Relatório Cinética.

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE
 CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA
 UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUÍMICA
 DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
DOCENTE: BIANCA VIANA DE SOUSA
EXPERIMENTO 3: Cinética química
Paloma Araujo Feitosa - 116110182
Rayssa Eduarda Pereira Alvino - 116110423
 Ryan Matheus do Ouro Medeiros - 116110475
Yanka da Silva Cunha Cavalcante - 116111233
	
 Campina Grande
 15/09/2016
1. OBJETIVOS
Verificar a influência da concentração e temperatura na velocidade das reações. 
2. REVISÃO BIBLIOGRÁFICA/ FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
2.1 Definição e importância
A cinética química nos oferece ferramentas para estudar as velocidades das reações químicas em nível macroscópico e em nível atômico. Em nível atômico, a cinética química permite a compreensão da natureza e dos mecanismos das reações químicas. Em nível macroscópico, as informações da cinética química permitem a modelagem de sistemas complexos, como os que acontecem no corpo humano e na atmosfera. O desenvolvimento de catalisadores, substâncias que aceleram as reações químicas, é um ramo da cinética química crucial para a indústria química, na solução de problemas muito importantes, como a fome no mundo e o desenvolvimento de novos combustíveis (ATKINS, 2014).
Percebemos pelo meio no qual vivemos que existem diferentes tipos de reações químicas que apresentam um tempo único para iniciar e terminá-la, como por exemplo, quando observamos os fogos de artifícios, que em questões de segundos, seus compostos entram em colisão reagindo uns aos outros, assim como pode ocorrer outras que dure anos, como o enferrujamento de um material ferroso. Tal conceito está ilustrado abaixo pela Figura 1.
Figura 1 – Diferentes tipos de reações químicas.
 Fonte: Alunos online.
 2.2 Velocidades de reação
E é a partir dessa relação de ocorrência da reação com o passar do tempo que podemos apresentar a chamada velocidade de reação química, que por definição, é:
“Definimos a velocidade de reação como a variação da concentração de um dos reagentes ou produtos dividida pelo tempo que a mudança leva para ocorrer. Como a velocidade pode mudar com o tempo, definimos a velocidade média da reação como a variação da concentração molar de um reagente, R, Δ[R]=[R]t2 – [R]t1, durante o intervalo de tempo Δt=t2-t1” (ATKINS, 2014):
 Vm → 
 É importante registrar que a concentração molar pode ser de um reagente assim como de um produto. No caso do reagente, ele vai diminuindo com o passar do tempo, logo faz-se necessário a presença de um sinal negativo a frente da formula para garantir um valor positivo de velocidade. 
Em uma equação química, existe a seguinte relação estequiométrica da velocidade média com seus elementos químicos, a Figura 2, a seguir, mostra um exemplo:
Figura 2 – Relação estequiométrica da velocidade de reação.
 Fonte: Slideplayer.
A partir da figura anterior abordaremos, também, a velocidade instantânea de reação, que seria uma velocidade em um intervalo muito curto de tempo na qual, graficamente falando, é a tangente de um determinado ponto da curva, ou seja, sua inclinação. Sua equação se daria como (onde “R” seria o reagente e “P” o produto):
 Vi = ou Vi = 
Figura 3 – Gráfico da velocidade instantânea.
 
 
Fonte: http://www.marco.eng.br/cinetica/trabalhodealunos/CineticaBasica/curiosidade.html
2.3 Leis de velocidade
2.3.1 Lei de Guldber-Waage
A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta em 1867, pelos cientistas norugueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900). Foi enunciada da seguinte forma:
“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados” (FOGAÇA, 2015).
Os expoentes que constam na lei irão determinar a ordem da reação.
Para uma reação genérica, temos:
 
 
Onde: 
V = velocidade da reação
K = constante de velocidade 
[A] = concentração molar de A 
[B] = concentração molar de B 
X e Y = expoentes experimentalmente determinados
Ou seja, sua ordem total é encontrada a partir do somatório dos expoentes das concentrações, que por sua vez, é definida como a quantidade de mols da molécula apresentada na equação.
2.3.2 Leis de velocidade integradas
Uma lei de velocidade integrada dá a concentração de reagentes ou produtos em qualquer instante após o início da reação. A lei da velocidade integrada de uma reação de ordem zero é muito fácil de obter. Como a velocidade é constante (em k), a diferença das concentrações de um reagente entre o valor inicial, [A]0, e o instante de interesse é proporcional ao tempo da reação, e podemos escrever (ATKINS,2014):
 [A]0 – [A] = kt ou [A] = [A]0 – kt
 
As leis de velocidades integradas podem ser de primeira ou segunda ordem, analisaremos cada uma.
 
Primeira ordem:
 
Sabemos que para descobrir, por exemplo, a velocidade de um reagente, a equação se dá como:
 
 VA = = k [A] 
Se quisermos determinar sua concentração em qualquer momento, podemos desenvolver a equação acima e chegar à seguinte sequência (ATKINS, 2010):
 
Ao integrarmos nos dois lados, temos:
 
 
Pelo conhecimento de integral, sabemos que:
 
Logo,
 
Assim,
 
Retirando o ln ao aplicarmos o seu antilogaritmo (e) nos dois lados, obtemos:
 
Outro cálculo muito utilizado, principalmente para o armazenamento de substâncias radioativas, é a chamada meia-vida. Como se pode imaginar, é o tempo necessário para que a concentração de um dado reagente caia para a metade em relação ao seu valor inicial, sendo calculada da seguinte forma:
 
 
Segunda ordem:
Reações de segunda ordem são aquelas nas quais a velocidade da reação química é proporcional ao produto das concentrações de dois reagentes ou somente um no caso de dois mols do elemento químico apresentado. Sua equação é dada como: 
 -d[A]/dt = k[A]2
Assim como no caso anterior, para descobrirmos sua concentração final em um determinado instante, calcula-se da seguinte forma:
 d[A]/d[A]2 = -kdt
 
Pela fórmula da integral:
 
 Logo,
 
 
Ou seja,
 1/[A]t – 1/[A]0 = kt
Concluindo que: 
 [A]t = [A]0/1+kt[A]0
A seguir, a Tabela 1 apresenta todas as relações de velocidade com suas respectivas ordens apresentadas em um dado gráfico:
Tabela 1 – Relações de velocidade com suas ordens.
	Ordem da Reação
	Lei de Velocidade Diferencial
	Lei de Velocidade Integrada
	Gráfico
Característico
	Declive
do gráfico
	Unidades da
constante de velocidade
	Primeira
		
	= k [A]
	[A] = [A]0 e- k t
	ln [A] = f(t)
	- k
	s-1
	Segunda
		= k [A]2
		[A] = 
	
	1/[A] = f(t)
	k
	L.mol-1.s-1
Fonte: Química UFPB.
2.4 Mecanismos de reaçãoEm geral, exceto as mais simples, a maioria das reações químicas são resultado de várias e, às vezes, muitas etapas chamadas de reações elementares. Cada reação elementar descreve um evento distinto, com frequência, uma colisão de partículas. Para entender como uma reação se desenvolve, temos de propor um mecanismo de reação, isto é, uma sequência de reações elementares que descreva as modificações que acreditamos que ocorram à medida que os reagentes se transformam em produtos (ATKINS, 2010).
Quando apresentamos uma reação na qual, existem, por exemplo, duas etapas, existe o que chamamos de intermediário de reação. Ele é definido como um elemento que desempenha um papel na reação, mas que depois desaparece, por exemplo:
 Equação global: O3 + O3 → O2 + O2 + O2
 1ª reação: O3 → O2 + O 
 2ª reação: O + O3 → O2 + O2
Observamos que o elemento O (oxigênio) some, ou seja, nesse caso é o intermediário da reação e a equação global é a principal. Nesse tipo de reação, uma dela é rápida enquanto a outra é lenta. A velocidade de reação nesse caso é definida pela reação mais lenta.
2.5 Relação entre velocidade e equilíbrio
No equilíbrio químico, as velocidades das reações direta e indireta são iguais. Como as velocidades são funções constantes de velocidade e de concentrações, devemos encontrar uma relação entre as constantes de velocidade das reações elementares e as constantes de equilíbrio da reação total (ATKINS, 2014).
Sabemos que: 
 K = [C] [D]/ [A] [B]
Onde k seria a constante das reações de reagente pra produto (k1) assim como o inverso (k2), ou seja, a constante das constantes, ou seja:
 K = k1/k2
2.6 Fatores que influenciam a velocidade de reação
Alguns fatores podem aumentar ou diminuir a velocidade de uma reação química, entre eles estão: temperatura, concentração e catalisadores.
Temperatura
As velocidades das reações químicas dependem da temperatura. A observação qualitativa é que muitas reações acontecem mais rapidamente quando a temperatura aumenta. Como uma velocidade de reação varia com a temperatura se resume à dependência da constante de velocidade com a temperatura. No final do século XIX, o químico sueco Svante Arrhenius descobriu que o gráfico do logaritmo da constante de velocidade contra o inverso da temperatura, em Kelvin, é uma linha reta, ou seja (ATKINS, 2014):
 ln k = ln A – Ea/RT
Onde, Ea e A, são constantes chamadas de energia de ativação e fator pré-exponencial, respectivamente. Far-se-á a abordagem sobre energia de ativação no tópico sobre catálise. A Figura 4 a seguir, ilustra o gráfico de Arrhenius:
Figura 4 – Gráfico de Arrhenius.
 Fonte: Química UFPB. 
2.6 Catálise
Um modo de aumentar a velocidade de uma reação é usar um catalisador, uma substância que aumenta a velocidade sem ser consumida na reação. Em muitos casos, só uma pequena quantidade de catalisador é necessária, porque ela age muitas e muitas vezes. Um catalisador acelera uma reação fornecendo um caminho alternativo entre reagentes e produtos. A Figura 5 a seguir apresenta graficamente o caminho energético de uma reação com e sem o catalisador. Quanto menor a Ea necessária para que ocorra a reação, menor o tempo (ATKINS, 2010).
Figura 5 – Variação da reação com e sem catalisador.
 
 Fonte: Brasil Escola
Existem dois tipos de catalisadores:
- Homogêneos;
- Heterogêneos;
Os catalisadores homogêneos são aqueles que estão na mesma fase dos reagentes, por exemplo, no caso do reagente está na fase gasosa, o cataliador também estará.
Os catalisadores heterogêneos são aqueles que apresentam uma fase diferente em relação ao seus reagentes. Em sua maioria são sólidos.
Não obstante, também existem os chamados catalisadores vivos, são aqueles que desempenham uma função na maioria das vezes dentro de organismos vivos. Um dos mais conhecidos são as enzimas, moléculas muito grandes que tem o papel de se encaixar na molécula do substrato encontrado dentro de seres humanos e animais. A Figura 6 ilustra tal fato. 
Figura 6 – Catalizador vivo e sua reação.
 Fonte: Slideplayer.
 
3. METODOLOGIA
3.1 Material utilizado
	Vidrarias
	Soluções
	Tubos de ensaios
	Água
	Termômetro
	Tiossulfato de sódio
	Cronômetro
	Ácido sulfúrico
	Béckers
	
	Pipetas
	
	Buretas
	
	Bico de Bunsen ou chapa aquecedora
	
3.2 Métodos
Primeiramente, separou-se 6 tubos de ensaio para que se iniciasse a preparação das soluções. Transportou-se os reagentes desejados para um béckere transferiu-os, com o auxílio de buretas, 6 ml de Tiossulfato de sódio e 4 ml de Ácido sulfúrico para dois tubos de ensaios separadamente e respectivamente. Rapidamente, misturou-se essas duas substâncias e no mesmo instante realizou-se a cronometragem do tempo desde o momento que as mesmas entram em contato até o início da sua turvação.
Em seguida, em outro tubo de ensaio, com também o auxílio de uma bureta, retirou-se 1 ml de Tiossulfato de sódio armazenado em um bécker com juntamente 5 ml de água e reservou-se. Com o mesmo procedimento, transferiu-se para um outro tubo de ensaio 4 ml de Ácido sulfúrico. Logo, apressadamente, misturou-se essas duas substancias, fazendo, assim, a cronometragem do tempo desde o momento que as mesmas entram em contato até o momento em que se nota o início da sua turvação.
Continuamente, em outros 2 tubos de ensaio adicionou-se 3 ml de Tiossulfato de sódio juntamente com 3 ml de água com o auxílio de uma bureta assim como 4ml de Ácido sulfúrico para o segundo tubo.Então, aqueceu-se ambas as soluções em um bécker contendo água que foi colocado em uma chapa aquecedora. Com o auxilio de um termômetro observou-se até que se atingisse uma temperatura correspondente a 45°C das substâncias. Prontamente, realizou-se, de forma rápida, a mistura das soluções, fazendo assim, a cronometragem do tempo desde o momento da diluição dos reagentes até se início de turvação.
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Avaliando a influência da concentração na reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico pode-se observar, de acordo com a tabela abaixo, a variação da velocidade da reação:
Tabela 1-A – Dados obtidos no Experimento – PARTE I
	N° do tudo de ensaio
	Volume (mL) Na2S2O3 0,1M
 (a)
	Volume (mL) de H2O
 (b)
	Volume (mL) de H2SO4 
 0,2M
	Tempo (s)
	 1.a
	 6
	 0
	 4
	 10,88
	 1.b
	 4
	 2
	 4
	 13,75
	 1.c
	 3
	 3
	 4
	 22,66
	 1.d
	 2
	 4
	 4
	 28,87
	 1.e
	 1
	 5
	 4
	 49,39
Fonte: Apostila de laboratório de Química Geral.
Para determinar, experimentalmente, a equação da velocidade, temos que:
 V= M/t
Onde:
 M = Concentração Molar (Mol/L)
 t= tempo de reação (s)
Tabela 1–B - Dados obtidos após o cálculo da velocidade de reação.
	N° do tubo de ensaio
	Concentração Molar (Mol/L) do Na2S2O3 após diluição
	 Velocidade da reação (Mol/L*s)
	 1.a
	 0,25
	 0,0229
	 1.b
	 0,1667
	 0,0121
	 1.c
	 0,125
	 5,5163*10^-31.d
	 0,041
	 1,4202*10^-3
	 1.e
	 0,041667
	 84363*10^-4,
 Fonte: Elaborada pelos alunos.
Logo, a partir dos cálculos nota-se que, quanto maior a quantidade de reagentes, maior a velocidade de reação, tendo em vista o maior número de espécies químicas que aumenta a possibilidade de haver choques efetivos.
Analisando, posteriormente, a influência da temperatura na velocidade, é tido como base o ponto 1.c da tabela 1-A, onde foram executadas variações de temperatura, obtendo os dados da tabela abaixo:
Tabela 1-C – Dados obtidos no Experimento – Parte II
	 N° do tudo de ensaio
	 Temperatura
 (°C)
	 Tempo
 (s)
	 2.a
	 25
	 22,66
	 2.b
	 35
	 9,00*
	 2.c
	 45
	 06,94
	 2.d
	 55
	 04,78
Fonte: Apostila de laboratório de Química Geral.
A partir da avaliação dos dados expostos acima, observa-se que quando temperatura aumenta, eleva-se o número de colisões entre as partículas, sendo possível atingir, de modo mais rápido, o estado de complexo ativado, resultando numa maior velocidade.
5. CONCLUSÃO
Com o experimento realizado, foi possível analisar de forma satisfatória a influência que a concentração e temperatura podem exercer em uma determinada reação, ou seja, quanto maior for a concentração do tiossulfato de sódio, menor será o tempo necessário para que se inicie o processo de turvação, entretanto, ao ser adicionada água na substância - diminuindo assim sua concentração - o tempo necessário para que ocorra a turvação irá aumentar. O mesmo também é influenciado pela temperatura, pois quanto mais elevada mais rápida será a reação. Para melhor entendimento, foram utilizadas tabelas comparativas, onde é possível analisar esse fator observado com a realização do experimento. 
Dessa forma, se torna perceptível que com a diminuição da concentração o tempo de reação irá aumentar, todavia, ao ser elevada a temperatura do sistema, o tempo para que a turvação se inicie irá diminuir.
Devemos salientar que por motivos de fatores externos, como erros de origem humana assim como uma situação não ideal de temperatura, haverá uma margem de erro no procedimento experimental em relação ao calculado teoricamente.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS
ATKINS, JONES. Princípios de química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5 ed. Porto Alegre: Bookman, 2010. p. 578,580 e 581, 583 a 585, 587 a 593.
BROWN, T.L; LEMAY, H.E; BURSTEN, B.E; BURDGE, J.R. Química: A ciência central. 9 ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. p 512,
http://www.brasilescola.com/quimica/variacao-temperatura-deslocamento-equilibrio-quimico.htm Acesso em 14 de setembro de 2016.
http://ce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade09.pdf Acesso em 14 de setembro de 2016.
http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p5.php Acesso em 14 de setembro de 2016.