Relatório(6) Cinética Química

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Faculdade de Ciências
Departamento de Física
Curso de Bacharelado/Licenciatura em Física
Laboratório de Química Geral e Inorgânica
Prof.ª Bruna Andressa Bregadiolli
Relatório nº: 6
Cinética Química
Autores:
Murillo Rodrigues Silva
Lucas Matheus Augusto
Bauru
2017
1 – Introdução
	A cinética química estuda a velocidade das reações e todos os fatores que a envolvem diretamente ou indiretamente.
	A velocidade média de consumo de um reagente em uma determinada reação é calculada pela variação da concentração (mol/l) ou quantidade (mol) de um reagente pela variação do tempo (s) e a velocidade média de formação de um produto é dada pela variação da concentração (mol/l) ou quantidade (mol) de um produto pela variação do tempo (s).
A partir das velocidades calculadas a partir das fórmulas citadas anteriormente é possível calcular a velocidade da reação a partir dos coeficientes dos reagentes e produtos da reação.
	As velocidades de reação podem variar devido a alguns fatores dentre eles aquele que será observado nesse experimento é a concentração de reagente.
	A lei empírica que relaciona a velocidade de reação com a concentração dos reagentes, dada uma reação hipotética AX + BY + CZ + ... Produtos, é calculada da seguinte forma:
Vr = k.[X]α.[Y]β.[Z]π. ... (4) 
	Onde k é uma constante que depende da reação e é calculada empiricamente.
	Os coeficientes α, β e π são obtidos empiricamente, porém em uma reação elementar eles são iguais aos coeficientes estequiométricos, nesse caso A, B, C, .... Assim, para uma reação elementar ficamos com:
Vr = k.[X]A.[Y]B.[Z]C. ... (5)
(ATKINS, Peter; JONES, Loreta; Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Porto Alegre: Bookman, 2001.)
2 – Objetivos
	Observar o que ocorre com a velocidade de reação ao diminuir a concentração de reagente.
3 – Materiais e Métodos
	3.1 – Materiais
Buretas graduadas;
Béqueres;
Tubos de ensaio;
Cronômetro;
Água destilada;
Solução de H2SO4 0,3 mol/L;
Solução de Na2S2O3 0,3 mol/L.
3.2 – Métodos
	Inicialmente, 6 tubos de ensaio foram, através de uma bureta graduada, preenchidos com 4,00 ml de uma solução de 0,30 mol/l de Ácido Sulfúrico (H2SO4) e mais 6 tubos, numerados de 1 a 6, foram preenchidos com uma solução de 0,30 mol/l de Tiossulfato de Sódio (Na2S2O3) e água conforme descrita a seguir:
	TABELA 1
	Tubos
	*Tiossulfato de Sódio
	*Água
	*Total
	1
	6 ml
	0 ml
	6 ml
	2
	5 ml
	1 ml
	6 ml
	3
	4 ml
	2 ml
	6 ml
	4
	3 ml
	3 ml
	6 ml
	5
	2 ml
	4 ml
	6 ml
	6
	1 ml
	5 ml
	6 ml
Tabela 1. Volumes de Na2S2O3 e Água presente nos tubos de ensaio
	A seguir foram misturados os tubos com ácido sulfúrico com os tubos presentes na tabela e, para cada uma das 6 misturas, foi cronometrado e anotado o tempo que a solução resultante levou para mudar sua coloração.
	Com os tempos de reação foi possível calcular a velocidade de reação. Com os valores das velocidades de reação e a concentração de Na2S2O3 em cada tubo foi feito um gráfico da velocidade versus concentração.
	
4 – Resultados e Discussão
	4.1 - Resultados
	A seguir são mostradas nas tabelas 2 e 3 e o gráfico da velocidade versus concentração.
	Tabela 2
	TUBOS
	VOLUMES (ml)
	T (s)
	
	Na2S2O3
	H2O
	TOTAL
	
	1
	6,00
	0,00
	6,00
	8,94
	2
	5,00
	1,00
	6,00
	9,94
	3
	4,00
	2,00
	6,00
	13,43
	4
	3,00
	3,00
	6,00
	14,28
	5
	2,00
	4,00
	6,00
	20,47
	6
	1,00
	5,00
	6,00
	21,12
Tabela 2. Tempos de reação para cada um dos tubos misturados com 4 ml de H2SO4
	Tabela 3
	Número de mols de Tiossulfato de Sódio *10-3
	Velocidade de Reação (mol/s) *10-5
	Concentração de Tiossulfato de Sódio (mol/l) *10-2
	
	
	
	1,8
	20,13
	30
	1,5
	15,09
	25
	1,2
	8,94
	20
	0,9
	6,30
	15
	0,6
	2,93
	10
	0,3
	1,42
	5
Tabela 3. Resultados dos cálculos dos valores que serão utilizados no gráfico.
	4.2 – Discussão
	Com a diminuição da concentração de Na2S2O3 o tempo de reação continuou sempre a diminuir o que vai de acordo com a equação, isso pode ser explicado devido ao aumento de choques entre as moléculas dos reagentes da solução final.
	A mudança de coloração da solução final de transparente para branco ocorre devido à formação de Sulfato de Sódio (Na2SO4) que é um pó branco. A reação entre o Ácido Sulfúrico e o Tiossulfato de Sódio é apresentada a seguir:
Na2S2O3(l) + H2SO4(l) Na2SO4(s) + H2S2O4(l) Na2SO4(s) + 2HSO4(l) 
	A curva do gráfico entre velocidade de reação versus concentração apresentou comportamento semelhante ao esperado. Ao observar a equação (4) pode-se ver que ao diminuir a concentração de um reagente n vezes, a velocidade cai nα vezes (sendo α um número hipotético >1), isso explica o comportamento observado no gráfico plotado com os valores obtidos experimentalmente.
	O gráfico a seguir mostra a curva da velocidade de reação em função da concentração.
5 – Conclusão
Essa prática nos permitiu identificar, durante a realização dos experimentos, a influência da concentração dos reagentes na velocidade das reações. Percebemos que quanto maior a concentração de Tiossulfato de Sódio na solução com Água, maior é a velocidade de reação.
6 – Referências
	(ATKINS, Peter; JONES, Loreta; Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Porto Alegre: Bookman, 2001.)