CINÉTICA_QUÍMICA

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CINÉTICA QUÍMICA 
O que se pretende com essa aula, é dar ao aluno a oportunidade de reconhecer os 
fatores que determinam a velocidade de uma reação química visando decisões que 
podem ser tomadas para o caso de se querer acelerar reações no sentido de se obter 
produtos no menor tempo possível (diminuição de custos) ou retardar reações como no 
caso dos alimentos, para evitar a sua decomposição. 
 
Parte 1 
 
Material e reagentes 
- Dois comprimidos efervescentes (contendo ácido cítrico e bicarbonato de sódio) 
- Béchers de 250 mL 
- Gral e pistilo 
 
Procedimento 
Dividir cada comprimido em duas partes aproximadamente iguais. 
 
 
 
 
 
 
Pesar as partes 1 , 2 e 3 
A última quarta parte, dividir em duas partes aproximadamente iguais. 
Uma delas, deixar como está (6) e pesar. Com auxílio de gral e pistilo, triturar a outra 
parte (5) e pesar o pó. 
 
 
 
 
 
 
Proceder aos seguintes experimentos: 
1 2 
3 4 
4 5 
6 
7 ■ ■ ■ 
■ ■ ■ 
 
 
 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório da aula prática nº 0 8 – PARTE 1: 
 
A um Bécher contendo 100mL de água gelada 
introduzir a parte 1 do comprimido e anotar o tempo 
de dissolução resultante da reação que ocorre. 
A um outro Bécher contendo 100mL de água na 
temperatura ambiente, fazer o mesmo com a parte 
2 do comprimido. 
1 
2 
E, a um outro Bécher contendo 100mL de água na 
temperatura próxima à fervura, fazer o mesmo com 
a parte 3 do comprimido. 
3 
A um outro Bécher contendo 100mL de água na 
temperatura ambiente, fazer o mesmo com a parte 
6 do comprimido. 
6 
A um outro Bécher contendo 100mL de água na 
temperatura ambiente, fazer o mesmo com a parte 
7 do comprimido (triturado). 
7 ■ ■ ■ 
■ ■ ■ 
 
 
 3 
De acordo com as observações feitas na parte I, preencha o quadro abaixo e calcule a 
velocidade média de transformação química que ocorreu com cada parte do 
comprimido: 
Parte do 
comprimido 
massa 
(g) 
Tempo de 
reação na 
água gelada 
(s) 
Tempo de 
reação na 
temperatura 
ambiente (s) 
Tempo de 
reação na 
temperatura 
de 80 a 900C 
(s) 
Velocidade média. 
A B C A B C 
1 
2 
3 
6 
7 
Comentários: 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________ 
Escreva a equação completa que traduz a reação do ácido cítrico com o bicarbonato 
 
 
Escreva a velocidade média do ácido cítrico e a do bicarbonato de sódio em quantidade 
de matéria por tempo em segundos (número de mols por segundo) 
Vm C6H8O7 = mol/s 
Vm NaHCO3 = mol/s 
Considerações sobre o ácido cítrico e o bicarbonato de sódio: 
O nome oficial do ácido cítrico é ácido 2-Hidroxi-1,2,3-propanotricarboxílico 
 
 
 
 
tempo
 Vm massa=
 
 4 
 
 
 
 
 
 
O ácido cítrico é um ácido orgânico tricarboxílico presente na maioria das frutas, 
sobretudo em cítricos como o limão e a laranja. Sua formula química é e a sua massa 
molar é 192g/mol. 
 
 
O nome oficial do bicarbonato de sódio é hidrogeno carbonato de sódio. 
 
 
 
 
 
O bicarbonato de sódio é um composto cristalino de cor branca, muito solúvel em água, 
com um sabor ligeiramente alcalino. Sua fórmula química é NaHCO3 e a sua massa 
molar é 84g/mol. 
Quando o bicarbonato de sódio é misturado com um ácido, ambos em meio aquoso, 
ocorre reação com liberação de gás carbônico. A reacção é: 
NaHCO3(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
NaHCO3(aq) + CH3COOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
 
 
 
Parte 2 
Procedimento 
 
A partir de uma solução original de KIO3 (solução A) e de uma solução original de 
NaHSO3 (solução B): 
1. Preparar cinco soluções de KIO3 com diferentes concentrações, em béchers, 
diluindo, com o auxílio de uma pipeta, a solução A nas seguintes quantidades: 
- Na+ 
 
 5 
amostras Solução original A: KIO3 Água Deionizada 
1 10 mL 0 mL 
2 8 mL 2 mL 
3 6 mL 4 mL 
4 4 mL 6 mL 
5 2 mL 8 mL 
 
2. Com auxílio de pipeta limpa e seca, transferir 10 mL da solução B para o bécher 
contendo a solução mais diluída de KIO3 e gotas de goma de amido. Acionar o 
cronômetro no exato instante em que as soluções entrem em contato. Agitar com um 
bastão de vidro. 
3. Parar o cronômetro ao primeiro sinal do término da reação, que coincide com o 
aparecimento de coloração azul. Anotar o tempo decorrido. 
5. Repita as etapas 2 e 3 para cada uma das outras amostras, na seqüência da mais 
diluída para a mais concentrada. 
Reações que ocorrem: 
 
IO3-(aq) + 3HSO3-(aq) → I-(aq) + 3SO4-2(aq) + 3H+(aq) 
 
Excesso de iodato reagindo com o iodeto formado na reação inicial: 
 
5 I-(aq) + 6H+(aq) + IO3-(aq) → 3I2(s) + 3H2O(l) 
 
O iodo molecular forma com o amido existente na solução um composto azul, 
indicando que a reação terminou neste ponto. 
 
 6 
Relatório da aula prática nº 08 – PARTE 2 : 
 
1. A concentração de KIO3 na solução A é 0,0025 mol.L-1. Calcule o número de mols de 
iodato de potássio existente por mL dessa solução. 
 
2. Calcule a concentração de KIO3 , em mol.L-1, para cada uma das amostras (1 a 5). E a 
velocidade média de cada reação, em mol.L-1.s-1. 
OBS: Em todas as amostras, o KIO3 reage por completo. 
 
Volume da 
solução A 
(mL) 
Volume de 
água (mL) 
Volume da 
solução B 
(mL) 
[KIO3] 
(mol.L-1) 
Tempo 
(s) 
Velocidade média 
de reação do KIO3 
(mol.L-1.s-1) 
10 mL 0 mL 10 mL 
8 mL 2 mL 10 mL 
6 mL 4 mL 10 mL 
4 mL 6 mL 10 mL 
2 mL 8 mL 10 mL 
 
3. Construa um gráfico plotando o número de mols de KIO3/L, no eixo Y, versus o 
tempo de reação no eixo X, traçando a melhor curva que se ajuste aos pontos obtidos. 
Qual é a ordem desta reação? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aula n00