RELATÓRIO DE QUIMICA PRÁTICA 09

Prévia do material em texto

Título da Prática 09: RELÓGIO QUÍMICO 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Cinética Química 
Cinética química é a parte da Química que estuda a velocidade das reações. Em geral, as reações 
químicas podem ser rápidas ou instantâneas, moderadas ou lentas. O grau de efetividade e a rapidez com que 
uma reação química se desenvolve dependem basicamente da relação entre a energia de ativação e a 
velocidade de uma reação. Sendo um dos mais significativos benefícios o conhecimento dos detalhes de 
como as variações químicas ocorrem. 
Os fatores que controlam o quão rapidamente as transformações químicas ocorrem incluem: natureza 
dos reagentes e produtos, a concentração das espécies reagentes, o efeito da temperatura e a influência dos 
agentes externos como os catalisadores. 
Algumas reações são naturalmente rápidas ou lentas, dependendo da composição química das 
moléculas ou íons envolvidos, se comparadas sob mesmas condições ambientais, além do estado físico das 
moléculas, pois normalmente a velocidade segue a ordem de velocidade crescente de gases, soluções, 
líquidos puros e sólidos, devido ao aumento da superfície específica; Já a concentração dos reagentes, 
refere-se a probabilidade de encontro de duas moléculas- a reação- dessa forma com o aumento da 
concentração em uma mistura homogênea gerará maior quantidade de choques efetivos; em contrapartida, 
para misturas heterogêneas, a velocidade depende também da área de contato entre as fases. A temperatura 
afeta quase todas as reações químicas, as quais ocorrem mais rapidamente de acordo com o aumento da 
temperatura. Van’tHoff, químico holandês, observou empiricamente que a cada 10ºC de elevação da 
temperatura, a velocidade da reação duplica, criando uma fórmula empírica futuramente melhorada por 
Svantearrhenius ( ) envolvendo a constante da velocidade, energia de ativação, temperatura 
absoluta e constante universal dos gases. E por fim, os catalisadores afetam a velocidade de muitas reações 
devido a diminuição da energia de ativação, diminuindo a velocidade de reação, eles não são consumidos 
durante o curso da reação, portanto não interferem nos produtos, o que é ilustrado no gráfico a seguir: 
 
 
 Universidade Estácio de Sá – Campus Macaé 
Curso: Engenharia 
Civil 
Disciplina: Química Geral Código: CCE 0032 
 
Turma: 3024 
 
Professor (a): Bárbara Diniz Data de Realização: 26/10/2017 
 
Nome do Aluno (a): Patricia Braga Vila 
Nome do Aluno (a): Lucas Valadão da Silva Gomes 
Nº da matrícula: 201202121225 
Nº da matrícula: 201408365391 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A velocidade média de uma reação química é exposta pela fórmula 
. Assim, para determinar a velocidade de uma dada reação química, deve-se medir 
quão rapidamente a concentração de um reagente ou produto variam durante o curso da investigação. Na 
prática, a espécie cuja concentração é mais fácil de acompanhar é determinada a vários intervalos de tempo. 
Na cinética química um conceito fundamental é o de velocidade instantânea. A velocidade 
instantânea pode ser entendida como uma velocidade média calculada em um intervalo de tempo muito 
curto, em torno de um instante de tempo de referência. Pode-se compreender a velocidade instantânea como 
o limite da velocidade média para um intervalo de tempo tendendo a zero, o que matematicamente 
corresponde à derivada da função que descreve a variação da concentração com o tempo. 
. Para obter a velocidade de uma reação em um determinado instante, uma 
maneira é traçar a tangente no ponto correspondente do gráfico de concentração versus tempo. Como se 
pode ver no gráfico abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Do ponto de vista cinético, as reações químicas podem ser classificadas elementares e não 
elementares. Reações elementares são aquelas que ocorrem em uma só etapa e para elas a equação 
estequiométrica traduz perfeitamente o mecanismo pelo qual a reação ocorre. Por exemplo, para a reação 
elementar. Sua velocidade depende do número de colisões das moléculas do reagente A com as moléculas 
do reagente B. Portanto, sua velocidade será proporcional à concentração do reagente A e à concentração do 
reagente B: . Reações não elementares são aquelas que ocorrem por meio de várias etapas 
elementares, cada uma com uma expressão de velocidade própria. Por exemplo, a reação entre o hidrogênio 
e o bromo para formar ácido bromídrico, no estado gasoso: 
 Sendo assim, a ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das potências a que as 
concentrações de reagentes se encontram elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade). 
Consideremos a reação geral: 
aA + bB → cC + dD. A equação da velocidade assume a forma: Velocidade = k[A]α.[B]β. α, β,k 
determinados experimentalmente. 
 A ordem da reação pode representar mudanças na velocidade, tais como na ordem zero em relação a 
um reagente, a alteração da concentração desse reagente não causa alteração na velocidade; em primeira 
ordem em relação a um reagente, se for duplicada a concentração, duplica a velocidade da reação, em ordem 
n em relação a um reagente: se duplicar a concentração aumenta de 2n a velocidade da reação. 
Reação de Landolt 
A reação de Landolt, mais conhecida como Relógio de Iodoé um experimento que fascina quem está 
observando, pois se trata basicamente de duas soluções incolores que se misturam e continuam incolores. 
Porém, após certo tempo, de repente a mistura fica com coloração azul bem escura. 
 
2. OBJETIVO 
 Estudar, experimentalmente, a variação da velocidade de uma reação química em função da 
variação da concentração de um dos reagentes. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES: 
 
 - Tubos de ensaio; 
- Estante para tubos de ensaio; 
- Béqueres de 50 ou 100mL; 
 
 
- Bastão de vidro; 
- Cronômetro; 
- Solução A (4g/L de KIO3) Iodato de potássio; 
- Solução B (0,85g/L de NaHSO3 e aproximadamente 2g de amido). 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Foi colocado em um tubo ensaio 1mL da solução A, e em seguida foi adicionado 9mL de água destilada, e 
foi calculada a concentração da solução do tubo. Em outro tubo de ensaio foi colocado 10mL da solução 
B. Logo após foram misturados os conteúdos dos dois tubos, e agitados constantemente. E com auxílio de 
um cronômetro foi marcado o tempo da reação, que foi identificada pela mudança de coloração da 
mistura. 
Assim com o mesmo procedimento supracitado acima foram repetidos todos ensaios com concentrações 
diferentes. 
Seguem os valores na tabela abaixo: 
Tabela 1: 
Solução A (ml) H20 Destilada (ml) C (g/l) Solução B (ml) Tempo (s) 
1 9 0,8 10 s 
2 8 1,2 10 47 s 
3 7 1,6 10 27 s 
4 6 2,0 10 22 s 
5 5 2,4 10 17 s 
6 4 2,8 10 14 s 
7 3 3,2 10 12 s 
8 2 3,6 10 10 s 
9 1 4,0 10 9 s 
 
 
 
 
 
 
 
CÁCULOS: 
C1 x V1 = C2 X V2 
4g/l x 1mL= C2 x 10 mL 
C2=4/10= 0,8 g/l 
Assim foram feitos todos os demais cálculos que se encontram na tabela 1. 
 
5. CONCLUSÃO 
 Após várias misturas da solução A com a solução B chegamos à conclusão de que 
quanto maior a concentração de um reagente, maior será sua velocidade de reação. Esse 
acontecimento das reações se deve a vários fatores termodinâmicos e cinéticos, e as 
condições básicas e necessárias para que essa ocorra são: Afinidade química, o contato com 
os reagentes e o choque bem orientado. Com orientação favorável, a colisão pode ser 
efetiva, permitindo que ocorra a reação Química. Os principais fatores que influenciam na 
velocidade das reações são a energia de ativação, a pressão, a temperatura, a superfície de 
contato, a presença de catalisadores, a natureza e concentraçãodos reagentes 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
 Cinética Química: Disponível em: 
<https://pt.wikipedia.org/wiki/Cin%C3%A9tica_qu%C3%ADmica> Acesso em 06/11/2017. 
Calculando Soluções: Disponível em: 
< http://www.professoraangela.net/documents/calculando_solue7f5es.html> Acesso em 06/11/17.