Relatório de Química Geral - Cinética Química

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RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA
QUÍMICA GERAL
	CURSO
	Engenharia 
	TURMA
	
	DATA
	11/05/2017
	Aluno/
Grupo
	 
	TÍTULO
	Cinética Química – Fatores que influenciam a velocidade das reações.
	OBJETIVOS
	Verificar a influência de catalizador, concentração, área de contato e temperatura na velocidade das reações.
	
	
	INTRODUÇÃO
	
A cinética é o estudo da velocidade na qual as reações químicas ocorrem. Sendo a velocidade a medida da rapidez com que se formam os produtos e se consomem os reagentes. E o mecanismo da reação é a série de etapas que levam os reagentes aos produtos. Baseado na velocidade das reações, temos três categorias para elas: rápidas ou instantâneas, moderadas e lentas.
Há duas maneiras de medir a velocidade da reação A → B. A velocidade na qual o produto é formado e a velocidade na qual os reagentes são consumidos. Como pode ser visto na figura 1.
Figura 1. Gráfico tempo vs quantidade.
Existem alguns fatores que interferem não só nessa velocidade, mas até mesmo na ocorrência dessas reações.
Fatores que interferem na ocorrência das reações:
Contato entre os reagentes: para que as moléculas dos reagentes possam colidir umas com as outras, é necessário que elas entrem em contato.
Afinidade química: para ocorrer uma reação precisa haver afinidade entre as substâncias. Quanto maior a afinidade entre as substâncias, maior será a velocidade da reação.
Teoria das colisões: para que ocorra uma reação química ocorra, as moléculas dos reagentes que entraram em contato devem colidir de modo efetivo. Abaixo é mostrado que nem sempre as colisões entre as moléculas são favoráveis, isto é, resultam na quebra de suas ligações dos reagentes e formação de novas substâncias (produto).
Figura 2. Colisões.
Energia de ativação: Para que as colisões sejam favoráveis e resultem em reação química, é necessário que os reagentes possuam uma energia mínima, que é a energia de ativação. Esta energia é necessária para a formação do complexo ativado, isto é, uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos, onde as ligações dos reagentes estão sendo enfraquecidas e as ligações dos produtos estão sendo formadas. Quanto menor for a energia de ativação, mais rápida será a velocidade com que a reação se desenvolverá. Pode ser representado graficamente, conforme a figura abaixo.
Figura 3. Gráfico de energia de ativação.
Abaixo como fazer os gráficos tanto para reações endotérmicas como exotérmica.
Figura 4. Reações endotérmicas e exotérmicas.
Quatro fatores importantes que afetam as velocidades das reações são:
Temperatura: quando se aumenta a temperatura de um sistema, ocorre também um aumento no número de colisões efetivas. Com esse aumento há mais substâncias reagindo e mais substâncias sendo produzidas, resultando no acréscimo de velocidade da reação como pode ser visto na figura 5.
Figura 5. Efeito da temperatura.
Concentração: quanto maior a concentração dos reagentes maior será a velocidade da reação. Um exemplo é quando pegamos uma amostra de palha de aço e reagimos com ácido clorídrico concentrado e com ácido
Catalisador: São substâncias que, quando presentes, aumentam a velocidade das reações químicas, sem seres consumidos. Os catalisadores encontram “caminhos alternativos”, ou seja, outra rota reacional que apresenta uma menor energia de ativação, como pode ser visto na figura 6.
Figura 6. Com e sem catalisador.
Superfície de contato: um aumento da superfície de contato aumenta a velocidade da reação. Um exemplo é quando dissolvemos um comprimento efervescente triturado: ele se dissolve mais rapidamente do que se estivesse inteiro, isto acontece porque aumentamos a superfície de contato que reage com a água.
Figura 7. Superfície de contato.
	REAGENTES, MATERIAIS E EQUIPAMENTOS
	
8 Tubos de ensaio;
Estante para tubos de ensaio;
Pinça de madeira;
4 Pregos;
Béquer;
Pipeta de Pasteur;
Bico de Bunsen;
Banho Maria;
Espátula;
Ferro em pó;
Água oxigenada;
Permanganato de potássio (KMnO4) 0,005 mol.L-1;
Ácido clorídrico (HCl) 0,6 mol.L-1;
Ácido clorídrico (HCl) 6,0 mol.L-1;
Ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol.L-1;
Tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,5%;
Dióxido de manganês (MnO2).
	PROCEDIMENTOS
	
Experimento 1 – Efeito da temperatura:
Em três tubos de ensaio colocou-se, em cada um, aproximadamente, 5,0 mL de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,005 mol.L-1. Em seguida, adicionou-se 10 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol.L-1 e um prego pequeno de ferro em cada tubo.
1º tubo: deixou-se à temperatura ambiente;
2º tubo: em banho Maria, aqueceu-se a 45°C;
3º tubo: aqueceu-se diretamente na chama do bico de Bunsen.
Observou-se o que ocorreu.
Experimento 2 – Efeito da concentração:
Em dois tubos de ensaio colocou-se aproximadamente 5,0 mL de solução de 0,5% de tiossulfato de sódio (Na2S2O3). Em um dos tubos, adicionou-se, aproximadamente, 1,0 mL de ácido clorídrico (HCl) 6,0 mol.L-1 e ao outro tubo adicionou-se 1,0 mL de ácido clorídrico (HCl) 0,6 mol.L-1. Observou-se o que ocorreu.
Experimento 3 – Efeito do catalisador:
Em um tubo de ensaio, colocou-se, aproximadamente, 5 mL de água oxigenada comercial. Em seguida, adicionaram-se pequenos cristais de dióxido de manganês (MnO2). Observou-se o que ocorreu.
Experimento 4 – Superfície de contato:
Em dois tubos de ensaio, cada um contendo aproximadamente 5 mL de solução ácido clorídrico (HCl) 6,0 mol.L-1. Em um dos tubos adicionou-se, aproximadamente, 0,5 g de ferro em pó e ao outro um prego pequeno de ferro. Observou-se o tempo de reação de cada uma das soluções.
	RESULTADOS e DISCUSSÃO
	
Experimento 1 – Efeito da temperatura:
O primeiro tubo, à temperatura ambiente, não ocorreu reação alguma. O segundo tubo de ensaio foi deixado em banho Maria a 45°C, tendo uma reação mais lenta, clareando aos poucos. O terceiro tubo foi aquecido no bico de Bunsen até que ocorresse a reação. Esta ocorreu bem mais rápida em relação ao segundo tubo, quando atingiu uma temperatura mais elevada, ou seja, muito acima de 45°C, começou-se a surgir bolhas e então deixou ferver, até que mudasse a cor, depois esperou esfriar, até chegar à temperatura ambiente. Sendo assim, quanto maior a temperatura mais rápida ocorre à reação.
Equação química da reação: 2KMnO4 (aq) + 5 H2 (g)+ 3H2SO4(aq) → 2MnSO4(aq)+ K2SO4(aq)+ 8H2O(l)
Experimento 2 – Efeito da concentração:
No tubo onde continha 1,0 mL de HCl 6,0 mol.L-1 ocorreu uma reação mais rápida por ter uma maior concentração, assim, obtendo uma cor mais rápido em relação ao tubo onde continha 1,0 mL de HCl 0,6 mol.L-1, sendo essa cor mais escura e concentrada. No tubo onde continha 1,0 mL de HCl 0,6 mol.L-1 ocorreu uma reação mais lenta, aos poucos foi acontecendo, porém obteve uma cor mais clara por ter uma concentração menor.
Equação química da reação: Na2S2O3(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl (aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s)
Experimento 3 – Efeito do catalisador:
A reação ocorreu imediatamente, diminuindo a energia de ativação e acelerando o processo. Enquanto conter água oxigenada comercial, o catalisador vai agir, até que só tenha água, sendo esta à função do dióxido de manganês como catalisador nessa reação.
Experimento 4 – Superfície de contato:
O tubo de ensaio que continha em torno 0,5 g ferro em pó, reagiu primeiro criando bolhas, porque a superfície de contato é maior. O tubo de ensaio que continha um prego de ferro reagiu pouco depois em relação ao que continha ferro em pó, criaram-se bolhas também, mas tem uma superfície de contato menor.
Equação química da reação: Fe(s) + 2HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)
	CONCLUSÃO
	
Neste experimento foi concluído que a temperatura, a concentração, os catalisadores e a superfície de contato influenciam a velocidade das reações. Quanto maior a temperatura, a concentração e a superfície, e o uso de catalizador mais rápido é a reação. 
	REFERÊNCIAS
	
AQUINO, Kátia. Cinética Química. Disponível em: <https://www.ufpe.br/cap/images/quimica/katiaaquino/2anos/aulas/cineticaquimica.pdf> Acesso em: 12 de maio de 2017.
FOGAÇA, Jennifer. Condições para a ocorrência de reações químicas. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/condicoes-para-ocorrencia-reacoes-quimicas.htm> Acesso em: 12 de maio de 2017.
FOGAÇA, Jennifer. Introdução a Cinética Química. Disponível em: <http://manualdaquimica.uol.com.
br/fisico-quimica/introducao-cinetica-quimica.htm> Acesso em: 12 de maio de 2017.
SOUZA, Líria Alves de. Cinética Química. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/
quimica/cinetica-quimica.htm> Acesso em: 12 de maio de 2017.
WHITE, David P. Cinética Química. Disponível em: <http://www.fqm.feis.unesp.br/docentes/newton_
dias/Cinetica_quimica.pdf> Acesso em: 12 de maio de 2017.