Determinação da velocidade de reação

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1 - INTRODUÇÃO
A velocidade de reação também chamada de cinética química serve para determinar a velocidade de uma reação por meio das concentrações molares (molaridade) dos reagentes. Na expressão da velocidade o reagente é elevado ao seu respectivo expoente ou ordem. Cada reação possui sua energia de ativação, que é a energia mínima que os reagentes precisam para que inicie a reação química. Esta energia mínima é necessária para a formação do complexo ativado. Quanto maior a energia de ativação mais lenta é a reação porque aumenta a dificuldade para que o processo ocorra. Quanto menor a energia de ativação menor a “barreira” de energia, mais colisões efetivas e, portanto, uma reação mais rápida.
 A velocidade de reação depende de diversos fatores para acontecer, como: superfície de contato, concentração dos reagentes, temperatura, presença de catalisadores. Estes fatores permitem que seja alterado o estado natural da reação química. 
Temperatura: O aumento da temperatura do meio reacional faz com que a energia cinética das espécies químicas reagentes se eleve o que ocasiona uma aceleração na quebra de ligações e a formação de novas moléculas. Uma elevação da temperatura aumenta a velocidade de uma reação porque aumenta o número de moléculas dos reagentes com energia superior à de ativação.
Concentração de reagentes: Com o aumento da concentração de reagentes, há um aumento na taxa de desenvolvimento, ou seja, na sua velocidade. Isso ocorre, pois com o aumento de partículas confinadas em um espaço, há também o aumento de choque entre as moléculas ocasionando maior probabilidade de ocorrer colisões elásticas, aumentando a energia interna da reação.
Catalisadores são substâncias que permitem acelerar uma reação sem serem consumidas. O catalisador não modifica o equilíbrio da reação, mas permite atingi-lo mais rapidamente, pois ele modifica o mecanismo da reação, executando-o em uma sequência de etapas cujas energias de ativação são todas bem inferiores à da reação não catalisada. Normalmente, apenas uma quantidade muita pequena de catalisador é usada e pode transformar uma quantidade ilimitada de reagentes. Além de catalisadores e por meio da ativação térmica, há outras formas de acelerar a reação como a ativação elétrica, esta pode ser feita por dois processos: descarga e eletrólise. A descarga pode ser arco, faísca, descarga condensada etc. A eletrólise consiste na aplicação de uma corrente elétrica que provoca reações ao atravessar líquidos ionizados, soluções de eletrólitos ou de sais fundidos. 
 Figura 1.1- O efeito da presença de catalisador numa reação.
2- OBJETIVO 
Objetivou-se nesta prática verificar a influência de fatores como a concentração dos reagentes, temperatura da solução e a utilização de catalisador na velocidade da uma reação química.
3- MATERIAIS
Erlenmeyers; Pipetas graduadas; Suporte universal; Garra metálica; Bico de Bunsen; Termômetro; Conta-gotas; Cronometro; Etiquetas; Tripé; Tela de amianto; Pinça metálica; Água destilada; Proveta; Solução de KMnO4; Solução de H2SO4; Solução de H2C2O4 e MnSO4.
4- PROCEDIMENTOS
Experimento 1 – Influência da concentração dos reagentes.
Para o início dos procedimentos enumerou-se um Erlenmeyer de 250,0 mL ,limpo e seco, como 1a, e adicionou-se 4,00mL de uma solução de KMnO4, com o auxílio de uma provetagraduada e o reservou. Para o próximo passo, em outro Erlenmeyer (1b) ,com o auxílio de outra pipeta, adicionou-se 10,00 mL de uma solução de 2,5mol/L de H2SO4 e, com auxílio de uma bureta, adicionou-se 5,00mL de solução de 0,50mol/L de H2C2O4. Após esses procedimentos, transferiu-se a solução do frasco 1b para 1a  e anotou-se o tempo total necessário para a completa descolorização da solução. Observou-se e anotou-se o tempo necessário.	
Para os frascos 2a, 3a, 4a e 5ª foram mantidos os 4,00mL de KMnO4 , porém cada erlenmeyer recebeu uma certa quantidade de agua destilada, sendo esta, variável nos frascos. No frasco 2b adicionou-se 10,0mL, para 3b 20,0mL, para 4b 35,0mL e para 5b 50,0mL de água destilada. Por fim, transferiu-se para cada frasco a mesma solução 1b, como foi explicado acima e anotou-se o tempo de descolorização de cada reação. O Erlenmeyer 4ª foi reservado, pois seu conteúdo seria utilizado nos experimentos 2 e 3.
Experimento 2 – Influência da Temperatura.
Foi adotado o resultado obtido para a reação do Erlenmeyer 4 do experimento 1 como o padrão inicial deste experimento, sendo assim, este se tornou o erlenmeyer 1. Estabeleceu-se a temperatura ambiente a qual ocorreu a reação do frasco 1; para isso utilizou-se de um termômetro de Hg. Para os frascos 2 e 3 , as soluções adicionadas foram as mesmas contidas no erlenmeyer 1, seguindo assim os procedimentos listados para o frasco 4 do experimento 1, porém , antes de misturar a solução do Erlenmeyer b contendo H20, H2SO4 e H2C2O4 com cada Erlenmeyer a contendo KMnO4, cada Erlenmeyer b foi aquecido até uma certa temperatura, sendo assim o Erlenmeyer 2 foi aquecido +20oC e o Erlenmeyer 3 aquecido +30oC. Após o aquecimento, bastou-se então seguir os mesmos procedimentos finais do experimento 1.
Experimento 3 – Efeito do catalisador.
Novamente o Erlenmeyer 4 do experimento 1 foi utilizado como padrão para o experimento, sendo assim, este novamente foi etiquetado como Erlenmeyer 1.	Num Erlenmeyer limpo e seco, adicionou-se novamente os 4,00 mL de solução de 0,04mol/L de KMnO4, porém, acrescido agora de 35,0 mL de água destilada e 5 gotas de MnSO4. Tendo executado os procedimentos, enumerou-o como frasco 2a. Em um outro Erlenmeyer (2b), com auxílio de uma pipeta graduada, adicionou-se 10,00 ml da solução de 2,5mol/L de H2SO4 e, com auxílio de uma proveta, 5,00mL da solução de 0,50mol/L de H2C2O4. Após a preparação dos frascos, despejou-se a solução do frasco 2b em 2a e observou-se a descoloração da solução e anotou-se o tempo. Por fim, em um novo Erlenmeyer, 3, foram adicionados os 4,00 mL de KMnO4. Tendo feito isto, utilizou-se a solução do frasco 4 do experimento 1, está fora misturada na solução do frasco anterior. Novamente anotou-se o tempo necessário para o descoramento.
5- RESULTADOS
Tabela 1.1 – Resultados do experimento demonstrando a influência da concentração de MnO-4 na velocidade da reação.
	Erlenmeyer 
	H2SO4 
(2,5 mol/L) mL
	H2C2O4 (0,50 mol/L) mL
	H2O
	KMnO4 (0,04 mol/L) mL
	t(s)
	1
	10,00
	5,00
	-
	4,00
	129,69
	2
	10,00
	5,00
	10,0
	4,00
	221,28
	3
	10,00
	5,00
	20,0
	4,00
	271,47
	4
	10,00
	5,00
	35,0
	4,00
	330,00
	5
	10,00
	5,00
	50,0
	4,00
	360,30
Com os dados da tabela 1.1 viu-se possível a determinação da concentração do íon permanganato, MnO-4 . Sendo assim, com auxílio da equação 1.1, determinou-se está para todos os 5 erlenmeyers, visto que cada um possuía uma quantidade distinta de água destilada.
(equação 1.1)
Erlenmeyer 1
V2 = (4,00 ml KMnO4) + (10,00 ml H2SO4) + (5,00 ml H2C2O4) = 19,00 ml
Erlenmeyer 2
V2 = (4,00 ml KMnO4)+ (10,00 ml H2SO4) + (5,00 ml H2C2O4) + (10,0 ml H2O) = 29,0 ml
Erlenmeyer 3
V2 = (4,00 ml KMnO4 )+ (10,00 ml H2SO4) + (5,00 ml H2C2O4) +(1
20,0 ml H2O) = 39,0 ml 
Erlenmeyer 4
V2 = (4,00 ml KMnO4 )+ (10,00 ml H2SO4) + (5,00 ml H2C2O4) + (35,0 ml H2O) = 54,0 ml 
Erlenmeyer 5
V2 = (4,00 ml KMnO4 )+ (10,00 ml H2SO4) + (5,00 ml H2C2O4) + (50,0 ml H2O) = 69,0 ml
Com as concentrações determinadas, pode-se calcular as velocidades médias das reações de cada erlenmeyer, com auxílio da equação 1.2.
(equação 1.2)
Erlenmeyer 1
Erlenmeyer 2
Erlenmeyer 3
Erlenmeyer 4
Erlenmeyer 5
Tabela 1.2 – Resultados dos cálculos do experimento demonstrando a influência da concentração de MnO-4 na velocidade da reação.
	Erlenmeyer
	[MnO-4]
	t(s)
	v mol/Ls
	1
	8,42.10-3
	129,69
	6,49.10-5
	2
	5,52.10-3
	221,28
	2,49.10-5
	3
	4,10.10-3
	271,47
	1,51.10-5
	4
	2,96.10-3
	330,00
	0,90.10-5
	5
	2,32.10-3
	360,30
	0,64.10-5
Figura2.1 – Gráfico [MnO-4] versus tempo de descoramento da solução.
A partir da figura 2.1, pode-se calcular a velocidade instantânea. Para execução deste, optou-se pelo ponto 2, o qual referia-se aos dados da solução contida no erlenmeyer 2.
Pôde-se também calcular a velocidade média para a reação em um dado intervalo de tempo. Para isto, escolheu-se os pontos 1 e 2, os quais referiam-se aos dados das soluções contidas nos erlenmeyers 1 e 2.
Tabela 1.3 – Resultados do experimento demonstrando a influência da temperatura na velocidade da reação.
	Erlenmeyer 
	H2SO4 (2,5 mol/L) mL
	H2C2O4 (0,50 mol/L) mL
	H2O
	T (°C)
	KMnO4 (0,04 mol/L) mL
	t(s)
	1
	10,0
	5,0
	35
	27,0°C
	4,00
	330,00
	2
	10,0
	5,0
	35
	47,0°C
	4,00
	63,00
	3
	10,0
	5,0
	35
	57,0°C
	4,00
	31,50
A concentração do íon permanganato e as velocidades das reações presentes na tabela 1.4 foram calculadas de modo análogo ao exposto para os dados da tabela 1.2.
Tabela 1.4 – Resultados dos cálculos do experimento demonstrando a influência da temperatura na velocidade da reação.
	Erlenmeyer 
	[MnO-4]
	t(s)
	v mol/Ls
	1
	2,96.10-3
	330,00
	0,90.10-5
	2
	2,96.10-3
	63,00
	4,70.10-5
	3
	2,96.10-3
	31,50
	9,40. 10-5
Tabela 1.5 – Resultados do experimento demonstrando a influência do catalisador na velocidade da reação.
	Erlenmeyer 
	H2SO4 (2,5 mol/L) mL
	H2C2O4 (0,50 mol/L) mL
	H2O
	MnSO4
	KMnO4 (0,04 mol/L) mL
	t(s)
	1
	10,0
	5,0
	35
	 
	4,00
	330,00
	2
	10,0
	5,0
	35
	5 gotas
	4,00
	106,25
	3
	Conteúdo do erlenmeyer 4
	4,00
	121,90
A concentração do íon permanganato e as velocidades das reações presentes na tabela 1.6 foram calculadas de modo análogo ao exposto para os dados da tabela 1.2.
Tabela 1.6 – Resultados dos cálculos do experimento demonstrando a influência do catalisador na velocidade da reação.
	Erlenmeyer 
	[MnO-4]
	t(s)
	v mol/Ls
	1
	2,96.10-3
	330,00
	0,90. 10-5
	2
	2,96. 10-3
	106,25
	2,79. 10-5
	3
	2,76. 10-3
	121,90
	2,26. 10-5
DISCUSSÕES
Os resultados expostos acima fazem referência aos procedimentos feitos para uma mesma reação, a reação do íon permanganato, em meio ácido, com o íon oxalato. Os experimentos foram feitos objetivando determinar as velocidades das reações, para que posteriormente fossem analisados os fatores que influenciam estas. Foi escolhida tal reação uma vez que apenas a solução de íons permanganato apresenta coloração violeta. Logo, as velocidades das reações foram observadas em função do tempo necessário para o descoramento desta. 
Fazendo uma análise sucinta da tabela 1.2, pôde-se notar que conforme aumentou-se a quantidade de água destilada nas soluções, consequentemente diminuindo as concentrações dos reagentes, o tempo para o descoramento aumento, ou seja, as velocidades das reações diminuíram. Sendo assim, pôde-se afirmar que a concentração dos reagentes influencia exponencialmente nas velocidades, logo, quanto maior for esta, menor o tempo para formação dos produtos. Ao aumentar a concentração dos reagentes, aumenta-se a quantidade de moléculas da solução, e consequentemente os choques entre estas, por isso ao diminuir esta, diminui-se a velocidade.
Ao executar o cálculo da velocidade instantânea para dado ponto da figura 2.1, pôde-se notar que esta era igual a velocidade média. Sendo assim, pôde-se comprovar que a derivada de dado ponto da curva da figura 2.1 (concentração do íon permanganato versus tempo de descoramento) fornecia a velocidade média da reação que este referia-se. 
O cálculo da velocidade média para a reação em um dado intervalo de tempo resultou em um valor intermediário aos valores das reações dos pontos escolhidos ( ponto 1: Vm = 6,49.10-5 mol/Ls; ponto 2: Vm = 2,49.10-5 mol/Ls; Vintervalo = 3,17.10-5 mol/Ls). 
 Fazendo uma análise sucinta da tabela 1.4, pôde-se notar que conforme aumentou-se a temperatura das soluções, consequentemente aumentando a agitação das moléculas, o tempo para o descoramento diminuiu, ou seja, as velocidades das reações aumentaram. Sendo assim, pôde-se afirmar que a temperatura da solução influencia diretamente na velocidade, logo, quanto maior for esta, menor o tempo para formação dos produtos. Ao aumentar a agitação das moléculas, aumenta-se também os choques efetivos destas, por isso houve um aumento da velocidade. 
Fazendo uma análise sucinta da tabela 1.6, pôde-se notar que a presença do catalisador, MnSO4, fez com que o tempo para o descoramento da solução diminuísse, ou seja, amentou a velocidade da reação. Sendo assim, pôde-se confirmar que catalisadores são mecanismos que influenciam diretamente nas velocidades. A presença de um catalisador faz com que a energia de ativação necessária para uma reação ocorrer se torne menor, sendo assim, as velocidades são maiores. Não foi adicionado ao erlenmeyer 3 o catalisador MnSO4 todavia, pôde-se notar que a velocidade da reação da solução contida neste fora maior do que a do erlenmeyer 1. Isso se deve ao fato de que: ao adicionar o conteúdo do erlenmeyer 4 do experimento 1 (KMnO4 + H2SO4 + H2C2O4 + H2O) ao erlenmeyer que continha permanganato de potássio e água destilada, a reação foi autocatalisada, ou seja, o catalisador, MnSO4, foi gerado na reação. 
CONCLUSÃO
Pôde-se concluir que as reações químicas ocorreram em diferentes velocidades, sofrendo variações as quais dependeram de fatores como catalisadores, temperatura e concentração dos reagentes. Percebeu-se, como já se esperava, que: quanto maior a temperatura da solução maior a velocidade da reação. O mesmo aplica-se a concentração dos reagentes. A presença do catalisador também aumentou a velocidade da reação, isto foi causado pelo fato de que a presença deste diminuiu a energia necessária para ocorrência desta. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] T.W. Graham Solomons Craig B.Fryhle. Química Orgânica. 10a edição,2012.
[2] LENZI, E.; FAVERO, L.O.B.; TANAKA, A.S.; VIANA FILHO, E.A.; SILVA, M.B. Química geral 
BROWN, T.L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. Química, A Ciência Central. 9ª Edição, São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
 QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
 ENGENHARIA DE PRODUÇÃO - 036
Determinação da velocidade de reação
Acadêmicos, RA:	 
Fabiana Dalla Costa, 102428;
 Geovana Glerian, 105575;
 Nancy Costa, 103618;
 Renan Rossi, 105572. 
Prof. Fabiana Carbonera. 
 MARINGÁ
2017