Relatório de Prática nº 3 Cinética Química rev03

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FACULDADE SALESIANA MARIA AUXILIADORA
ENGENHARIA DE PRODUÇÃO COM ÊNFASE EM INSTALAÇÕES MARÍTIMAS
QUÍMICA GERAL
ANA CLARA DAUDT VALE DA SILVA
JOÃO MARCELO RIBAS BARBOSA
LUIZ FELIPE COSTA DE SOUZA
PAULO VICTOR NEVES MACIEL
THAYNARA CRISTINA DA SILVA CRUZ
ATIVIDADE PRÁTICA NÚMERO 3- CINÉTICA QUÍMICA
PROF.ª MSC. GISELLE TARDIN
MACAÉ
2017
LISTA DE TABELAS
TABELA 01 – REAÇÕES DA CINÉTICA QUÍMICA	08
LISTA DE ABREVIATURAS
a - Coeficiente das equações químicas balanceadas (relações estequiométricas)
A - Concentração molar dos reagentes (em mol/l)
b - Coeficiente das equações químicas balanceadas (relações estequiométricas)
B - Concentração molar dos reagentes (em mol/l)
FeSO4 – Sulfato de ferro
g - Gramas
H2O2 – Peróxido de hidrogênio
H2SO4 – Ácido sulfúrico
HCl – Ácido Clorídrico
HOOCCOOH – Ácido oxálico
HSO3- - Ácido sulfuroso
IO3- - Iodato
k - constante cinética (varia para cada temperatura)
KMnO4 – Permaganato de potássio
L – Litro
m - Minutos
mL– Mililitro
MnO2 – Dióxido de manganês
mol – Unidade de medida para quantidade de substância
s - Segundos
S.A. – Solução Aquosa
v - Velocidade da reação química
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO	04
EXPERIMENTO
FINALIDADE	05
REAGENTES EEQUIPAMENTOS	05
EXPERIÊNCIA DE CINÉTICA QUÍMICA	05
EFEITO DA NATUREZA DOS REAGENTES	05
EFEITO DA SUPERFÍCIE DE CONTATO NA VELOCIDADE DA REAÇÃO	06
EFEITO CATALISADOR	06
EFEITO DA VARIAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO	07
RESULTADOS E DISCUSSÃO
RESULTADOS DA EXPERIÊNCIA DE CINÉTICA QUÍMICA	07
REAÇÕES	09
CONCLUSÃO	11
INTRODUÇÃO
A Cinética Química é um ramo da química que estuda quantitativamente a velocidade das reações químicas e os fatores que nela interferem.
Pode-se observar sua influência em processos do dia-a-dia, como na fermentação da massa de pães, formação de ferrugem, combustão de derivados de petróleo e decomposição de alimentos. Nela também se estuda a variação da composição dos estados energéticos com respeito ao tempo. Uma reação pode ser espontânea de acordo com as leis da termodinâmica, mas para saber se ela ocorre ou não, esta deve ocorrer em um intervalo de tempo razoável. Neste caso é imprescindível notar a diferença entre velocidade e espontaneidade.
A maioria dos compostos orgânicos que compõe nossas células não é estável de um ponto de vista termodinâmico e isso prediz que deveria haver uma reação espontânea com oxigênio para produzir dióxido de carbono e água. No entanto, para que isso fosse possível seria necessária a presença de um catalisador, que diminuísse a energia de ativação para a ocorrência da reação. Sem a presença do catalisador ou de outro fator que a acelere, a reação descrita acima é considerada lenta, de acordo com sua velocidade. Existem ainda aquelas que são consideradas intermediárias e as Reações Instantâneas; estas últimas, reações que se desenvolvem em fração de segundo, porém ativadas por uma fonte externa como calor (explosivos) ou sensibilização pela luz (sais de prata em material fotográfico).
Alguns fatores que influenciam na velocidade das reações são:
Energia de Ativação - energia mínima necessária para ativação da reação;
Catalisadores - são capazes de acelerar a reação sem serem consumidos;
Temperatura - aumento de colisões moleculares;
Superfície de Contato – quando o reagente é sólido, a reação ocorre junto à superfície. Com uma superfície maior, há maior a chance de colisões;
Pressão - quando pelo menos um dos reagentes é gasoso, aumento de colisões;
Luz - acelera algumas reações químicas;
Eletricidade - em alguns casos, centelhas elétricas permitem a aceleração;
Lei Cinética – Lei de Guldberg-Waage.
Palavras chave: Cinética, reações, velocidade.
1 - EXPERIMENTO
1.1 FINALIDADE
Verificar alguns fatores que influenciam as velocidades de reações químicas.
	
1.2 REAGENTES E EQUIPAMENTOS
Foram utilizados para tal experimento os seguintes materiais:
Reagentes: Solução aquosa de KMnO4 1 mol/L, solução aquosa de H2SO4 4 mol/L, solução aquosa de FeSO4 0,1 mol/L, solução aquosa de HCL 2 mol/L, solução aquosa de HOOCCOOH 0,1 mol/L, solução aquosa de IO3- 0,02 mol/L, solução aquosa de HSO3-0,02 % (0,2 g de HSO3-, 4,0 g de amido, 5 mL de H2SO4 1 mol/L e água destilada até completar 1 litro de solução), zinco metálico, zinco em pó, H2O2 10 volumes, MnO2 em pó.
Equipamentos e vidrarias: Suporte para tubos de ensaio, tubos de ensaio, pera de sucção, pipeta graduada de 10 mL, pipeta graduada de 1 mL, proveta de 25 mL. 
1.3 EXPERIÊNCIA DE CINÉTICA QUÍMICA
De início, para o início da experiência, enumerou-se os tubos de ensaio de 1 a 11.
1.4 EFEITO DA NATUREZA DOS REAGENTES
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Ao tubo1 pipetou-se 1 mL de solução aquosa de KMnO4 1 mol/L. Em seguida pipetou-se 1 mL de solução aquosa de H2SO4 4 mol/L e, posteriormente, 3 mL de solução aquosa de FeSO4 
0,1 mol/L. Após observou-se e anotou-se o tempo gasto para que a solução de KMnO4 mudasse de cor.
Ao tubo 2pipetou-se 1 mL de solução aquosa de KMnO4 1 mol/L. Em seguida pipetou-se 1 mL de solução aquosa de H2SO4 4 mol/L e, posteriormente, 3 mL de solução aquosa de HOOCCOOH 0,1 mol/L. Após observou-se e anotou-se o tempo gasto para que a solução de KMnO4 mudasse de cor.
Em seguida comparou-se os resultados dos tubos 1 e 2.
1.5 EFEITO DA SUPERFÍCIE DE CONTATO NA VELOCIDADE DA REAÇÃO
Posteriormente pesou-se, em um vidro de relógio, um fragmento de zinco metálico e anotou-se sua massa em gramas (0,19 g). Em seguida transferiu-se o fragmento para o tubo 3, e pipetou-se 2 mL da solução aquosa de HCL 2 mol/L. Observou-se e anotou-se o resultado.
Pesou-se, em um vidro relógio, 0,19 g de zinco em pó. Após transferiu-se o zinco para o tubo 4, e pipetou-se 2 mL de solução aquosa de HCl2 mol/L. Observou-se e anotou-se o resultado.
Em seguida comparou-se os resultados dos tubos 3 e 4.
1.6 EFEITO CATALISADOR
Ao tubo 5 pipetou-se 10 mL de H2O2 10 volumes.
Ao tubo 6 pipetou-se 10 mL de H2O2 10 volumes, e posteriormente, adicionou-se uma pequena quantidade de MnO2 em pó. Observou-se e anotou-se o resultado.
Em seguida comparou-se os resultados dos tubos 5 e 6.
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1.7 EFEITO DA VARIAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO
Ao tubo 7 pipetou-se 10 mL de solução aquosa de IO3- 0,02 mol/L. Em seguida, pipetou-se 10 mL de solução aquosa de HSO3- 0,02% e marcou-se o tempo desde o momento da adição dessa solução até o aparecimento de cor.
Ao tubo 8 pipetou-se 8 mL de solução aquosa de IO3- 0,02 mol/L e 2 mL de água destilada. Em seguida, pipetou-se 10 mL de HSO3- 0,02% e marcou-se o tempo desde o momento da adição dessa solução até o aparecimento de cor.
Ao tubo 9 pipetou-se 6 mL de solução aquosa de IO3- 0,02 mol/L e 4 mL de água destilada. Em seguida, pipetou-se 10 mL de HSO3- 0,02% e marcou-se o tempo desde o momento da adição dessa solução até o aparecimento de cor.
Ao tubo 10 pipetou-se 4 mL de solução aquosa de IO3- 0,02 mol/L e 6 mL de água destilada. Em seguida, pipetou-se 10 mL de HSO3- 0,02% e marcou-se o tempo desde o momento da adição dessa solução até o aparecimento de cor.
Ao tubo 11 pipetou-se 2 mL de solução aquosa de IO3- 0,02 mol/L e 8 mL de água destilada. Em seguida, pipetou-se 10 mL de HSO3- 0,02% e marcou-se o tempo desde o momento da adição dessa solução até o aparecimento de cor.
Em seguida comparou-se os resultados dos tubos 7, 8, 9, 10 e 11.
2 - RESULTADOS E DISCUSSÃO
2.1 RESULTADOS DA EXPERIÊNCIA DE CINÉTICA QUÍMICA
As reações observadas estão descritas na tabela abaixo:
	+
	Tabela 1 - Reações da Cinética Química
	
	Solução 1
	Solução 2
	Tempo Gasto
	Resultado
	Tubo nº 1 - 1 mL de S.A. de KMnO4 1 mol/L
	1 mL de S.A. de H2SO4 
4 mol/L
	3 mL de S.A. FeSO4
0,1 mol/L
	3:00 m 
	Não ocorreu reação aparente 
	Tubo nº 2 -1 mL de S.A. de KMnO4 1 mol/L
	1 mL de S.A. de H2SO4
4 mol/L
	3 mL de S.A. de HOOCCOOH 0,1 mol/L
	32 s / 49 s
	Aos 32 s a solução ficou marrom, aqueceu e desprendeu gás. Aos 49 s asolução ficou incolor, com um precipitado marrom no fundo.
	Tubo nº 3 - 0,19 g de zinco metálico
	2 mL de S.A. de HCl
2 mol/L
	-
	-
	A reação da solução com o metal desprendeu gás.
	Tubo nº 4 – 0,19 g de zinco em pó
	2 mL de S.A. de HCl
2 mol/L
	-
	-
	O zinco em pó aglomerou-se no topo da solução e desprendeu gás.
	Tubo nº 5 – 10 mL de H2O2 10 volumes
	-
	-
	-
	Não ocorreu reação aparente. 
	Tubo nº 6 - 10 mL de H2O2 10 volumes
	Pequena quantidade de MnO2 em pó
	-
	-
	A solução ficou escura, quente e desprendeu gás.
	Tubo nº 7 – 10 mL de S.A. de IO3- 0,02 mol/L
	10 mL de S.A. de HSO3- 0,02%
	-
	30 s
	A solução transparente ficou levemente amarelada.
	Tubo nº 8 - 8 mL de S.A. de IO3- 0,02 mol/L
	2 mL de água destilada
	10 mL de S.A. de HSO3- 0,02%
	35 s
	A solução transparente ficou levemente amarelada.
	Tubo nº 9 - 6 mL de S.A. de IO3- 0,02 mol/L
	4 mL de água destilada
	10 mL de S.A. de HSO3- 0,02%
	40 s
	A solução transparente ficou levemente amarelada.
	Tubo nº 10 - 4 mL de S.A. de IO3- 0,02 mol/L
	6 mL de água destilada
	10 mL de S.A. de HSO3- 0,02%
	52 s
	A solução transparente ficou azul.
	Tubo nº 11 - 2 mL de S.A. de IO3- 0,02 mol/L
	8 mL de água destilada
	10 mL de S.A. de HSO3- 0,02%
	1:46 m
	A solução transparente ficou azul.
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2.2 REAÇÕES
As seguintes reações foram observadas a cada fase do experimento:
No tubo nº 1
5 FeSO4 + 4 KMnO4 + 16 H2SO4  5 Fe(SO4)3 + 4 MnSO4 + 2 K2SO4 + 16 H2O
Não foi observado nenhum efeito óptico ou termodinâmico.
No tubo nº 2
2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 HOOCCOOH 2 MnSO4 + 10 CO2 + 8 H2O + K2SO4
O gás observado foi o CO2, sendo desprendido numa reação rápida, gerando um efeito termodinâmico de liberação de calor (exotérmico). Após toda a liberação do CO2, a solução retorna à temperatura ambiente e precipita MnSO4.
No tubo nº 3
 Zn(s) +  2HCl    ZnCl2  +  H2
Na reação entre o Zinco sólido (em granulados) e o Ácido Clorídrico, observa-se a reação ocorrendo de forma lenta e contínua, com a liberação de Hidrogênio até o consumo total da peça sólida de Zinco.
No tubo nº 4
Zn(pó) +  2HCl    ZnCl2  +  H2
A mesma reação é observada, desta vez com o Zinco colocado em contato com o ácido, mas sob a forma de pó, ou seja, com sua superfície de contato bastante aumentada. O resultado observado foi a reação ocorrendo em uma velocidade bem maior. Quando os grãos de Zinco vão perdendo sua densidade, estes são suspensos pelo Hidrogênio ao topo da solução, até o seu consumo total.
No tubo nº 5
Neste tubo foi colocado somente um dos reagentes (H2O2) para a prática da próxima observação.
No tubo nº 6
H2O2 + MnO2 H2O + O
O Dióxido de Manganês (MnO2) é um catalisador para H2O2. Como apresentado na introdução, catalisadores são substâncias que aceleram as reações químicas sem serem consumidos, portanto, a reação acima poderia ser representada da seguinte forma: 
H2O2 H2O + O
O gás observado foi o Oxigênio, sendo liberado num processo exotérmico e a coloração escura foi devida ao Dióxido de Manganês, que conservou suas propriedades durante todo o processo.
 
No tubo nº 7
2 IO3 + 5 HSO3  5 SO4 + I2 + 3 H + H2O
Segundo o balanceamento, deveria ter sido observado liberação de Hidrogênio no processo. Não foi, no entanto, nada observado ou feita nenhuma anotação.
No tubo nsº 8, 9, 10, 11
IO3 + 3 HSO3 + 3 H2O I + 3 SO4 + 3 H3O
Nesta sequência de experimentos (tubos 8 a 11), a concentração, em mol/l, de IO3 irá diminuir gradativamente (aumentando-se a quantidade de água), enquanto a concentração de HSO3 é mantida. Isto causará uma diminuição gradativa na concentração de Iodo e aumento da concentração do ácido H3O no produto, o que pode ser interpretado pela mudança na variação de coloração. A velocidade da reação pode ser medida proporcionalmente ao tempo de mudança de cor observada (lei de Guldberg-Waage).
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Após a observação das reações acima descritas foi finalizada a experiência de cinética química.
3 - CONCLUSÃO
Através dos experimentos listados na tabela 1, pode-se evidenciar alguns fatores apresentados na introdução deste relatório e testados em laboratório, como influenciadores da velocidade das reações químicas.
Os fatores aqui evidenciados foram:
Energia de ativação: pela natureza dos reagentes no tubo 2, houve uma reação com liberação de energia (exotérmica): a energia dos produtos é menor que a dos reagentes, ou seja, a variação de Entalpia é negativa. Isto prediz uma reação sem a necessidade de uma fonte de energia externa, já que a própria reação fornecerá energia ao meio.
Superfície de Contato: nos tubos 3 e 4 foram utilizados o Zinco em granulado (menor superfície) e em pó (maior superfície), constatando que a velocidade da reação é diretamente proporcional à superfície de contato.
Catalisador: no tubo 5 e 6 foi feito o experimento da liberação de Oxigênio do Peróxido de Hidrogênio, através da presença do catalisador Dióxido de Manganês. Foi constatado que houve a liberação do gás, com liberação de energia térmica, sem consumo do catalisador, que se depositou ao fundo do tubo.
Lei de Guldberg-Waage ou Lei Cinética: Ao diminuir a concentração em mol/l de um dos reagentes (Iodo), mantendo-se a concentração em mol/l de outro reagente (HSO3), altera-se a variável (A) da equação abaixo, o que por sua vez diminui a velocidade da reação.
v = k (A)a . (B)b Lei de Guldberg-Waage
onde:
v : velocidade da reação química
k : constante cinética (varia para cada temperatura)
(A) e (B) : concentrações molares dos reagentes (em mol/l)
a e b : coeficientes das equações químicas balanceadas (relações estequiométricas)
Finalmente, esta sequência de experimentos trouxe o conhecimento prático necessário aplicado à teoria exercitada em sala de aula até o conteúdo final da ementa deste curso de Química Geral, ou seja, Estequiometria.
BIBLIOGRAFIA
ANGELUCCI, Camilo e GODOI, Glauber. Cinética Química. São Cristóvão: CESAD, 2010. p. 8. Disponível em: <http://www.cesadufs.com.br/ORBI/public/uploadCatalago/11400916022012Cinetica_Quimica_Aula_1.pdf>. Acesso em: 30, mai. 2017. 
Nogueira Neto, A.C. Química para o ensino médio: volume único. São Paulo: IBEP, 2005.