fisquim Prática III Cinética Química

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Relatório da 3ª Aula Prática de Físico-Química II
Título da prática: Cinética Química
Docente: Cinthia S. Soares
Discentes: 34. Rodrigo Curty, 35.Thaís Hipólito, 36.Vitor Yu Zhu, 37. Victor Hugo Gomes, 39. Yan Mendonça.
Data de realização da aula prática: 18/02/2014
Data de entrega do relatório: 25/02/2014
Introdução
A Cinética Química no diz como e em que velocidade as reações acontecem. Pode ser utilizada tanto no nível microscópico, quanto no nível macroscópico. Em nível atômico, a Cinética Química nos permite conhecer os mecanismos das colisões envolvidas nas reações, já no nível macroscópico, podemos entender a disposição de sistema complexos. Porém, para essa aula prática, é mais interessante ater-se ao estudo atômico da Cinética.
Segundo estudos, é possível calcular a velocidade média de uma reação a partir da velocidade consumo de um reagente, ou da velocidade de formação de um dos produtos. A velocidade de uma reação pode ser alterada de acordo com vários fatores, que podem aumentar a frequência das colisões moleculares ou diminuir a energia de ativação das reações, energia essa caracterizada como a necessária para atingir o estado de transição. Os fatores que podem aumentar a frequência das colisões são: temperatura; estado em que se encontram os reagentes; e pressão do meio reacional. Os fatores que podem diminuir a energia de ativação são: utilização de catalisadores; e utilização de solventes. O conhecimento dessas técnicas é muito importante para a indústria química, pois muitas vezes possibilita a melhor manipulação e controle das reações desejadas.
Materiais e métodos
Experimento 1 – Efeito da concentração sobre a velocidade de uma reação
Foi transferido 100mL de HCl 0,1mol/L para um béquer e adicionado uma fita de magnésio com peso de 0,1g. Com o auxílio de um cronômetro, marcou-se o tempo necessário para que toda a fita de magnésio seja consumida. Repetiu-se as etapas usando no lugar do ácido clorídrico 0,1mol/L o HCl com concentração de 1mol/L.
Experimento 2 – Efeito da superfície de contato sobre a velocidade de uma reação
Foi transferido para um béquer, 100mL de HCL 1,0mol/L, em seguida adicionou-se uma fita de magnésio lixada e cortada em pedaços menores pesando 1g no total. Marcou-se o tempo necessário com auxílio de um cronômetro. Comparou-se o valor obtido com o da reação sendo a fita de Mg inteira em HCl 1,0mol/L.
Experimento 3 – Efeito da temperatura sobre a velocidade de uma reação
Em quatro tubos de ensaio, foram adicionados 4 mL de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,5 mol/L e os mesmos foram identificados como tubos “1”, “2”, “3” e “4”. Para outros 4 tubos de ensaio foram transferidos 4 mL de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,5 mol/L e esses foram identificados como “1a”, “2a”, “3a” e “4a”. Esses oito tubos de ensaio foram dispostos em um béquer de 500 mL, contendo 250 mL de água a temperatura ambiente (30 ºC). Colocou-se no interior do béquer um termopar conectado a um termômetro, para que a temperatura fosse medida. Em seguida, misturou-se os conteúdos dos tubos “1” e “1a” e a reação foi observada e cronometrada. Depois, o sistema com os tubos de ensaio remanescentes foi exposto ao aquecimento por uma placa de aquecimento e a cada 10 ºC de elevação no valor da temperatura (40, 50 e 60 ºC) repetiu-se o processo de mistura dos conteúdos dos tubos correspondentes e as velocidades das reações foram cronometradas para analisar-se a influência da temperatura sobre a velocidade da reação.
Resultados, tratamentos de dados e discussão
Experimento 1 – Efeito da concentração sobre a velocidade de uma reação
Ao colocar a fita de magnésio em ácido clorídrico, ocorre uma reação de simples troca onde o magnésio desloca o H+, formando MgCl2 (cloreto de magnésio) e H2 (gás hidrogênio). A reação pode ser representada pela seguinte equação química:
2HCl(aq) + Mg(s) → MgCl2(aq) + H2(g)
O tempo obtido para que a fita de Mg pesando 0,1g fosse totalmente consumida em concentrações diferentes de ácido clorídrico (0,1 e 1 mol/L) encontra-se na tabela abaixo:
	
	HCl 0,1 mol/L
	HCl 1 mol/L
	Tempo
	+ de 20min
	2min 27
O tempo da reação com o ácido clorídrico de concentração 0,1 mol/L é muito maior que com o ácido clorídrico 1mol/L, ou seja, a velocidade da reação do HCl 1 mol/L com a fita de Mg é muito mais rápida em comparação com a reação de HCl 0,1molar. Isso constata que um dos fatores que afetam a velocidade de uma reação é a concentração dos reagentes, no caso o HCl. Assim, quanto mais concentrado for o meio reacional, maior será a velocidade da reação.
A velocidade média desta reação pode ser calculada da seguinte forma:
Onde ∆[A] é a variação da concentração de A, ∆t a variação de tempo e que a é o coeficiente do reagente A. Sabendo-se que a concentração de substâncias simples no estado sólido é igual a 1 mol/L e que o Mg foi consumido em 147segundos pelo HCl 1 mol/L, temos:
Vm1 = = 
Vm1 = 6,8 x 10-3 mol/Ls
Como o tempo de observação não foi o suficiente para que o Mg fosse totalmente consumido pelo HCl 0,1 mol/L, mas sabe-se que sua velocidade será menor que no ácido com concentração 1 mol/L
Experimento 2 – Efeito da superfície de contato sobre a velocidade de uma reação
Foi observado que o tempo necessário para se consumir todos os pedaços de magnésio ultrapassou o tempo da reação com a tira inteira, verificando o tempo de 3 minutos e 20 segundos. Um valor incoerente, já que, ao cortar a fita de Mg em pedaços, aumenta-se sua superfície de contato (tendo maior contato entre as espécies reagentes), sendo, teoricamente, a velocidade da reação maior em comparação com a reação usando a fita inteira. 
A área de contato entre os reagentes também interfere na velocidade das reações químicas. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas reagindo, maior o número de colisões eficazes e, portanto, maior a velocidade da reação.
Fazendo uma segunda análise, foi obtido um tempo de 2 minutos e 36 segundos, ainda incoerente. Porém, nesta análise foi possível notar que ao cortar a fita em pedaços muito menores, elas ficam flutuando na solução ácida, ocorrendo reação apenas na parte inferior das partes, consequentemente tendo uma superfície de contato menor que quando a tira esta inteira. 
Desta forma, reagindo apenas na parte inferior, consequentemente irá demorar mais do que quando a tira está inteira, no qual reage com o ácido em todas as partes da superfície da fita.
O raciocínio pode ser representado na imagem abaixo:
Neste caso, a concentração do ácido não influencia na diferença de tempo obtido experimentalmente, já que essas duas concentrações são iguais (1 mol/L).
Para o calculo da velocidade, basta fazer os mesmos passos feitos no procedimento anterior, mas substituindo o tempo anterior por este (uma média entre os dois intervalos de tempo obtidos), da seguinte forma:
Vm2 = = 
Vm2 = 5,62 x 10-3
Experimento 3 – Efeito da temperatura sobre a velocidade de uma reação
Ao verter o conteúdo de um tubo ao seu correspondente, observou-se a coloração amarela sendo intensificada na mistura conforme a reação ocorria, o que caracteriza as seguintes reações:
Etapa 1: Na2S2O3(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2S2O3(aq)
Etapa 2: H2S2O3(aq) → H2O(l) + SO2(g) + S(s)
Equação geral: Na2S2O3(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s)
A cor amarelada na mistura turva indica a formação de enxofre coloidal, e essa característica foi utilizada como parâmetro para medir o tempo da reação para cada temperatura correspondente. A relação “tempo x temperatura” pode ser expressa na tabela baixo:
	Tubos
	Temperatura
	Tempo
	1 e 1a
	30 ºC
	18 s
	2 e 2a
	40 ºC
	12 s
	3 e 3a
	50 ºC
	10 s
	4 e 4a
	60 ºC
	6 s
Como pode-se observar, conforme aumenta-se a temperatura, o tempo de reação diminui. Sabendo-se que a concentração inicial dos reagentes é 0,5 mol/L e a concentração final é 0 mol/L, é possível calcular a velocidade média das reações para cada temperatura:vm1 = - = 0,028 mol/Ls
vm2 = - = 0,041 mol/Ls
vm3 = - = 0,05 mol/Ls
vm4 = - = 0,083 mol/Ls
Assim, pode-se dizer que a velocidade aumenta ao aumentar-se a temperatura. Sabendo-se que a velocidade de uma reação é diretamente proporcional à sua constante de velocidade (k), essa relação pode ser expressa pela equação de Arrhenius:
k = A×
Dessa forma podemos visualizar que ao aumentar-se a temperatura (T), diminui-se o valor de , logo, aumenta-se o valo da constante de equilíbrio (k) e, por consequência, o valor da velocidade da reação.
Conclusão
Com base nos experimentos realizados, nos resultados obtidos e nas discussões feitas, é possível perceber que a cinética química é um ramo muito importante da físico-química, pois, nessa parte da química, vemos que existem muitos fatores que podem afetar a velocidade de uma reação, como observado na prática. 
Um desses fatores observados é a concentração dos reagentes, quanto mais concentrado for o meio reacional, maior será a velocidade de reação. Outro fator que influencia na velocidade de uma reação é a superfície de contato, pois como foi visto com o magnésio, quanto maior a superfície de contato, mais rápido a reação ocorrerá.
Percebeu-se também que a temperatura do meio reacional influi diretamente no aumento da frequência de colisões das moléculas, o que acarreta em um aumento de velocidade, como observado na formação do enxofre coloidal.
Referências bibliográficas
ATKINS, P. – Princípios de Química – 3ª edição – págs. 577 e 578;
RUSSEL, J.B. – Química Geral, vol. 2 – pág 14.