

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS
ENGENHARIA DE PRODUÇÃO
CINÉTICA QUÍMICA
	
DANIEL BORGES DA SILVA (201310113)
MATHEUS HENRIQUE N. GOES(201310116)
LUCAS NASCIMENTO MOREIRA (201310114)
ILHÉUS-BAHIA
2013
DANIEL BORGES DA SILVA (201310113)
LUCAS NASCIMENTO MOREIRA (201310114)
MATHEUS HENRIQUE N. GOES(201310116)
CINÉTICA QUÍMICA
Relatório apresentado como parte dos critérios de avaliação da disciplina CET835 – QUÍMICA GERAL II. Turma P03. Dias de execução do experimento: 23 E 30 DE SETEMBRO E 7 DE OUTUBRO DE 2013.
Professor: Marcelo Franco
ILHÉUS-BAHIA
2013
SUMÁRIO
1	INTRODUÇÃO	......4
2	OBJETIVO	..5
3	MATERIAIS E MÉTODOS	5
3.1	Materiais e Reagentes	5
3.2	Métodos	5
4	RESULTADOS E DISCUSSÃO	7
5	CONCLUSÃO	11
6	RESPOSTAS DO QUESTIONÁRIO	11
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	12
1	INTRODUÇÃO
A Cinética Química é o estudo das velocidades das reações químicas. Nela é introduzida a variável tempo nas transformações físico-químicas. Enquanto que na termodinâmica determina-se a variação das propriedades de um sistema quando este passa de um estado de equilíbrio para outro, na cinética se estabelece o tempo necessário para que a transformação ocorra.  A cinética química está baseada em processos químicos experimentais, que são modelados matematicamente por meio de equações diferenciais. O método consiste em montar a equação diferencial que retrata um determinado fenômeno e resolvê-la, obtendo-se assim a função que representa, explicitamente, a variação da concentração dos reagentes com o passar do tempo. 
As leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética química, tais equações são classificadas de acordo com a ordem da reação. A ordem de uma reação é definida como sendo a soma das potências dos termos de concentração que aparecem na equação de velocidade da reação química. É normalmente, um número inteiro pequeno, podendo em casos especiais, ser zero ou fracionário. É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma grandeza que normalmente é obtida a partir de dados experimentais, em grande parte das vezes sem o conhecimento real do mecanismo da reação.
Pela teoria da colisão, para que uma reação ocorra é necessário que haja afinidade entre as moléculas, e que estas entrem em contanto. Além disso, é preciso que ocorram choques entre estas moléculas, e que estes choques sejam efetivos. Para tal, é necessário que duas condições sejam satisfeitas: os choques devem ocorrer com energia cinética suficiente para alcançar o complexo ativado e a orientação com que os choques acontecem devem ser favoráveis para ocorrência da reação.
Sendo assim, fatores como temperatura, pressão, concentração e estado físico dos reagentes podem proporcionar uma maior quantidade de choques efetivos entre os reagentes de uma reação e, portanto, aumentar a velocidade da mesma. 
	Outro fator importante para a cinética química é a catálise. Nela, são utilizadas substâncias chamadas catalisadores, que são empregadas em quantidades subestequiométricas, com o objetivo de acelerar a reação, sem sofrer qualquer modificação ao final do processo. Para acelerar a reação, o catalisador fornece a ela um caminho alternativo, ou seja, um mecanismo diferente, onde a energia de ativação é reduzida. Apesar de não mudar o equilíbrio, os catalisadores são utilizados para aumentar a velocidade de uma reação química que, em geral, ocorrem muito mais rapidamente após a adição de um catalisador, quando comparada a reação não catalisada.
2	OBJETIVO
	
	Estudar os fatores que afetam a velocidade de uma reação, como a concentração dos reagentes, a temperatura de reação, a superfície de contato entre os reagentes e a ação de um catalisador.
3	MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 	Materiais
	Primeira parte do experimento:
5 mL de solução de HCl 0,1mol/L 
5 mL de solução de HCl 1,0mol/L
2 pedaços de magnésio
10 tubos de ensaio
14 mL de solução tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,1mol/L
24 mL de ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0mol/L
1 comprimido de sonrisal
2 béqueres de 50 mL
Água destilada.
Segunda parte do experimento:
Solução de KMnO4 1,0 mol/L
Solução de sacarose (C11H22O12) 0,5 mol/L
Água destilada
1 pipeta graduada
1 bureta
7 tubos de ensaio
Aquecedor magnético
2 béqueres
Grades
1 termômetro.
Terceira parte do experimento:
Solução de ácido clorídrico (HCl) 5mol/L 
2 pedaços de alumínio 
Água destilada (sólida)
Água destilada (líquida)
2 béqueres de 250 mL
5 tubos de ensaio
Aquecedor magnético
3 mL de solução de H2O2 (peróxido de hidrogênio)a 30%
Solução de Fe2Cl3 (saturada)
Solução de CuCl2 (saturada)
2 provetas de 25 mL
1 termômetro
1 béquer de 50 mL.
Quarta parte do experimento:
50 mL de solução de H2O2 20 %
5 mL de solução de KI 1,0mol/L
Mangueira
2 erlenmeyer
1 pipeta (5mL)
1 pêra
1 proveta (100mL)
2 béqueres
Água destilada.
3.2	Métodos
	Pegaram-se dois tubos de ensaio e colocou-se 5 mL de uma solução de HCl 0,1 mol/L num tubo e em outro colocou-se 5 mL de solução de HCl 1,0 mol/L, logo após colocou-se um pedaço de magnésio de tamanho igual em cada tubo. Verificou-se em seguida a velocidade da reação de decomposição do magnésio.
Pegaram-se quatro tubos de ensaio e colocou-se uma solução de concentrações diferentes de tiossulfato de sódio, (Na2S2O3) 0,1 mol/L em cada tubo, sendo que para diferir as concentrações, utilizou-se água destilada na diluição da solução, colocando-se 4 mL no primeiro tubo, 3 mL no segundo, 2 mL no terceiro e 1mL no quarto tubo. Em seguida adicionou-se 6 mL de ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol/L ao tubo 1, medindo com um cronômetro o tempo necessário para que haja o primeiro sinal de turvação (formação de enxofre coloidal). Repetiu-se o processo com os outros três tubos.
Pegou-se um comprimido de sonrisal e dividiu-se em duas partes com tamanhos iguais, triturou-se a primeira parte e permaneceu a outra parte inteira. Colocou-se 10 mL de água destilada num béquer de 50 mL e adicionou-se o comprimido triturado, marcando-se o tempo decorrido para que a reação se completasse. Repetiu-se o procedimento com o comprimido não triturado.
	Na segunda parte do experimento, pegou-se 4 tubos de ensaio e adicionou-se no 1º tubo 10 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L, no 2º tubo adicionou-se 7 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L e 3 mL de água destilada, no 3º tubo adicionou-se 5 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L e 5 ml de água destilada e no 4º tubo adicionou-se 3 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L e 7 mL de água destilada. Em seguida introduziu-se 1,0 ml de KMnO4 a cada tubo de ensaio, simultaneamente, homogeneizando-se rapidamente e anotou-se o tempo gasto para cada reação.
Prepararam-se 3 tubos de ensaio introduzindo 10 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L e 1,0 mL de KMnO4. O 1º tubo foi posto a temperatura ambiente, o 2º tubo foi posto num béquer com água destilada aquecida a 50°C, e o 3º tubo foi mergulhado num béquer contendo água gelada por 5 minutos. Ao final de cada procedimento indicado anotou-se o tempo necessário para cada reação.
	Na terceira parte do experimento, pegou-se 2 tubos de ensaio, adicionou-se no 1º tubo 10 mL de solução aquosa de ácido clorídrico 5 mol/L e no 2º tubo adicionou-se 5 mL de solução aquosa de ácido clorídrico 5 mol/L e 5 mL de água destilada. Simultaneamente, introduziu-se um pedaço de alumínio a cada tubo de ensaio e comparou-se a velocidade de reação nos dois sistemas em função da quantidade de gás produzido e pelo tempo gasto para consumir o metal.
Pegaram-se 3 tubos de ensaio e adicionou-se 10 mL de solução aquosa de ácido clorídrico 5 mol/L a cada tubo. Em seguida introduziu-se cubos de gelo e 100 mL de água destilada a um béquer e colocou-se o 1º tubo dentro desse béquer, permanecendo-o por 5 minutos. Aqueceu-se 100 mL deágua destilada em outro béquer numa temperatura média de 45°C, logo após introduziu-se o 2º tubo dentro do mesmo, permanecendo por 5 minutos. O 3º tubo foi posto a temperatura ambiente, em torno de 23°C. Após este procedimento colocou-se os três tubos numa bancada para melhor visualização e adicionou-se simultaneamente um pedaço de alumínio a cada tubo e observou-se a velocidade da reação em cada tubo.
Pegaram-se 3 tubos de ensaio e adicionou-se 1 ml de H2O2 (peróxido de hidrogênio)a 30% a cada tubo. Simultâneo, introduziu-se uma gota de Fe2Cl3 (solução saturada) ao 1º tubo, uma gota de CuCl2 (solução saturada) ao 2º tubo, e no 3º tubo adicionaram-se uma gota de Fe2Cl3 (solução saturada) e uma gota de CuCl2 (solução saturada). Em seguida, comparou-se a velocidade de decomposição do peróxido de hidrogênio (H2O2) nos três tubos.
	Na quarta parte do experimento, adicionou-se 50 mL da solução de solução de H2O2 20 % ao erlenmeyer com boca esmerilhada. Observou-se durante alguns minutos se houve alguma evidência de desprendimento do gás na mangueira. Em seguida, acrescentou-se ao sistema 5,0 mL da solução de KI 1,0mol/L. Observou-se após o acréscimo se houve desprendimento do gás.
4	RESULTADOS E DISCUSSÃO
Concentração 
	A reação entre a solução aquosa de ácido clorídrico e o alumínio ocorreu consideravelmente mais rápida no tubo de ensaio que contendo 10 mL de 5,0 mol/L do que no tubo contendo 5 mL de na mesma concentração e 5 mL de água. Isto foi notado pois o consumo do metal, a formação de bolhas nas paredes do recipiente e a mudança na coloração do líquido ocorreu mais rapidamente no tubo com a solução aquosa de ácido clorídrico mais concentrada.
	Como no primeiro tubo a concentração da solução de ácido clorídrico foi de 5,0 mol/L, e no segundo a concentração foi de 2,5 mol/L (pois foi feita uma diluição), pode-se afirmar que um aumento na concentração dos reagentes causa um aumento na velocidade da reação.
Temperatura
	A reação entre a solução aquosa de ácido clorídrico e o alumínio ocorreu extremamente mais rápida no tubo aquecido (100 mL de água a 50ºC e solução aquosa de 5,0 mol/L) do que no tubo resfriado (100 mL de água com gelo e solução aquosa de 5,0 mol/L), e moderadamente mais rápida do que o tubo à temperatura ambiente (100 mL de água à temperatura ambiente e solução aquosa de 5,0 mol/L).
	A observação da mudança de cor do líquido, formação de bolhas nas paredes do recipiente e consumo do metal evidenciam que quanto maior a temperatura do sistema, mais rapidamente ocorrerá a reação.
Superfície de contato
	A reação entre o Sonrisal (composto por bicarbonato de sódio, entre outras substâncias) e a água ocorreu mais rapidamente com o comprimido triturado do que com o comprimido inteiro. O tempo para que a reação se completasse após adicionar o comprimido triturado em 15 mL de água foi de 4 minutos e 2 segundos. O mesmo procedimento durou 6 minutos e 32 segundos com o comprimido inteiro.
	A observação dos fatores que evidenciam o acontecimento da reação, como a efervescência causada pelo desprendimento de gás carbônico, permite afirmar que a reação ocorreu consideravelmente mais rápida com o comprimido triturado, pois a superfície de contato entre os reagentes é maior do que com o comprimido inteiro.
Concentração
	A reação analisada foi entre soluções de com concentração constante de 1,0 mol/L e soluções de sacarose com concentrações variadas (obtidas diluindo em água uma solução inicial de sacarose 0,5 mol/L). No primeiro tubo, a reação entre 10 mL da solução de sacarose e 1 mL da solução de levou 29 segundos para se completar. No segundo tubo, diminuiu-se a concentração da sacarose (mantendo o volume constante), pois adicionou-se 7 mL da solução de sacarose, 3 mL de água destilada e 1 mL da solução de . Esta reação durou 32 segundos. No terceiro tubo, foram adicionados 5 mL da solução de sacarose, 5 mL de água destilada e 1 mL da solução de , e observou-se que a reação levou 40 segundos para se completar. No quarto tubo, a concentração de sacarose diminuiu ainda mais, pois adicionou-se 3 mL da solução de sacarose, 7 mL de água destilada e 1 mL da solução de . Para estas quantidades, o tempo necessário para que a reação se completasse foi de 43 segundos.
	Ao comparar as quantidades de soluções utilizadas e os tempos gastos para que a reação ocorresse, foi possível observar que, para cada diminuição na concentração de sacarose, a reação demorava mais tempo para se completar. Portanto, pode-se afirmar que uma menor concentração de pelo menos um dos reagentes faz com que a reação ocorra mais devagar.
Temperatura
	A reação entre 10 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L e 1 mL de solução de 1,0 mol/L ocorreu muito mais rapidamente no tubo com temperatura elevada (aquecido em banho-maria à 50°C), levando 12 segundos para se completar. A mesma reação, porém agora num tubo à temperatura ambiente, precisou de 25 segundos para ocorrer. Já no tubo resfriado (mergulhado por 5 minutos em água gelada), a reação levou 46 segundos para completar-se.
	A observação dos fatores que evidenciam a ocorrência da reação, como a mudança da coloração da solução para a cor roxa, permite concluir que o aumento da temperatura do tubo faz com que a reação ocorra mais rapidamente, visto que a velocidade da reação no tubo aquecido foi maior do que no tubo à temperatura ambiente, que por sua vez foi maior que no tubo resfriado.
Concentração
	A reação entre a solução aquosa de ácido clorídrico e o magnésio ocorreu muito mais rapidamente no tubo de ensaio que contendo 5 mL de 1,0 mol/L do que no tubo contendo 5 mL de 0,1 mol/L. Enquanto a reação envolvendo a solução de mais concentrada durou 1 minuto e 9 segundos para se completar (ocorreu a formação de bolhas no recipiente e todo o metal foi consumido), a reação com a solução menos concentrada foi observada até os 33 minutos, e neste tempo ela estava apenas se iniciando.
	Desse modo, pode-se afirmar que quanto maior for a concentração dos reagentes, mais rápida será reação.
 Concentração (determinação da ordem da reação)
	Incialmente calculou-se a concentração da solução de tiossulfato de sódio em cada tudo. O primeiro tubo foi com a concentração da solução estoque de 0,1 mol/L, e nos outros três tubos fizeram-se diluições em água. Portanto, as concentrações finais foram:
Tubo 1: 0,1 mol/L de solução de tiossulfato de sódio (solução estoque).
Tubo 2: 0,08 mol/L de solução de tiossulfato do sódio:
Tubo 3: 0,06 mol/L de solução de tiossulfato do sódio:
Tubo 4: 0,04 mol/L de solução de tiossulfato do sódio:
	No experimento realizado, calculou-se o tempo que decorria para iniciar-se a turvação (formação de enxofre coloidal) ao adicionar 6 mL de ácido sulfúrico 1,0 mol/L em cada um dos tubos com as concentrações diferentes de solução de tiossulfato de sódio.
	Como a reação entre os íons tiossulfato e hidrogênio é dada por:
	
	Sabe-se, então, que a lei da velocidade desta reação é dada por:
	Onde é a constante de velocidade e e são os expoentes que serão determinados experimentalmente.
	
	Para determinar a ordem da reação entre os íons tiossulfato e hidrogênio, foram montados dois gráficos, t x [] e 1/t x []:
t x []:
1/t x []:
	A análise dos gráficos permite concluir que a concentração de íons tiossulfato é diretamente proporcional à 1/t, portanto a reação é de primeira ordem em relação ao íon tiossulfato e o valor do expoente deste reagente na equação da velocidade é 1.
	Quanto ao outro reagente da reação, , não foi possível, no experimento, concluir sobre a influência do mesmo na velocidade da reação, pois a concentração de ácido sulfúrico na reação com o tiossulfato de sódio não foi variada. Porém, através da literatura, constatou-se que o seu expoente é 0, logo, apenas a concentração de influencia na velocidade da reação, e tem expoente 1, conforme foi comprovado experimentalmente. Portanto:
Catálise
	Através do sistema para verificar a formação degases, observou-se que, sem a adição de KI à solução de água oxigenada 20%, não houve desprendimento de gás durante 10 minutos de observação. Após adicionar 5 mL da solução de KI 1,0 mol/L ao sistema, observou-se grande desprendimento de gás, e a reação se completou em 3 minutos e 4 segundos. Isto ocorreu porque o íon iodeto, proveniente do KI, é um catalisador desta reação de decomposição do peróxido de hidrogênio em água e oxigênio livre.
	O mecanismo desta reação catalisada e o gráfico da Energia x Desenvolvimento da reação estão em anexo no questionário.
5	CONCLUSÃO
	Através deste experimento foi possível concluir sobre a maioria dos fatores que alteram a velocidade de uma reação, tais como: concentração dos reagentes, que através dos experimentos 1, 4, 6 e 7 comprovou-se que um aumento na concentração de um dos reagentes causa um aumento na velocidade da reação, pois aumenta a quantidade de moléculas e, consequentemente, aumenta a quantidade de choques efetivos; temperatura de reação, que através dos experimentos 2 e 6 comprovou-se que um aumento na temperatura causa um aumento na velocidade da reação, pois aumenta a energia cinética das moléculas e, consequentemente, mais moléculas terão energia suficiente para alcançar o complexo ativado; superfície de contato entre os reagentes, que através do experimento 3 comprovou-se que, ao aumentar a superfície de contato, a velocidade da reação aumenta, pois o número de choques efetivos será maior. Conclui-se também que é possível determinar a ordem de uma reação por meio de experimentos, através da variação da concentração dos reagentes e observação do tempo de reação para cada concentração. Além disso, foi possível concluir também que ao adicionar um catalisador numa reação (experimento 8), este irá fornecer à ela um caminho alternativo, isto é, um mecanismo de reação diferente, que exige uma menor energia de ativação e, portanto, faz com que a reação ocorra mais rapidamente.
6	RESPOSTAS DO QUESTIONÁRIO
1.1. 	a) Muito rapidamente: a explosão de uma dinamite;
	b) Com velocidade moderada à temperatura ambiente: a queima de uma vela;
	c) Muito lenta à temperatura ambiente e rápida à temperaturas elevadas: o processo de cozimento de alimentos, que ocorre bem mais rápido ao aumentar a chama do fogão (aumento de temperatura).
1.2.	Sem mudar a temperatura, pode-se duplicar a velocidade desta reação duplicando a concentração de um dos reagentes.
4.1.	A decomposição do peróxido de hidrogênio em presença do íon iodeto dá-se em dois passos, onde o íon iodeto sempre é recuperado ao final de cada série de reações:
	E a reação global é:
4.2.	O gráfico (Energia x Desenvolvimento da reação) desta reação com catálise homogênea pode ser representado da seguinte maneira:
Legenda:
1- Energia de ativação sem o íon iodeto;
2- Energia de ativação com o íon iodeto;
3- Reagentes ;
4- Produtos ;
5- Etapa 1: ;
6- Etapa 2:
;
7- Calor liberado (reação exotérmica).
	
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P.; LORETTA, J. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 2ed. Porto Alegre: Bookman, 2001.
Roteiro de aula prática utilizado em laboratório.