Relatório de Cinética Química

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
JOÃO PAULO DE SALES PIMENTA
EXPERIÊNCIA 3: CINÉTICA QUÍMICA
BELO HORIZONTE
2017
SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO ......................................................................................................... 3
2 OBJETIVOS ............................................................................................................. 4
3 MATERIAIS E REAGENTES ................................................................................... 4
4 PROCEDIMENTOS ................................................................................................. 5
	4.1 Efeito da concentração na reação ........................................................... 5
	4.2 Efeito da temperatura na reação ............................................................. 5
	4.3 Efeito do catalisador na reação ............................................................... 6
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO ............................................................................... 7
	5.1 ..................................... do efeito da concentração ................................. 7
	5.2 ..................................... do efeito da temperatura .................................... 8
	5.3 ..................................... do efeito do catalisador ...................................... 9
6 CONCLUSÃO ........................................................................................................ 10
7 REFERÊNCIAS ..................................................................................................... 10
8 QUESTIONÁRIO ................................................................................................... 11
	
1 INTRODUÇÃO
Do cotidiano a experiências laboratoriais, é possível perceber que, existem diversas condições capazes de diminuir ou aumentar a velocidade das reações químicas. Por exemplo, nos experimentos, ao aumentar a concentração dos reagentes, a formação dos produtos acontece mais rápida, assim como, a baixa temperatura da geladeira desacelera a atividade das bactérias.
A cinética química é a área científica que estuda a velocidade com que ocorrem essas reações, tal velocidade mede a variação de concentração de reagentes ou de produtos em um determinado tempo decorrido.
Existem diversos fatores que interferem na velocidade das reações, são, principalmente: a concentração dos reagentes, que representa a quantidade de matéria em um volume e a temperatura, que é responsável pela cinética das moléculas. Além disso, há o catalisador, uma substância, que sem ser consumida, acelera a reação. 
Os fatores citados acima promovem o aumento de colisões entre as moléculas das substâncias em uma reação e para que uma colisão seja eficiente, ela deve acontecer na orientação correta e com uma energia mínima, denominada Energia de Ativação. O catalisador é uma substância capaz de diminuir essa energia. 
Contudo, pela lei da velocidade, a velocidade da reação é proporcional as concentrações dos reagentes e a partir de uma reação, aA + bB → cC + dD, essa relação é expressa pela equação:
,
em que k é a constante de proporcionalidade entre a velocidade e a concentração, e os índices x, y são potências determinadas experimentalmente, podendo coincidir com os coeficientes ou não. 
Existem diversas maneiras de se monitorar a velocidade de uma reação, como por exemplo: medindo, a partir de um espectrômetro, a intensidade da cor de uma solução contendo a reação, a pressão que o gás desprendido exerce em um manômetro e caso, a reação contenha íons H+ nos reagentes ou nos produtos, pode ser medida com indicadores de acidez, a variação do pH em função do tempo. 
2 OBJETIVOS
	Observar que, dependendo da concentração dos reagentes, da temperatura e da presença de catalisadores, é possível alterar a velocidade de uma reação.
3 MATERIAIS E REAGENTES
Béquer de 100 mL;
Béquer de 250 mL;
Béquer de 50 mL;
Conta-gotas;
Cronômetro;
Frasco de resíduos
Pêra;
Pipetas graduadas de 10 mL (2);
Suporte para tubos de ensaio;
Termômetro (0ºC a 100ºC);
Tubos de ensaio 12 x 120 mm (3);
Tubos de ensaio 18 x 150 mm (10).
Água oxigenada (H2O2) a 10 volumes (5 mL). 
Gelo;
Solução de iodeto de potássio (KIO3) 0,01 mol L-1 (50 mL);
Solução a 0,04% m/v de sulfito de sódio (NaHSO3) em dispersão de amido 0,2% (70 mL);
Solução de cloreto de ferro (FeCl3) 0,5 mol L-1 (1 mL);
Solução de sulfato de cobre (CuSO4) 0,5 mol L-1 (1 mL);
Solução de fosfato de sódio (Na2HPO4) 0,25 mol L-1 (1 mL).
4 PROCEDIMENTOS
	
	4.1 Efeito da concentração na reação 
		
	O experimento foi feito a partir da seguinte reação:
	
	5 tubos de ensaio de mesmas dimensões foram enumerados de 1 a 5 e colocados no suporte para tubos de ensaio. Com auxílio de uma pêra junto a pipeta graduada, foram adicionados 10 mL da solução de KIO3 0,01 mol L-1 e do segundo tubo em diante, foram adicionados 8, 6, 4 e 2 mL desta mesma solução, respectivamente. 
	De forma inversa, foram adicionados 2 mL de água destilada no segundo tubo, progredindo aritmeticamente em razão 2 até o quinto tubo, para que no final, todos os tubos possuíssem 10 mL de solução.
	Depois de misturar cada tubo para tornar a solução homogênea, o cronômetro foi iniciado no mesmo instante em que 10 mL de solução de NaHSO3 começaram a ser adicionados no primeiro tubo. Quando houve o início do aparecimento de uma coloração azul, o cronômetro foi parado e o tempo decorrido foi anotado na Tabela 1. 
	Tal procedimento foi repetido para todos os outros tubos e o Gráfico 1 foi construído a partir da relação entre o volume da solução de KIO3 e o inverso do tempo (1/t) que é proporcional a velocidade. 
4.2 Efeito da temperatura na reação
	
	O experimento foi feito a partir da seguinte reação:
	5 mL de solução de KIO3 foram colocados em um tubo de ensaio limpo e 5 mL de solução de NaHSO3 foram colocados em outro. Com o auxílio de um termômetro, foi medido a temperatura no interior dos tubos e em seguida, o conteúdo do tubo com a solução de NaHSO3 foi adicionado ao tubo com a solução de KIO3. Assim como a reação sobre o efeito da concentração, também foi cronometrado até o tempo em que a coloração azul apareceu.
	No entanto, um béquer foi separado para que fosse feito um banho de gelo com os tubos mergulhados, até que atingissem a temperatura de 15ºC e 5ºC. Em cada uma dessas temperaturas, foi realizado o mesmo procedimento anterior. 
	Os valores do tempo de reação em função da temperatura foram anotados na Tabela 2. 
4.3 Efeito do catalisador na reação
	O experimento foi feito a partir da seguinte reação:
	3 tubos de ensaio foram colocados em suporte para tubos de ensaio e neles, foi adicionado, com um conta-gotas, 1,0 mL de água oxigenada a 10 volumes em cada tubo. 
	Com outro conta-gotas, foram adicionadas, 2 gotas de FeCl3 no primeiro tubo, 2 gotas de CuSO4 no segundo e 3 gotas de Na2HPO4 no terceiro e em seguida, outras 2 gotas de FeCl3. 	 	
	Os resultados, ao examinar os tubos em conjunto e em separados, foram anotados na Tabela 3, observando a influência de cada substância adicionada e a velocidade de desprendimento de gás. 
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO
5.1 Resultados e discussão do efeito da concentração
Tabela 1: Tempo de reação em relação ao volume de solução adicionado.
	Número do tubo
	KIO3 (mL)
	Água destilada (mL)
	NaHSO3 (mL)
	Tempo Decorrido (s)
	1
	10
	0
	10
	39,31
	2
	8
	2
	10
	50,44
	3
	6
	4
	10
	80,59
	4
	4
	6
	10
	166,77
	5
	2
	8
	10
	264,28
	De acordo com a tabela, foi possível perceber que, conforme o tubo continha uma menor quantidade de solução de KIO3, maior era o tempo necessário para que a reação ocorresse, tendo em vista que, cada tudo possuía a mesma quantidade de NaHSO3.
Além disso, o gráfico anterior demonstra, visualmente, que, sendo a concentração dos íons de proporcional ao inverso do tempo e o inverso do tempoproporcional a velocidade , por dedução, a seguinte lei da velocidade é postulada:
Ou seja, quanto maior a concentração dos reagentes maior a velocidade da reação.
	Caso os resultados estivessem exatos, a inclinação da reta seria linear e com a regressão linear feita nesse gráfico, teríamos a inclinação da reta equivalendo a 1, demonstrando que a reação é de primeira ordem em KIO3, ou seja, quando a concentração cresce, a velocidade cresce na mesma proporção.
5.2 Resultados e discussão do efeito da temperatura 
Tabela 2: Tempo de reação em relação a temperatura	
	Número do Tubo
	Temperatura (ºC)
	Tempo Decorrido (s)
	1
	23
	44,10
	2
	15
	64,63
	3
	5
	80,15
	De acordo com a tabela, na medida em que a reação se processa em uma temperatura menor, o tempo decorrido aumenta. Tal situação pode ser explicada pela teoria das colisões, que postula que, as reações ocorrem como consequência das colisões entre as moléculas dos reagentes e quanto maior a temperatura, maior a energia cinética transferida para essas moléculas reagirem. Sendo assim, é de se esperar que a velocidade de reação seja diretamente proporcional ao número de colisões por segundo, ou seja, à frequência de colisões moleculares:
	Com a temperatura mais baixa, a energia das moléculas diminui e a interação entre elas também ocorrem com menos frequência, com isso, o número de colisões com a energia necessária não são o suficiente para que a reação ocorra na mesma velocidade em que se estivesse na temperatura ambiente. 
5.3 Resultados e discussão do efeito do catalisador
Tabela 3: Observações a partir do catalisador adicionado.
	Número do Tubo
	Solução a ser adicionada
	Volume a ser adicionado (gotas)
	Observações
	1
	FeCl3
	2
	Desprendimento do gás intenso.
	2
	CuSO4
	2
	Desprendimento do gás relativamente rápido.
	3
	Na2HPO4
FeCl3
	3
2
	Emulsificação e desprendimento do gás mais lento. 
	A substância inserida no primeiro tubo é o FeCl3, um excelente catalisador, que logo no começo da adição já começa a aparecer bolhas e desprender o gás oxigênio da decomposição.
	No segundo tubo, o composto é o CuSO4, um catalisador, porém mais fraco que o FeCl3. Enquanto, no terceiro tubo, também foi adicionado FeCl3 e Na2HPO4, este que além de ser um inibidor, também forma uma emulsificação em contato com a água.
	Tais catalisadores possuem a função de diminuir a energia de ativação das moléculas, ou melhor, a energia necessária para que a reação ocorra e isso faz com que a reação se torne mais espontânea. 
6 CONCLUSÃO
Contudo, graças aos experimentos feitos, foi possível perceber que há diversos fatores capazes de alterar a velocidade da reação, acelerando-a ou diminuindo-a. 
Em primeiro, ao diminuir a concentração de IO3 na solução que estava reagindo com a mesma quantidade de NaHSO3, foi visto que, a velocidade diminuiu, respeitando a lei que, de acordo com Peter Waage e Cato Guldberg (pioneiros no desenvolvimento da cinética química), a concentração dos reagentes é proporcional a velocidade. 
Em seguida, foi verificado se a temperatura também influenciava a reação, sendo que, ao diminui-la, a frequência de colisões efetivas também decaia e com isso, o tempo para que a reação ocorresse, retardava. 
Finalmente, foi feito o uso de catalisadores, estes que são responsáveis por acelerar a reação, e que ao diminuir a energia de ativação das moléculas, capacitam um caminho mais rápido para a ocorrência da reação.
7 REFERÊNCIAS
CHANG, Raymond. Química Geral - Conceitos Essenciais. 4ª edição:
Editora McGraw-Hill, 2007.
Porto Editora: "Lei de ação das massas". 2003-2017. 
Disponível em: https://www.infopedia.pt/apoio/artigos/102622.
Acesso em: 11/05/2017.
TRINDADE, D.F.; ... “Química Básica Experimental”;
Editora Parma Ltda., 1981.
GIESBRECHT, E.; “Experiências de Química Técnicas e Conceitos Básicos – PEQ – Projetos de Ensino de Química”;
Editora Moderna, 1979.
QUESTIONÁRIO
1) a) Oxidante.
b) -1 para 0.
2) Após a oxidação do iodeto para iodo, ele reage com o amido formando um complexo de cor azul intensa, por isto o iodo é reconhecido como detector de amido.
3) Ao aumentar a concentração de KIO3, a velocidade da reação aumenta. O gráfico representa essa proporcionalidade de, aproximadamente, 1:1.
4) A temperatura é proporcional a reação. Ao abaixar a temperatura do sistema em que se encontrava a reação, as colisões entre as moléculas, que estavam reagindo, diminuíram de intensidade, atrasando a ocorrência da reação.
5) A Energia da ativação é a energia mínima necessária que as moléculas têm que se colidir para que sejam capazes de quebrar uma ligação a fim e se juntar a uma outra molécula. O catalisador é um composto que diminui tal energia de ativação.
6) Água oxigenada a 10 volumes é remetente a concentração de peróxido de hidrogênio no recipiente e pode ser comparada a quantidade de oxigênio liberado, por exemplo, a cada 1 litro dessa água oxigenada, 10 litros de gás oxigênio são liberados, ou seja, 10 vezes o seu volume inicial.
7) Os reagentes catalisadores aceleram a decomposição da água oxigenada em água e gás oxigênio, e os inibidores atrasam.
8) Enquanto FeCl3 é um ótimo catalisador, o Na2HPO4 é um inibidor. Os dois fazem papéis opostos entre si na reação.
9) Os íons se encontram em estados de instabilidade com elétrons livres em suas camadas, enquanto as moléculas estão formadas com ligações que requerem a absorção de energia para quebrar essa ligação e se juntar a outro composto.