Relatorio de CINETICA QUIMICA

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – Campus Jequié
Departamento de Química e Exatas - DQE
Disciplina: Química Geral Experimental II – Bacharelado em Química 
Professor: Cleber Galvão Novaes
Alunos: Carlos Francisco C. Jesus, Geovane S. Souza e Lauro Ney O. Jr.
Atividade: Aula prática		Data: 07.04.2014 
Cinética Química
Jequié – Bahia,
Abril de 2014.
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1. INTRODUÇÃO 
 A área da química que esta preocupada com as velocidades, ou grau de velocidade, das reações é chamada cinética química. A cinética química é um assunto de importância vasta. Ela se relaciona, por exemplo, com a rapidez com que um medicamento é capaz de agir, com o fato de se a formação e a depreciação do ozônio na atmosfera superior estão em equilíbrio, bem como com os problemas industriais, como o desenvolvimento de catalisadores para a síntese de novos materiais.
Como as reações envolvem a quebra e a formação de ligações, as respectivas velocidades dependem da natureza dos reagentes em si. Entretanto, existem alguns fatores que permitem a variação das velocidades nas quais reações específicas ocorrem como o estado físico dos reagentes, concentração dos reagentes, temperatura, presença de catalisador e pressão.
 No nível molecular, as velocidades de reação dependem da frequência das colisões entre as moléculas. Quanto maior a frequência das colisões, maior a velocidade das reações. Entretanto para que uma colisão leve a uma reação ela deve ocorrer com energia suficiente para esticar as ligações ate um comprimento critico e com orientação apropriada para que novas ligações sejam formadas em locais apropriados. 
 No momento em que ocorre a mistura de duas soluções é que ocorre o início da reação química, o que na cinética é denominado de tempo zero da reação. Para efeitos cinéticos a concentração inicial de um reagente é aquela que ele possui no momento em que as duas soluções são misturadas, pois ambas se diluem mutuamente. Portanto, é importante conhecer as concentrações das soluções isoladamente para que a partir da regra geral de diluição de soluções, seja possível efetivamente calcular a concentração inicial dos reagentes químicos no momento em que as soluções são misturadas e a reação química tem o seu inicio real (tempo zero).[1]
2. OBJETIVOS
Compreender conceitos relacionados à velocidade de reações químicas.
Avaliar de que forma alguns fatores podem influenciar na velocidade das reações químicas.
3. MATERIAIS UTILIZADOS 
Tubos de ensaio
Béquer
Proveta
Buretas
Cronômetros 
Conta-gotas
Comprimido antiácido (NaHCO3)
Solução de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol L-1
Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,3 mol L-1
Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,3 mol L-1
Nitrato de chumbo (Pb(NO3)2)
Iodeto de potássio (KI)
Magnésio metálico 
Peróxido de hidrogênio (H2O2) 30%
Água gelada
Bico de Bunsen
Água quente
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
 4.1 Fatores que alteram a velocidade de uma reação I: 
 4.1.1 Em dois tubos de ensaio distintos, colocou-se 2,0 mL de água destilada. Dividiu-se um comprimido de antiácido em quatro partes iguais. Colocou-se uma parte do comprimido no tubo 1 e anotou-se o tempo de reação (efervescência).
 4.1.2 Com o auxílio do bastão de vidro, triturou-se outra parte do comprimido e colocou-se em um pedaço de papel dobrado. No tubo 2 colocou-se o comprimido triturado e anotou-se o tempo de reação.
 4.1.3 Em um terceiro tubo de ensaio, colocou-se 2,0 mL de água gelada e adicionou-se parte do comprimido. Anotou-se o tempo de reação.
 4.1.4 Em um quarto tubo de ensaio, colocou-se 2,0 mL de água quente e adicionou-se parte do comprimido. Anotou-se o tempo de reação.
 4.2 Fatores que alteram a velocidade de uma reação II:
 Pegou-se dois tubos de ensaios e identificou-os como 1 e 2. Em 1 colocou-se 1,0 mL de água destilada e 5,0 ml de solução de ácido clorídrico 1,0 mol/L. No tubo 2, colocou-se 1,0 mL de solução de ácido clorídrico 1,0 mol/L e 5,0 mL de água destilada. Adicionou-se, simultaneamente, cerca de 0,0050 mg de Mg em cada tubo e observou-se em qual delas há maior produção de gás. 
 4.3 Fatores que alteram a velocidade de uma reação III:
 Pegou-se dois tubos de ensaios e identificou-os como 1 e 2. Em 1 colocou-se 2,0 mL de água oxigenada (H2O2) 30% e observou-se se houve formação de bolhas de gás. Em seguida, adicionou-se 0,50 g de iodeto de potássio e observou-se. Colocou-se 4 gotas da solução do tubo 1 no tubo 2 e diluiu-se com 5,0 mL de água. Adicionou-se ao tubo 2 cerca de 0,250 g de Pb(NO3)2 e observou-se se ocorreu reação.
 4.4 Influência da concentração na velocidade de uma reação:
 4.4.1 Carregou-se corretamente 3 buretas com água, solução de acido sulfúrico 0,3 mol/L e solução de tiossulfato de sódio 0,3 mol/L, respectivamente.
 4.4.2 Em 4 tubos de ensaios distintos, colou-se 4,0 mL de solução de acido sulfúrico 0,3 mol/L. Numerou-se os tubos de ensaios 1, 2, 3 e 4.
 4.4.3 Utilizando as buretas, colocou-se nos tubos numerados, a solução de tiossulfato de sódio 0,3 mol/L e água, de acordo com a Tabela 2.
 4.4.3.1 Adicionou-se 4,0 mL de solução de acido sulfúrico 0,3 mol/l no tubo 1 e acionou-se um cronometro imediatamente. Observou-se atentamente o tubo 1, e assim que apareceu um turvação, parou-se o cronometro e anotou-se o tempo da reação. Colocou-se na tabela o tempo da reação correspondente ao tubo 1.
 4.4.3.2 Repetiu-se o item anterior para os tubos 2, 3 e 4.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
5.1Influência do estado físico (área de contato) e temperatura dos reagentes
 As velocidades das reações dependem de alguns fatores nomeadamente da natureza dos reagentes, como: concentração, temperatura e estado físico (superfície de contado) dos reagentes, luz e presença de um catalisador. Nesse experimento forma analisados a temperatura e o estado físico como fatores que alteram a velocidade de uma reação. Com a utilização de cronômetro foi possível observar os tempos de reação da água com o antiácido (NaHCO3(s) ). Vide tabela 1 abaixo: 
	Tabela 1. Tempos de reação do antiácido e água 
	Experimentos
	Reação
	Temperatura
	Tempo(s)
	1
	NaHCO3(s) + H2O(ℓ) → NaOH(aq) + CO2(g) + H2O(ℓ)
	25° C
	180 s
	 2
	 NaHCO3(s) + H2O(ℓ) → NaOH(aq) + CO2(g) + H2O(ℓ)
	25° C
	100 s
	3
	 NaHCO3(s) + H2O(ℓ) → NaOH(aq) + CO2(g) + H2O(ℓ)
	9° C
	60 s
	4
	 NaHCO3(s) + H2O(ℓ) → NaOH(aq) + CO2(g) + H2O(ℓ)
	70° C
	40 s
 A tabela 1 mostra os resultados obtidos nos experimentos 1, 2, 3 e 4. Nos experimentos 1 e 2 foram analisados os estados físicos do reagentes, pois quando os reagentes estão em estado físicos diferentes, como quando um é liquido e o outro é um sólido, a reação está limitada a área de contato e o 2 mostra uma diminuição do tempo de reação com relação ao 1 devido ao aumento da superfície de contato, pois o comprimido foi macerado, portanto, a reação foi rápida para o experimento 2 e lenta para o 1. 
 Nos experimentos 3 e 4 foram analisadas as temperaturas nas quais as reações acorrem e revelam que com o aumento da temperatura no 4 fez aumentar as energias cinéticas das moléculas. À proporção que as moléculas movem-se mais velozmente, elas se chocam com mais frequência e também com energia mais alta, ocasionando aumento de sua velocidade, portanto, a reação foi rápida para o experimento 4 e lenta para o 3.[2]
5.2 Influência concentração dos reagentes
 No tubo 1, ocorreu a liberação do gás hidrogênio identificando este através da presença de bolhas e liberou energia em forma de calor (reação exotérmica). Assim, confirmando que a concentração do ácido clorídrico era maior no tudo 1 do que no tubo 2, fazendo com que a reação fosse mais rápida. E houve maior produção de gás no tubo 1. Enfim, esse experimento é teoricamente explicado pelainfluência na concentração dos reagentes, pois a velocidade é diretamente proporcional a concentração dos reagentes. Moléculas se colidem com maior frequência se aumentar o número de moléculas reagentes, segundo a teoria das colisões. E a equação para essa reação é a seguinte:
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
5.3 Influência de um catalisador
 No tubo 1, ocorreu a liberação do gás hidrogênio identificando este através da presença de bolhas e liberou energia em forma de calor (reação exotérmica). Após a adição do iodeto de potássio na solução, a mesma obteve uma coloração amarela e a reação ocorreu rapidamente. A explicação para isso é que como inicialmente teve a ausência de um catalisador, o peróxido de hidrogênio decompôs muito lentamente e quando o iodeto de potássio foi adicionado funcionou como catalisador. Ao colocar as gotas da solução do tubo 1 no tubo 2 ficou um pouco quente, ao adicionar a água efervesceu e foi clareando, e quando colocado o nitrato de chumbo a reação foi esfriada, ficou com uma coloração mostarda e por fim uma formação de um precipitado. Isso prova que o iodeto de potássio catalisou a reação e não foi consumido durante o processo da reação.
 Nessa parte foi observado que houve influencia do fator catalisador. E os catalisadores, são agentes que aumentam as velocidades de reação sem serem consumidos. Eles afetam os tipos de colisões que levam à reação e diminui a energia de ativação da reação. As equações das reações foram as seguintes:
Decomposição do H2O2 : 2H2O2(aq) 2H2O(ℓ) + O2(g) 
Iodeto de potássio e do nitrato de chumbo: 2KI(ℓ) + Pb(NO3)2(ℓ) → PbI2(s) + 2KNO3(ℓ) 
5.4 Influência da concentração na velocidade de uma reação
	Tabela 2. Dados para determinação de velocidade de uma reação
	Tubo 
	 Volume (mL)
	Concentração de tiossulfato de sódio na mistura (mol/L-1)
CV=C’V’
	Número de mol de tiossulfato de sódio que reagiu
∆n=C’V’
	Tempo da reação (s)
	Velocidade
(mol. s-1 )
	
	Solução de tiossulfato de sódio
	Água 
	Total
	
	
	
	
	1
	6
	0
	6
	0,18
	1,8x10-3
	20
	2
	4
	2
	6
	0,12
	1,2x10-3
	25
	4,8x10-5
	3
	3
	3
	6
	0,9
	9x10-4
	36
	2,5x10-5
	4
	2
	4
	6
	0,6
	6x10-4
	72
	8,3x10-6
 A tabela 2 relaciona a concentração de tiossulfato de sódio com o tempo de reação, onde a concentração diminuiu proporcionalmente com a velocidade, aumentando assim o tempo de reação, conforme indicado no gráfico abaixo.
 No experimento 4.4, a substância que permitiu a verificação do tempo em função da reação, foi a formação do Enxofre que é insolúvel em água, conforme a reação abaixo:
Na2S2O3(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(aq) + SO2 + S
 Uma das condições para que uma reação se processe é a colisão efetiva entre as partículas. Assim, o aumento da concentração dos reagentes faz com que se tenha uma maior quantidade de partículas ou moléculas confinadas num mesmo espaço. Isso aumenta a quantidade de choques entre elas e aumenta também a probabilidade de ocorrerem colisões eficazes que resultem na ocorrência da reação. O resultado é que a reação ocorre com maior rapidez.
6. CONCLUSÕES 
 Diante o exposto infere-se que a velocidade de uma reação é influenciada por alguns fatores tais como, temperatura, concentração dos reagentes, catalisador, superfície de contato, natureza dos reagentes comprovando assim, o estudo teórico da cinética química realizado em sala de aula	. Portanto, os objetivos foram alcançados com êxito para com os experimentos realizados. 
	 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005. p. 483 e 484.
FORMOSINHO, Sebastião J. Fundamentos de cinética química. Vol. Único. Fundação Calouste Gulbenkian-Lisboa-Portugal. 1983.pág. 31-39.
Relatório de aula prática apresentado à disciplina de Química Geral Experimental II, ministrada pelo professor Cleber Galvão, como avaliação parcial do I semestre-2014. 
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