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Relatório Cinética

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RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
QUÍMICA GERAL 
 
	CURSO 
	Engenharia
	TURMA 
	3139
	DATA 
	15/05/2017 
	GRUPO 
	
Alexsandra Araujo Soares Mendes
Felipe Galdino de Azevedo 
Jonathan Mendes Cansian
Phiêtra Luíza Pereira de Araujo
	TÍTULO 
	Cinética química fatores que influenciam a velocidade das reações.
	OBJETIVOS 
	Analisar a ação do catalizador, concentração, área de contato e temperatura na agilidade das reações.
 	 
	INTRODUÇÃO 
	A velocidade das reações químicas é uma área estudada pela Cinética Química. Esse estudo é importante porque é possível encontrar meios de controlar o tempo de desenvolvimento das reações, tornando-as mais lentas ou mais rápidas, conforme a necessidade.
Alguns dos fatores que interferem na velocidade das reações são:
Temperatura: um aumento na temperatura provoca um aumento na velocidade das reações químicas, sejam elas endotérmicas ou exotérmicas, pois isso faz com que se atinja mais rápido o complexo ativado;
Concentração: um aumento na concentração dos reagentes acelera a reação, pois haverá um maior número de partículas dos reagentes por unidade de volume, aumentando a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas entre elas;
Pressão: Esse fator interfere unicamente em sistemas gasosos. O aumento da pressão aumenta também a rapidez da reação, pois deixa as partículas dos reagentes em maior contato;
Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade com que a reação se processa, pois, conforme explicado nos dois últimos itens, a reação depende do contato entre as substâncias reagentes;
Catalisador: O uso de catalisadores específicos para determinadas reações pode acelerá-las. Essas substâncias não participam da reação em si, pois são totalmente regeneradas ao final dela.
Além desses fatores principais, a natureza dos reagentes e fatores externos como luz e eletricidade podem influenciar a velocidade de certas reações químicas. A natureza do reagente interfere porque quanto maior for o número de ligações dos reagentes que precisam ser rompidas para que a reação ocorra e também quanto mais fortes elas forem, mais lenta será a reação.
	MATERIAIS REAGENTES 
	
Materiais:
Estante para tudo de ensaio
8 tubos de ensaio
4 pregos
Pinça de madeira
Bico de Bunsen
Banho Maria
Reagentes:
Permanganato de potássio (KMnO4) 0,005 mol/L
Ácido clorídrico (HCl) 0,6 mol/L e 6,0 mol/L
Ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol/L
Tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,5%
Dióxido de manganês (MnO2)
Ferro em pó 
	PROCEDIMENTOS 
	
1º Efeito de temperatura na reação:
Em três tubos de ensaio colocou-se com o conta gotas cerca de 5mL de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,005 mol/L, 10 gotas de H2SO4 1,0 mol/L e adicionou-se um prego novo pequeno em cada um dos tubos.
1º tubo: Deixou-se em temperatura ambiente. 
2º tubo: Aqueceu-se à 40-50ºC, em banho-maria. 
3º tubo: Aqueceu-se diretamente na chama do bico de Bunsen.
Em seguida foi anotado os resultados obtidos nos 3 tubos.
2º Efeito da concentração na reação: 
Em dois tubos de ensaio colocou-se com o conta gotas 5,0mL de solução 0,5% de tiossulfato de sódio (Na2S2O3). Em um dos tubos adicionou-se 1,0mL de HCl 6,0 mols/L e ao outro tubo adicionou-se 1,0 mL de HCl 0,6mol/L.
Ocorrendo a seguinte equação química da reação:
Na2S2O3(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s)
3º Efeito de catalizador:
Em um tubo de ensaio colocou-se com o conta gotas cerca de 5 mL de água oxigenada comercial. Em seguida adicionou-se pequenos cristais de MnO2.
Ocorrendo a seguinte equação química da reação:
2H2O MnO2 2H2O + O2
 ------→
4º Superfície de contato:
Adicionou-se em dois tubos de ensaio 5mL de ácido clorídrico 6,0 mols/L. em um dos tubos colocou-se 0,5g de ferro em pó e ao outro um pequeno prego, após agitou-se os tubos e comparou-se os tempos de reação, em seguida anotou-se.
	RESULTADOS E DISCUSSÃO 
	
1º Efeito de temperatura na reação:
O primeiro tubo que foi colocado à temperatura ambiente, não apresentou reação durante o tempo que observou-se o tubo. Porém em algum momento a reação iria ocorrer, lentamente em comparação com os outros tubos por causa da menor temperatura a que foi exposto. No segundo tubo que aqueceu-se à 40-50ºC, em banho-maria, ocorreu a reação depois de aproximadamente 20 minutos. No terceiro tubo aqueceu-se diretamente na chama, ocorreu a reação após aproximadamente 5 minutos.
Obs.: A temperatura influenciou diretamente nas reações, pois quando maior foi a temperatura maior foi a velocidade que a reação ocorreu e quanto menor for a temperatura menor foi a velocidade em que a reação ocorreu isso porque o aumento na agitação das moléculas fez com que eles se movimentassem mais rápido, aumentando a probabilidade de ocorrer colisões efetivas e com maior frequência. Por isso a diferença na velocidade nas reações, devido a diferença de temperatura. E quando houve a reação o tubo, foi quando o permanganato de potássio (KMnO4) em contato com o ferro (prego) liberou hidrogênio e perdeu a coloração violeta, ficando assim incolor.
Fe + H2SO4 FeSO4 + H2(g)
KMnO4(aq) + 5 H2(g) + 3 H2SO4(aq) 2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8 H2O(l)
2º Efeito da concentração na reação:
O tubo com a concentração de 1,0 mL de HCl 6,0 mols/L reagiu primeiro do que o tubo com a concentração de 1,0 mL de HCl 0,6 mols/L ficando assim com a cor amarelada.
Obs.: A concentração de um ou mais reagentes em uma reação influencia na velocidade dessa reação. Ou seja, quanto maior foi a concentração dos reagentes maior foi a probabilidade de ocorrer colisões efetivas entre suas partículas e maior foi a velocidade da reação. Em quanto menor foi a concentração dos reagentes menor foi a probabilidade de ocorrer colisões efetivas entre suas partículas e menor foi a velocidade da reação.
Na2S2O3(aq) +2 HCl (aq) 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s)
3º Efeito do catalisador na reação:
Ocorreu a reação rapidamente da água oxigenada comercial assim que houve a mistura. Isso porque houve a presença de um catalisador, havendo assim uma catálise. Essa decomposição da água oxigenada ocorre no meio ambiente, porém de forma lenta.
Obs.: O dióxido de manganês (MnO2) foi o catalisador da reação, ou seja, ele reduziu a energia de ativação da reação e com isso aumentou a velocidade da reação sem ser consumido. O MnO2 não alterou a quantidade de produtos da reação, mas permitiu que fossem produzidos mais rapidamente.
H2O2(aq) H2O(l) + O2(aq)
4º Superfície de contato:
Houve reação nos dois tubos. Porém a reação ocorreu mais rapidamente e com maior intensidade no tubo que adicionou-se ferro em pó, isso porque suas partículas eram menores então consequentemente houve uma maior superfície de contato.
Obs.: Isso ocorreu porque quanto maior a superfície de contato maior foi a quantidade de partículas que entraram em contato e assim aumentou a probabilidade de ocorrer choques efetivos, aumentando assim a velocidade e a intensidade da reação.
	CONCLUSÕES 
	1º Efeito de temperatura na reação: Concluiu-se que a temperatura influenciou na velocidade das reações, pois quanto maior a temperatura, maior foi a velocidade que a reação ocorreu e vice-versa.
2º Efeito da concentração na reação: Concluiu-se que a concentração do reagente influenciou na velocidade das reações, pois onde o reagente tinha a maior concentração foi onde a reação teve uma maior velocidade, e vice-versa. O que reagiu com maior velocidade foi o tubo com a concentração de HCI 6,0 mol/L.
3º Efeito do catalisador na reação: Concluiu-se que o catalisador dióxido de manganês (MnO2) acelerou a velocidade da reação sem ser consumido.
4º Superfície de contato: Concluiu-se que quanto maior a superfície de contato maior foi a intensidade e a velocidade da reação, que no caso foi o ácido clorídrico (HCI) 6,0 mol/L + ferro em pó.
	REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
	FOGAÇA, Jennifer RochaVargas. “Velocidade das Reações Químicas”.
Brasil Escola. Disponível em <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm>. Acesso em 22 de maio de 2017.

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