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relatório 5 Cinética e Equilíbrio Químico

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Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
Bacharelado em Farmácia
 Química Geral e Inorgânica
Prática Nº 5
Cinética e Equilíbrio Químico
Aluno: Darlan Brasileiro de Araújo
Matrícula: 375496
Professora: Maria Elenir Nobre Pinho Ribeiro
Data de realização: 6 de Maio de 2015.
Data de entrega: 13 de maio de 2015
Sumário
Fundamentação Teórica	3
Objetivos	6
Parte Experimental	6
Materiais Utilizados	6
Reagentes Utilizados	6
Metodologia	7
Resultados e Discussão	10
Considerações Finais	17
Referências	18
Fundamentação Teórica
Reações químicas são formadas por interações atômicas de diferentes elementos da natureza. Importantes aspectos desse assunto que devem ser considerados durante uma reação são o tempo que esta leva para acontecer e a maneira com que as moléculas dos reagentes e dos produtos coabitam um mesmo meio.
A velocidade de uma reação, ou a cinética de uma reação, é dada simplesmente pela quantidade de tempo despendido para que uma determinada porção de reagentes interaja entre si e consuma certas doses de cada, para que surjam os produtos. Dessa maneira, entende-se que a porção inicial de reagentes será diminuída proporcionalmente enquanto a de produtos aumenta. Por exemplo:
A → B, onde A é a quantidade de moléculas de um reagente e B as moléculas do produto, tem-se o seguinte gráfico em função do tempo (t) em segundos.
Com isso deduz-se a fórmula matemática para a determinação da velocidade química de uma reação.
Onde é a variação das concentrações (em molaridade) de reagentes sendo dividida pela variação de tempo (). O sinal negativo (-) utilizado no início da fórmula justifica o decrescimento das concentrações já que os reagentes são sempre consumidos. Já na segunda fórmula, equivale à variação da quantidade das concentrações dos produtos formados dividida pelo intervalo de tempo. Aqui o sinal negativo (-) não é atribuído pelo fato de ser uma reação de produção e assim de aumento das quantidades.
Outro grande fator que trás também a cinética química como forma de explicação e que deve ser compreendido em busca da melhor forma de utilizar e administrar compostos químicos, é conhecido como equilíbrio químico, que é conceituado ao se ter como base a reversibilidade reacionária dos elementos químicos, ou seja, muitas substâncias logo após reagirem entre si e formarem produtos, algumas moléculas dos mesmos iniciam o processo inverso da reação dando origem novamente aos reagentes. Outras reações, como a combustão, são chamadas de irreversíveis, pois após a formação dos produtos não se observa o contrário acontecer, não pelo menos em escala mensurável.
Um exemplo de reação reversível é a da produção de amônia, a partir de hidrogênio e nitrogênio:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Sabe-se que a colisão de átomos de hidrogênio e nitrogênio pode resultar na produção de amônia e que na colisão de moléculas de amônia pode haver o dissociamento das moléculas e assim formarem nitrogênio e hidrogênio gasosos novamente.
No início, quando há apenas uma mistura de hidrogênio e nitrogênio, as chances das moléculas desses reagentes colidirem umas com as outras é a máxima de toda a reação, o que fará com que a taxa (ou velocidade) com que a reação ocorre também o seja. Contudo, à medida com que a reação acontece o número de moléculas de hidrogênio e de nitrogênio diminui, reduzindo dessa forma as chances de elas colidirem entre si e, consequentemente, a velocidade desse sentido da reação. Pelo outro lado, com o avançar da reação, o número de moléculas de amônia vai aumentando, o que faz com que cresçam as chances de elas colidirem e de se voltar a formar hidrogênio e nitrogênio, elevando assim a velocidade desse sentido da reação. Por fim chegará um momento em que tanto a velocidade de um dos sentidos quanto a do outro serão praticamente iguais, nesse ponto nenhuma das velocidades irá variar mais (se forem mantidas as condições do meio do sistema onde a reação se passa), atingido, assim, o equilíbrio químico.
Os gráficos representam esse fenômeno:
Estudos específicos nessa área fizeram surgir uma maneira de calcular o equilíbrio químico de uma reação baseando-se numa constante de equilíbrio, Kc, que se tem pela equação:
, onde se tem: aA + bB yY + zZ.
	Logo, A, B, Y e Z são os valores das concentrações (em mol/L) e a, b, y e z são os coeficientes estequiométricos da equação da reação. Cada reação de equilíbrio possui a sua constante, a qual sempre possui o mesmo valor para uma mesma temperatura. Se Kc>1 as reação está mais deslocada para os produtos, se Kc<1 está mais deslocada para os reagentes. Assim a temperatura mostra-se de alta importância para esse cálculo, o que por sua vez trás outros conhecimentos que envolvem o princípio de Le Chatelier que diz que a velocidade e até a possibilidade da ocorrência de uma reação são dependentes de uma variação de temperatura, pressão e concentração específicas.
	Nesse relatório serão demonstrados essas três ocorrências características das reações químicas com substâncias especifiquem a maneira com que cada uma ocorre.
Objetivos
Estudar fatores que afetam a velocidade das reações químicas.
Determinar a constante de equilíbrio para uma reação química.
Verificar o princípio de Le Chatelier.
Parte Experimental
Materiais Utilizados
Tubos de ensaio (cerca de 15 unidades).
Pipetas Volumétricas (para cada substância líquida utilizada).
1 régua.
2 béqueres. 
2 ampolas de vidro.
Banho de gelo e sal grosso.
Reagentes Utilizados
	Reagente
	Fórmula Molecular
	Concentração
(mol/L)
	Ácido clorídrico
	HCl
	2 mol/L
	
	
	3 mol/L
	
	
	4 mol/L
	Zinco
	Zn(s)
	-
	Magnésio
	Mg(s)
	-
	Alumínio
	Al(s)
	-
	Nitrato de Ferro (III)
	Fe(NO3)3
	0,2 mol/L
	
	
	0,002 mol/L
	Ácido Tiociânico
	HSCN
	0,002 mol/L
	Ácido Nítrico
	HNO3
	0,5 mol/L
	Dióxido de Nitrogênio
	NO2(g)
	-
Metodologia
PARTE A – ESTUDO DOS FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE REAÇÃO
1- Efeito do tipo de reagente:
Em três tubos de ensaio foram adicionados 2,0 mL de HCl a 2 mol/L em cada um. Em seguida, foi acrescentado ao primeiro, segundo e terceiro tubos uma quantidade semelhante de zinco, magnésio e alumínio, respectivamente. As observações foram anotadas.
2- Efeito da concentração do reagente:
Em um tubo de ensaio foi colocado 2,0 mL de HCl a 2 mol/L. Em outro tubo foi posto 2,0 mL de HCl a 4 mol/L. A cada um deles foi adicionado um quantidade semelhante de magnésio. As observações das reações foram anotadas.
3- Efeito da temperatura:
Em dois tubos de ensaio foi colocado 2,0 mL de HCl a 3 mol/L em cada. Um dos tubos foi colocado no banho de gelo e sal grosso e o outro foi deixado na temperatura ambiente na estante dos tubos. Após cinco minutos, os tubos foram colocados lado a lado na estante e a eles, rapidamente, foi-se acrescentado uma amostra de zinco de tamanho semelhante a cada um deles. As observações foram anotadas.
PARTE B – PREPARO DE SOLUÇÕES-PADRÃO DE FeSCN2+
Nesta etapa do experimento documenta-se a preparação das soluções que foram disponibilizadas já prontas pelo laboratório para utilização durante a prática. São elas:
Solução-padrão A: Em um balão volumétrico de 100 mL, foram adicionados 20 mL de solução de Fe(NO3)3 a 0,2 mol/L e 4,8 mL de HSCN a 0,002 mol/L. O restante do volume do balão foi completado com HNO3 a 0,5 mol/L. 
Solução-padrão B: Em um balão volumétrico de 100 mL, foram adicionados 20 mL de solução de Fe(NO3)3 a 0,2 mol/L e 2,4 mL de HSCN a 0,002 mol/L. O restante do volume do balão foi completado com HNO3 a 0,5 mol/L.
	As equações das reações foram feitas e serão expressas na seção de resultados deste relatório.
PARTE C – ESTIMATIVA DO ERRO DO MÉTODO VISUAL NO CÁLCULO DAS CONCENTRAÇÕES DE FeSCN2+
	Para esta etapa foram utilizadas as soluções-padrão feitas na etapa anterior.
Primeiramente foi acrescentada, em um tubo deensaio, uma quantidade da solução-padrão A até que a mesma atingisse uma marca pouco acima da metade do tubo. O mesmo foi feito com outro tubo utilizando dessa vez a solução-padrão B.
Cada tubo foi colocado lado a lado e o aluno, a olho nu, observaria qual das soluções teria a intensidade de cor mais forte, a qual, já havia sido avisado pela professora, que seria a solução-padrão A. Em seguida, com o auxílio de um béquer, foi-se despejado, quantas vezes necessárias, quantidades da solução-padrão A para que, pela diminuição da concentração, as intensidades das cores das substâncias chegassem o mais próximo possível.
Assim que a proximidade das intensidades das cores das substâncias foi atingida, com uma régua, foi medido a que altura do tubo de ensaio cada solução-padrão se encontrava. Para o cálculo do erro da estimativa do método visual, utilizou-se a fórmula , onde e equivalem as alturas medidas nos tubos de ensaio contendo as soluções-padrão B e A, respectivamente, e o valor 2,0 equivale a exatidão entre as medidas e suas concentrações.
PARTE D – DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (KC)
Em cinco tubos de ensaio foi-se acrescentado cada um dos cinco sistemas que a tabela abaixo descreve, agitando bem cada um para homogeneização das misturas, que serão nomeadas como Solução desconhecida.
	Sistema
	Volume (mL) de Fe(NO3)3 0,002 mol/L
	Volume (mL) de HSCN 0,002 mol/L
	Volume (mL) de HNO3 0,5 mol/L
	1
	5
	1
	4
	2
	5
	2
	3
	3
	5
	3
	2
	4
	5
	4
	1
	5
	5
	5
	0
	Em seguida, em outro tubo foi acrescentado, com auxílio da régua, 10 cm da solução-padrão A. Pelo método de comparação visual, foi colocado cada um dos cinco sistemas feitos na tabela acima, ao lado da solução-padrão A para que se pudesse verificar a diferença entre as intensidades de cores entre cada um. Com um béquer, foram-se despejadas quantidades diferentes de solução-padrão A, a fim de se chegar o mais próximo possível da tonalidade de cada tubo que continha a solução desconhecida do sistema. Foram tomadas as medidas e os cálculos foram anotados.
	PARTE E – VERIFICAÇÃO DO PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
	Com as ampolas de vidro contendo NO2 gasoso observa-se a coloração que elas exibem. Uma delas foi mergulhada no banho de gelo e sal grosso e a outra deixada em temperatura ambiente. As observações das mudanças das colorações foram anotadas.
Resultados e Discussão
PARTE A – ESTUDO DOS FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE REAÇÃO
Efeito do tipo de reagente:
Primeiro tubo: 2HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl2(aq) + H2(g) (HCl . 2 mol/L)
Houve ocorrência de reação exotérmica assim que os reagentes se encontraram, liberando gás pelo borbulhamento e as paredes do tubo de ensaio quentes. A reação durou alguns minutos até que, visivelmente, não se visse mais zinco.
Segundo tubo: 2HCl(aq) + Mg(s) → MgCl2(aq) + H2(g) (HCl . 2 mol/L)
Aconteceu uma reação exotérmica violenta quando os reagentes se encontraram, liberando gás pelo forte borbulhamento e fortíssimo aquecimento das paredes do tubo de ensaio. A reação durou poucos minutos e consumiu todo o magnésio rapidamente se comparado ao tubo antecessor.
Terceiro tubo: 6HCl(aq) + 2Al(s) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g) (HCl . 2 mol/L)
A reação teve início depois de quase vinte minutos após o encontro dos reagentes. Não houve aquecimento e tudo ocorreu de maneira muito lenta no sistema proposto.
Efeito da concentração do reagente:
Primeiro tubo: 2HCl(aq) + Mg(s) → MgCl2(aq) + H2(g) (HCl . 2 mol/L)
Houve reação exotérmica forte com liberação de gás e forte aquecimento do tubo de ensaio. O consumo foi rápido.
Segundo tubo: 2HCl(aq) + Mg(s) → MgCl2(aq) + H2(g) (HCl . 4 mol/L)
Violenta reação exotérmica com muita liberação de gás e aquecimento fortíssimo do tubo de ensaio. O consumo foi muito rápido.
Efeito da temperatura:
Primeiro tubo: 2HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl2(aq) + H2(g) (HCl . 3 mol/L)
Esse tubo foi mantido em temperatura ambiente, assim quando em contato com o reagente zinco, entrou em reação exotérmica imediatamente, liberando gás e aquecendo o tubo de ensaio. Em pouco tempo o ácido já havia consumido o metal.
Segundo tubo: 2HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl2(aq) + H2(g) (HCl . 3 mol/L)
Esse tubo foi deixado durante cinco minutos num isopor com gelo e sal grosso, assim, quando em contato com o zinco, o ácido levou alguns segundos a mais para iniciar seu processo de consumo, e mesmo após o início do mesmo, o fez mais lentamente por algum tempo, até que ocorresse o aumento da temperatura no tubo.
	Com base nessa etapa do experimento, verifica-se que a concentração dos reagentes e a temperatura do meio interferem diretamente na velocidade com que a reação acontece.
PARTE B – PREPARO DE SOLUÇÕES-PADRÃO DE FeSCN2+
A reação que acontece na preparação da solução-padrão A é dada ao adicionarmos as quantidades anteriormente especificadas de Fe(NO3)3, HSCN e HNO3 no tubo de ensaio. Para o cálculo da concentração de FeSCN2+ faz-se necessário saber da seguinte relação iônica que acontece na mesma reação.
Fe3+ + HSCN → FeSCN2+ + H+
Onde, com base nas quantidades (em mL) dos reagentes e suas determinadas concentrações, calcula-se a quantidade de mol de HSCN, com base na fórmula da molaridade: .
Em 100 mL da solução-padrão A tem-se: 20 mL de Fe3+ (do Fe(NO3)3) a 0,2 mol/L e 4,8 mL de HSCN a 2 x 10-3 mol/L.
n x HSCN = (4,8 x 10-3 L) x (2 x 10-3 mol/L) = 9,6 x 10-6 mol de HSCN.
1 mol de HSCN ----- 1 mol de FeSCN2+
9,6 mol de HSCN --- n mol de FeSCN2+
n = 9,6 x 10-6 mol de FeSCN2+
Mais uma vez com a fórmula da molaridade, a concentração de FeSCN2+ equivale a:
Para o cálculo da quantidade de FeSCN2 na solução-padrão B simplesmente divide-se a quantidade da molaridade de FeSCN2+ da solução-padrão A por 2, já que são usados os mesmos reagentes nas mesmas proporções, mudando apenas o volume HSCN que é exatamente a metade da solução anterior. Logo, há:
 
PARTE C – ESTIMATIVA DO ERRO DO MÉTODO VISUAL NO CÁLCULO DAS CONCENTRAÇÕES DE FeSCN2+
	Após a comparação entre as intensidades das cores das soluções-padrão A e B, e de despejar, por algumas vezes, a solução A para que as duas se tornassem o mais próximo possível, com uma régua, foram feitas medições das altura de cada solução em cada tubo e por meio da fórmula antes estabelecida, dá-se o erro entre a leitura visual:
	No caso, a altura da solução-padrão B () no tubo foi de 7,8 cm e a altura da solução-padrão B no outro tubo foi de 3,9 cm. Assim, pela fórmula:
	Assim conclui-se que não houve erro, e que o volume de uma substância influi diretamente em sua concentração.
PARTE D – DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (KC)
	As alturas de cada tubo com a solução desconhecida foram tomadas e as medições do tubo de ensaio com a solução-padrão A após as variações nas alturas do mesmo, devido o despejo aleatório no béquer (para que se atingisse a intensidade da cor de cada tubo), também foram anotadas. A tabela abaixo traz esses valores.
	Sistema
	Altura da solução desconhecida (cm)
	Altura da solução-padrão A (cm)
	1
	6,5
	1,1
	2
	6,7
	5,4
	3
	6,9
	5,4
	4
	6,6
	6,3
	5
	6,6
	8,3
	Com esses valores, a fórmula estabelecida em sala e no manual do laboratório e o valor da molaridade da solução-padrão A (definida na Parte B deste relatório), determina-se a molaridade do FeSCN2+ presente em cada tubo que continha solução desconhecida, onde HpadA é a altura medida em centímetros do volume de solução-padrão A, MpadA é a molaridade de FeSCN2+ presente na mesma, Hdesc é altura do volume da solução desconhecida em centímetros e Mdesc é a molaridade de FeSCN2+ que se procura nela. Assim,
HpadA x HpadA = Hdesc x Mdesc. Utilizando os valores tem-se:
Sistema 1 - 1,1 cm x (9,6 x 10-5 M) = 6,5 cm x Mdesc => Mdesc = 1,6 x 10-5 M
Sistema 2 - 5,4 cm x (9,6 x 10-5 M) = 6,7 cm x Mdesc => Mdesc = 7,7 x 10-5 M
Sistema 3 - 5,4 cm x (9,6 x 10-5 M) = 6,9 cm x Mdesc => Mdesc = 7,5 x 10-5 M
Sistema 4 - 6,3 cm x (9,6 x 10-5 M) = 6,6 cm x Mdesc => Mdesc = 9,1 x 10-5 M
Sistema 5 - 8,3 cm x (9,6 x10-5 M) = 6,6 cm x Mdesc => Mdesc = 1,2 x 10-4 M
	Dessa forma, conclui-se que o volume é diretamente proporcional à concentração e molaridade de uma solução.
	A partir desses resultados é possível que se calcule a concentração de cada reagente antes do equilíbrio da reação utilizando a fórmula que se baseia na fórmula da molaridade:
	Onde é a concentração de Fe3+ e HSCN nas equações a seguir antes da reação, é o volume utilizando na formação da reação, é a concentração da de Fe3+ e HSCN nas equações a seguir depois da reação e é o volume da solução ao final da reação que é 10 mL.
Como foi usado a mesma quantidade de Fe(NO3)3 em todos os sistemas o cálculo da concentração de Fe3+ é feito da seguinte forma:
(2 x 10-3 mol/L) x (5 ml) = x (10 mL) => = 1 x 10-3 mol/L de Fe3+
	Para o cálculo das concentrações de HSCN serão utilizados cada um dos volumes indicados no manual da prática.
Sistema 1 - (2 x 10-3 mol/L) x (1 ml) = x (10 mL) => =2 x 10-4 de HSCN
Sistema 2 - (2 x 10-3 mol/L) x (2 ml) = x (10 mL) => = 4 x 10-4 de HSCN
Sistema 3 - (2 x 10-3 mol/L) x (3 ml) = x (10 mL) => = 6 x 10-4 de HSCN
Sistema 4 - (2 x 10-3 mol/L) x (4 ml) = x (10 mL) => = 8 x 10-4 de HSCN
Sistema 5 - (2 x 10-3 mol/L) x (5 ml) = x (10 mL) => = 1 x 10-3 de HSCN
	Desse modo, tem-se a seguinte tabela com os resultados das equações acima:
	Sistema
	[Fe3+] mol/L
	[HSCN] mol/L
	1
	1 x 10-3
	2 x 10-4
	2
	
	4 x 10-4
	3
	
	6 x 10-4
	4
	
	8 x 10-4
	5
	
	1 x 10-3
	
	Em seguida calcula-se a concentração dos reagentes e produto após o equilíbrio químico da reação, utilizando os valores calculados da tabela anterior.
Como foi usado a mesma quantidade de Fe(NO3)3 em todos os sistemas o cálculo da concentração de Fe3+ é feito da seguinte forma:
(1 x 10-3 mol/L) x (5 ml) = x (10 mL) => = 5 x 10-4 mol/L de Fe3+
Para o cálculo das concentrações de HSCN serão utilizados cada um dos volumes também utilizados na tabela anterior.
Sistema 1 - (2 x 10-4 mol/L) x (1 ml) = x (10 mL) => =2 x 10-5 de HSCN
Sistema 2 - (4 x 10-4 mol/L) x (2 ml) = x (10 mL) => = 8 x 10-5 de HSCN
Sistema 3 - (6 x 10-4 mol/L) x (3 ml) = x (10 mL) => = 1,8 x10-4 de HSCN
Sistema 4 - (8 x 10-4 mol/L) x (4 ml) = x (10 mL) => = 3,2 x10-4 de HSCN
Sistema 5 - (1 x 10-3 mol/L) x (5 ml) = x (10 mL) => = 5 x 10-4 de HSCN
	
PARTE E – VERIFICAÇÃO DO PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
	Tendo as duas ampolas com NO2 percebe-se a coloração marrom de cada uma. Ao colocar uma delas no banho de gelo e sal grosso e após algum tempo retirá-la, percebeu-se que a substância tornou-se incolor e a outra ampola na temperatura ambiente permaneceu marrom.
	O princípio de Le Chatelier explica isso ao dizer que: quando se aplica alguma perturbação externa sobre um sistema químico em equilíbrio, ele irá se deslocar de forma a minimizar tal perturbação. Por exemplo, um aumento na temperatura favorecerá o deslocamento do equilíbrio no sentido que absorva calor, isto é, para a reação endotérmica. Por outro lado, a diminuição da temperatura favorecerá o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor).
	Assim sendo, quando se pôs a ampola no gelo aconteceu uma reação de liberação de energia o que fez com que houvesse o deslocamento do equilíbrio químico causando a dimerização do NO2 e assim formação de N2O2 que por sua vez, é um gás incolor.
Considerações Finais
Na Parte A deste experimento observaram-se reações que comprovaram que há elementos que fazem com que a velocidade da reação seja maior que em outros, no caso, o magnésio mostrou ter um maior grau reacionário do que o zinco que por sua vez tem uma velocidade de reação maior que a do alumínio. Também foi observado que as concentrações (molaridades) de uma mesma substância podem, também, acelerar a rapidez com que a reação acontece, no exemplo prático, quanto maior foi a molaridade do HCl mais rápida e intensa foi sua reação. E por fim, que a temperatura também influi na cinética química podendo dificultar ou facilitar sua execução de acordo com cada elemento.
	Nas Partes B, C e D foi demonstrado nas diversas maneiras que o volume de uma solução é diretamente proporcional a sua concentração em substância. O que deve ser tomado em consideração a partir do pressuposto que durante experimentos e a realização de pesquisas em laboratórios é necessário que se atenha essa ciência para que se possa fazer um uso consciente dos reagentes.
	Na Parte E foi explicado o princípio de Le Chatelier com base na observação da transformação do NO2 em N2O4 pelo simples contato do sistema na ampola com uma temperatura mais baixa, isso demonstra o quanto a temperatura atua de forma determinante no equilíbrio químico de uma reação.
Referências
Manual de Laboratório, Química Geral e Inorgânica, Fortaleza: UFC, 2015.
Chang, Raymond; Química Geral Conceitos Essenciais, 4ª ed., McGraw Hill, 2006.
Masterton, Willian L.; Princípios de Química, 6ª ed., LTC, 2014
Brasil Escola Educador,Obtenção de um equilíbrio químico. <http://educador.brasilescola.com/estrategias-ensino/obtencao-um-equilibrio-quimico.htm>

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