relatório de cinética química

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA
CAMPUS CUIABÁ – BELA VISTA CURSO TÉCNICO
EM QUÍMICA SUBSEQUENTE
				RELATÓRIO AULA PRÁTICA 02:
“ CINÉTICA QUÍMICA: FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO ” 
Discentes: Ana Regina Da Silva Souza;
Andréia Silva Brito;
Euryellen A. Da Mata Miranda;
Joseanne Cristina França. 
Data da Aula Prática: 12/09/17
CUIABÁ, 2017
	
	INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA
CAMPUS CUIABÁ – BELA VISTA CURSO TÉCNICO
EM QUÍMICA SUBSEQUENTE
	
Relatório aula prática 02:
“CINÉTICA QUÍMICA: FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO”
Relatório de Aula Prática apresentado ao Curso técnico em Química subsequente, no Instituto Federal de Mato Grosso, como parte dos requisitos para a obtenção de nota na Disciplina de Físico-química.
 DOCENTE: Ana Carolina Ribeiro Zanatta 
CUIABÁ, 2017
RESUMO
Uma reação química ocorre quando certas substâncias sofrem transformações em relação ao seu estado inicial. A velocidade das reações químicas depende de uma série de fatores: a concentração das substâncias reagentes, a temperatura, a luz, a presença de catalisadores, superfície de contato. Esses fatores nos permitem alterar a velocidade natural de uma reação química. No presente trabalho foi observado a influência da concentração, da temperatura e do catalizador. Para a influência da concentração: (1° béquer: H2C2O4 (0,13Mol), KMnO4 (0,0084Mol), tempo de reação (57’’26’5)). (2° béquer: H2C2O4 (0,036Mol), KMnO4 (0,0023Mol), tempo de reação (02’’02’77)). (3 ° béquer: H2C2O4 (0,021Mol), KMnO4 (0,0013Mol), tempo de reação (03’’01’08)). Para a influência do catalizador: (1 béquer: (1° etapa) tempo de reação: 02’’33’74). (1 béquer: (2° etapa) tempo de reação: 01’’16’87). (2 béquer: tempo de reação: 15’’18’08). Para a influência da temperatura: (1 béquer: temperatura de 25°C: tempo de reação de: 01’’10’53). (2 béquer: temperatura de 45°C: tempo de reação de 58’88). (3 béquer: temperatura de 55°C: tempo de reação de 44’54).
Palavras chave: concentração, temperatura e catalizador 
INTRODUÇÃO 
Uma reação química ocorre quando certas substâncias sofrem transformações em relação ao seu estado inicial. Para que isso possa acontecer, as ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e devem ser restabelecidas de outra maneira. Não existe uma velocidade geral para todas as reações químicas, cada uma acontece em sua velocidade específica (FONSECA,2001). Algumas são lentas e outras são rápidas, como por exemplo: a oxidação (ferrugem) de um pedaço de ferro é um processo lento, pois levará algumas semanas para reagir com o oxigênio do ar. Já no caso de um palito de fósforo que acendemos, a reação de combustão do oxigênio ocorre em segundos gerando o fogo, sendo assim é uma reação rápida. A velocidade das reações químicas depende de uma série de fatores: a concentração das substâncias reagentes, a temperatura, a luz, a presença de catalisadores, superfície de contato. Esses fatores nos permitem alterar a velocidade natural de uma reação química. (LISBOA,2010)
Concentração de reagentes: O ar é formado por aproximadamente 20% de gás oxigênio, assim, quando queimamos madeira para fazer uma fogueira, há também moléculas de outros gases colidindo e atrapalhando a velocidade da reação. Agora, se colocássemos essa madeira em brasas dentro de um frasco com gás oxigênio puro, a reação processar-se-ia muito mais rapidamente (FONSCECA,2001).
Portanto, com o aumento da concentração de um dos reagentes (oxigênio), a reação ocorreu mais depressa, porque houve o aumento do número de partículas reagentes, aumentando também a quantidade de choques entre elas e a probabilidade de ocorrerem colisões eficazes que resultem na ocorrência da reação (FONSCECA,2001).
Temperatura: Para desacelerar a reação de decomposição dos alimentos, costumamos colocá-los na geladeira, isto é, diminuímos a temperatura. Porém, se quisermos acelerar o cozimento de um alimento, colocamos em uma panela de pressão, que ocasiona temperaturas mais elevadas que o ponto de ebulição da água em condições normais. Isso acontece porque o aumento da temperatura eleva a energia cinética das moléculas, o que faz com que elas fiquem mais agitadas, movimentando-se mais rapidamente. Dessa forma, haverá um maior número de choques efetivos entre suas partículas e a velocidade da reação aumentará (HARTWIG,1999).
Luz: Certas reações, as chamadas reações fotoquímicas, podem ser favorecidas e aceleradas pela incidência de luz. Trata-se de uma reação de fotólise, ou seja, da decomposição de uma substância pela ação da luz. Podemos retardar a velocidade de uma reação diminuindo a quantidade de luz. Exemplo: A fotossíntese, que é o processo pelo qual as plantas convertem a energia solar em energia química, é uma reação fotoquímica (HARTWIG,1999).
Catalisadores: Os catalisadores são substâncias capazes de acelerar a velocidade das reações químicas sem serem consumidos, ou seja, são totalmente regenerados no final do processo.
Por exemplo, um pirulito deixado exposto no ar irá demorar muito tempo para reagir, mas quando colocado na boca, rapidamente ele é consumido. Isso acontece porque existem enzimas no nosso organismo que atuam como catalisadoras, agindo sobre o açúcar e criando estruturas que reagem mais facilmente com o oxigênio (LISBOA,2010).
Em indústrias, o uso de catalisadores é imprescindível para tornar economicamente viável, reações que demoram muito ou que geram poucos produtos.
Os catalisadores conseguem acelerar a reação química porque eles diminuem a energia de ativação, isto é, a energia mínima necessária para que as moléculas colidam de modo eficaz, produzindo o complexo ativado e os produtos. Quanto maior a energia de ativação, mais difícil será para a reação ocorrer. O catalisador permite que a reação ocorra com uma menor energia de ativação, aumentando a sua velocidade (HARTWIG,1999).
Superfície de contato: Um dos fatores para a ocorrência de uma reação é que as moléculas dos reagentes devem colidir de modo efetivo. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas que irão colidir, aumentando também a probabilidade de ocorrerem choques efetivos e, por fim, o aumento da velocidade da reação. Exemplo: os antiácidos efervescentes quando triturados se dissolvem mais rápido em água do que em forma de comprimido inteiro, isto porque a superfície de contato fica maior para reagir com a água (HARTWIG,1999).
Natureza dos reagentes: Reações que ocorrem entre íons geralmente ocorrem mais rapidamente do que as que envolvem moléculas (LISBOA,2010).
OBJETIVOS 
Objetivo geral
Compreender as influências da concentração, temperatura e catalisadores causadas na reação.
Objetivo especifico 
Verificar influência da concentração dos reagentes H2C2O4 e KMnO4;
Verificar a influência temperatura;
Verificar a influência do catalisador.
 MATERIAIS E MÉTODO 
 
Materiais 
Proveta graduada de 100ml 
Proveta graduada de 10ml 
3 béqueres grandes (250ml) 
2 Pipetas graduadas de 5ml 
2 Pipetas graduadas de 10ml 
Tripé para aquecimento com tela de amianto 
Termômetro 
Cronômetro 
Bico de gás (Bunsen) 
Bastão de vidro
Reagentes 
Solução I: H2SO4 5mol/ℓ 
Solução II: H2C2O4 0,5mol/ℓ 
Solução III: KMnO4 0,04mol/ℓ; 
 
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
Prática I: Influência da concentração
1. Com uma pipeta graduada, mediu-se 10ml da solução de H2SO4, transferindo-a para o béquer nº 1;
2. Com outra pipeta limpa, mediu-se 5ml da solução de H2C2O4, adicionando-a ao mesmo béquer;
3. Com uma terceira pipeta, adicionou-se 4ml de solução de KMnO4 a esse béquer, agitando a solução resultante com o bastão de vidro;
4. Anotou-se o tempo de descoramento a partir do instante em que foi adicionado à solução de KMnO4;
5. No béquer nº 2, com uma pipeta graduada, foi adicionado 10ml da solução de H2SO4,5ml da solução de H2C2O4 e 50ml de água destilada, homogeneizando bem.
6. Adicionou-se 4ml de solução de KMnO4 ao béquer, agitando a solução resultante com o bastão de vidro;
7. Anotou-se o tempo de descoramento a partir do instante em que foi adicionado à solução de KMnO4;
8. No béquer nº 3, com uma pipeta graduada, colocou-se 10ml da solução de H2SO4, 5ml da solução de H2C2O4 e 100ml de água destilada, homogeneizando bem com o bastão de vidro;
9. Adicionou-se 4ml de solução de KMnO4 ao béquer, agitando a solução resultante com o bastão de vidro;
10. Anotou-se o tempo de descoramento a partir do instante em que adicionou a solução de KMnO4.
Prática II: Influência do catalisador
1. No béquer nº 1, colocou-se 10ml da solução de H2SO4;
2. Adicionou-se 5ml da solução de H2C2O4 e 50ml de água destilada, homogeneizando bem;
3. Acrescentou-se 4ml da solução de KMnO4, onde foi agitado e seu o tempo de descoramento a partir do instante em que se adicionou a solução de KMnO4 foi anotado;
4. A solução contida no béquer 1 não foi descartada;
5. No béquer nº 2, colocou-se 10ml da solução de H2SO4;
6. Adicionou-se 5ml da solução de H2C2O4, 50ml de água destilada e 5 gotas de solução de MnSO4, homogeneizando bem com o auxílio do bastão de vidro;
7. Acrescentou-se 4ml da solução de KMnO4, agitou-se e anotou-se o tempo de descoramento da solução;
8. No béquer nº 1, colocou-se novamente 4ml da solução de KMnO4, agitou-se e anotou-se o tempo de descoramento a partir do instante em que adicionou a solução de KMnO4.
Prática III: Influência da temperatura
1. Em 3 béqueres numerados 1, 2 e 3, colocou-se 10ml de solução de H2SO4, 5ml da solução de H2C2O4 e 100ml de água destilada;
2. No béquer nº 1, adicionou-se 4ml de solução de KMnO4 e anotou-se o tempo de descoramento a partir do instante em que adicionou a solução de KMnO4;
3. Anotou-se a temperatura;
4. Aqueceu-se a solução do béquer nº 2 (cerca de 20 °C acima da temperatura do béquer n° 1);
5. Adicionou-se 4ml de KMnO4 e agitou-se a solução;
6. Anotou-se o tempo de descoramento a partir do instante em que adicionou a solução de KMnO4;
7. Aqueceu-se a solução do béquer nº 3 (cerca de 30 °C acima da temperatura do béquer n° 1);
8. Adicionou-se 4ml de KMnO4 e agitou-se a solução;
9. Anotou-se o tempo de descoramento a partir do instante em que adicionou a solução de KMnO4.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
5.1 Prática I: Influência da concentração
Cálculos das concentrações (Todas os cálculos envolvidos na experiência relacionados a concentração)
Concentração de H2C2O4:
	
C1 x C2 = C2 x V2
0,5 x 5 = C2 x 19
2,5 = C2 x 19
C2= 2,5 / 19
C2 = 0,13 Mol.
C1 x C2 = C2 x V2
0,5 x 5 = C2 x 69
2,5 = C2 x 69
 C2 = 2,5 / 69 
 C2 = 0,036 Mol.
C1 x C2 = C2 x V2
0,5 x 5 = C2 x 119 
 2,5 = C2 x 119 
 C2 = 2,5 / 69
 C2 = 0,021 Mol.
Concentração de KMnO4:
C1 x C2 = C2 x V2
0,04 x 4 = C2 x 19
 0,16 = C2 x 19
 C2= 0,16 / 19
 C2 = 0,0084 Mol.
C1 x C2 = C2 x V2
0,04 x 4 = C2 x 69
 0,16 = C2 x 69
 C2= 0,16 / 69
 C2 = 0,0023 Mol.
C1 x C2 = C2 x V2
 0,04 x 4 = C2 x 119
 0,16 = C2 x 119
C2= 0,16 / 119
C2 = 0,0013 Mol.
Conforme a tabela abaixo (tabela 1) observou-se que com o aumento da concentração de um dos reagentes, a reação ocorreu mais depressa, porque houve o aumento do número de partículas reagentes, aumentando também a quantidade de choques entre elas.
Tabela 1: Dados da influência da concentração.
	Béquer 
	Solução l (mL)
	Solução ll (mL)
	Solução lll (mL)
	Água destilada (mL)
	Tempo de reação
	[H2C2O4]
	[KMnO4]
	1
	10
	5
	4
	-
	57’’26’5
	0,13Mol
	0,0084Mol
	2
	10
	5
	4
	50
	02’’02’77
	0,036Mol
	0,0023Mol
	3
	10
	5
	4
	100
	03’’01’08
	0,021Mol
	0,0013Mol
5.2 Prática ll: Influência do catalisador
Conforme observado na tabela abaixo (tabela 2) o catalisador KMnO4 aumentou a velocidade da reação, diminuindo a energia de ativação, sem que ele sofresse uma variação química permanente no processo.
 Tabela 2: Dados da influência do catalizador.
	Béquer
	Solução l (mL)
	Solução ll (mL)
	Solução lll (mL)
	Solução lV (gotas)
	Água destilada (mL)
	Tempo de reação
	1 (1°etapa)
	
10
	5
	4
	-
	50
	02’’33’74
	1 (2°etapa)
	-
	-
	4
	-
	-
	01’’16’87
	2
	10
	5
	4
	5
	50
	15’’18’08
5.3 Prática lll: Influência da temperatura
Conforme observado na tabela abaixo (tabela 3) quanto maior a temperatura maior a velocidade das reações, porque ocasionará o aumento do grau de agitação das moléculas, fazendo com que a reação ocorra mais rapidamente.
Tabela 3: Dados da influência da temperatura.
	Béquer
	Solução l (mL)
	Solução ll (mL)
	Solução lll (mL)
	Água destilada (mL)
	Aquecimento
	T (ºC)
	Tempo de
Reação
	1
	10
	5
	4
	100
	-
	25
	01’’10’53
	2
	10
	5
	4
	100
	20
	45
	58’88
	3
	10
	5
	4
	100
	30
	55
	44’54
6. CONSIDERAÇÕES FINAIS 
A final deste relatório concluiu se que quanto maior o número de partículas de reagentes por unidade de volume, isto é, quanto maior a concentração, maior será a probabilidade de haver colisão efetiva entre as partículas onde será maior a taxa de desenvolvimento da reação. A temperatura é uma medida da agitação térmica das partículas de uma substância, um aumento de temperatura em uma solução representa diretamente um aumento da agitação dessas partículas, onde agitando se mais rápido e intensamente as partículas colidirão com maior frequência e violência, o que acarretará um aumento na taxa de desenvolvimento da reação da solução. Na solução onde foi feito com Catalisadores houve uma participação da formação do complexo ativado fazendo com que os reagentes necessitem de uma energia de ativação menor para atingir o estado almejado, aumentando a forma da taxa de desenvolvimento da reação. Todo catalisador possui em comum características como a Ação catalítica onde só é possível quando existe afinidades químicas entre os reagentes, isso significa que não há catalisador que faça ocorrer uma reação não espontânea. Se a reação for reversa os produtos reagem entre si formando novamente os reagentes. A adição de uma catalisador irá aumentar igualmente as taxas de desenvolvimentos das reações direta e inversa.
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁficas
FONSECA, Martha Reis. Completamente Química: Físico-Química. Vol ll. São Paulo. Editora: FTD, 2001.
HARTWIG, D.R.; SOUZA, E.; MOTA, R.N. Química 2- Físico-química. São Paulo: Ed. Moderna, 1999. 
LISBOA, J.C.F. Química, 2° ano: ensino médio. São Paulo: Ed. SM, 2010. Páginas: 117 a 125.
 
PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. C. Química na abordagem do cotidiano. Vol. 2. 2 ed. São Paulo: