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Relatório - Cinética química

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO
Instituto de Ciências Exatas e Aplicadas
Departamento de Ciências Exatas e Aplicadas
Engenharia de Computação
Brenda Lima Rocha
Bruno Cesar Cota Conceição
PRÁTICA V:
cinética química
João Monlevade
2014
Brenda Lima Rocha
Bruno Cesar Cota Conceição
PRÁTICA V:
cinética química
Trabalho apresentado à disciplina de Química, do curso Engenharia de Computação na Universidade Federal de Ouro Preto.
Professora: Jussara Cotta
João Monlevade
2014
INTRODUÇÃO
A Cinética Química estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que podem influenciá-la. O conhecimento e o estudo da velocidade das reações são importantes, principalmente, para a abrangência industrial e é possível vivenciá-las no cotidiano. Por exemplo, quando colocamos um alimento na panela de pressão para cozinhar mais rápido. As reações químicas ocorrem em diferentes velocidades e tem influência não só da temperatura e da pressão, como no exemplo citado, mas também de fatores como catalisadores, superfície de contato e concentração.
O catalisador caracteriza-se como uma substância química que não participa da reação, ele apenas diminui a energia de ativação e aumenta a velocidade da reação. No processo de catálise, a reação é acelerada sem que a composição química de seus reagentes e dos produtos envolvidos, a quantidade de substância produzida e a variação de entalpia sejam alteradas. Se tratando de reações reversíveis, a reação inversa também será acelerada, pois a energia de ativação também será menor.
A área de contato entre os reagentes interfere na velocidade das reações químicas. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas reagindo, maior o número de colisões eficazes e, portanto, aumenta a velocidade da reação. Uma substância mais fragmentada reage mais rápido do que uma substância inteira, já que possui mais moléculas disponíveis para colisões.
Sobre a concentração, sabemos que quanto maior a concentração dos reagentes maior será a velocidade da reação. Para que aconteça uma reação entre duas ou mais substâncias é necessário que as moléculas se choquem, de modo que haja quebra das ligações com consequente formação de outras novas. 
O número de colisões irá depender das concentrações de A e B. As moléculas se colidem com maior frequência se aumentarmos o número de moléculas reagentes. Desta forma é fácil perceber que quanto a maior concentração mais colisões acontecerão entre as moléculas.
OBJETIVOS
Ao realizar o experimento espera-se analisar os fatores que influenciam a velocidade das reações, tais como concentração, superfície de contato e catalisador. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Foram realizados três procedimentos experimentais para analisar as diferentes velocidades quando se tem uma alteração na concentração, a adição de um catalisador à reação e quando existem diferentes tipos de superfície de contato.
Efeito da Concentração
Para o procedimento experimental foram disponibilizados os seguintes materiais: cronômetro, dois tubos de ensaio, três provetas, na concentração 6mol/L e na concentração 0,6mol/L e uma solução de NaS2O3 na concentração 0,1mol/L.
Foram colocados 5mL de NaS2O3 em cada um dos tubos de ensaio, que foram medidos com uma das provetas. Posteriormente, 1,0mL de 6mol/L foram medido em outra proveta e 1,0mL de 0,6mol/L na proveta restante.
Pegou-se as duas provetas de concentrações distintas e, ao mesmo tempo, virou-as cada uma em um tubo de ensaio e deu-se início ao cronômetro. Verificou-se que o tubo de ensaio que recebeu 6mol/L turvou-se primeiro em uma cor amarelada, gastando 26 segundos para esse processo. Enquanto que o tubo que recebeu 0,6mol/L levou 43 segundos (considerou-se um tom de turvação bem próximo para dos dois tubos).
Efeito do Catalisador
Para o procedimento experimental foram disponibilizados os seguintes materiais: cronômetro, três tubos de ensaio, três provetas, grânulos de zinco, H2SO4 na concentração 1,0mol/L, permanganato de potássio e nitrato de potássio.
Em cada tubo de ensaio foram colocados um grânulo de zinco. Mediu-se 1,0mL de ácido sulfúrico em cada proveta e adicionou-se ao tubo de ensaio ao mesmo tempo. Logo após o inicio do desprendimento de bolhas de H2, juntou-se 4 gotas de permanganato de potássio em cada tubo. Em dois dos tubos adicionou-se o nitrato de sódio, servindo como catalisador, e deu-se início ao cronômetro.
Sobre os tubos que receberam o nitrato de sódio, observou-se que, sob pouca agitação do tubo de ensaio a reação durou 19 segundos, enquanto que, sob maior agitação apenas 3 segundos. O tubo restante levaria de 50 a 60 minutos para finalizar a reação.
Efeito da Superfície de contato
Para o procedimento experimental foram disponibilizados os seguintes materiais: cronômetro, balança analítica, dois béqueres de 5mL, uma proveta, na concentração 6mol/L, grânulos de zinco e zinco em pó.
Tarou-se a balança com um béquer dentro, em seguida adicionou-se um grânulo de zinco que pesava 0,1989g. Retirou-se o conjunto, e o outro béquer foi colocado na balança. Pesou-se 0,1984g de zinco em pó.
Acrescentou-se ao mesmo tempo 5,0mL da solução de e deu-se início ao cronômetro. Iniciou-se uma liberação de gás, e após o termino de cada uma observou-se que o béquer que continha o zinco em pó levou 1:37 minutos para liberar todo o gás, enquanto o grânulo de zinco levou 14:45 minutos.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Os resultados obtidos e as discussões deste relatório serão divididos por experimento, ressaltando o que foi observado em cada um.
Efeito da Concentração
Observou-se que ao adicionar ao tiossulfato de sódio, existe uma reação de oxi-redução, onde o enxofre reduz seu Nox de +4 para 0, dada pela equação:
Como o enxofre formado é insolúvel em água, ele provoca uma turvação (Fig. 1) que permite identificar o momento que a reação ocorre.
A explicação para que a reação no tubo de ensaio com mais concentrado ocorresse mais rápido vem da teoria das colisões, que diz que para que a reação aconteça deve haver choques ou colisões entre os átomos dos reagentes. Dessa forma, se aumentarmos a concentração temos uma quantidade maior de moléculas no sistema ocupando um mesmo espaço, o que ocasiona o aumento das colisões para um mesmo tempo, fazendo que seja mais provável de ocorrem choques efetivos. Por isso, a reação acontece primeiro no tubo com maior concentração.
	
Fig. 1: Reação do com o tiossulfato de sódio
Efeito do Catalisador
Nesse experimento, o zinco sofre oxi-redução e o hidrogênio do ácido sulfúrico sofre redução. Ao adicionar as quatro gotas de permanganato de potássio, o hidrogênio volta a se oxidar formando água e o manganês que antes tinha Nox +7 de cor violeta (Fig. 2), passa para Nox +2 se tornando incolor. O processo que demoraria cerca de 60 minutos, ou seja, é uma reação lenta. As equações estão descritas abaixo:
Entretanto, com a adição do nitrato de sódio (catalisador) a energia de ativação¹ reduz, aumentando a velocidade da reação. Isso por meio de ter etapas. A primeira é quando os íons NO3- do KNO3 formados na solução reagem com o H2 e formam NO2- e água. Em seguida, também rápido o NO2- faz com que os íons do MnO4- se reduzam na solução formando íons Mn2+. Como descrito nas equações:
¹A energia de ativação é a quantidade de energia mínima necessária para que a reação ocorra.
Somando as duas etapas rápidas, iremos obter a mesma reação dada pela etapa lenta. Desta forma, substituímos a reação lenta por duas reações rápidas.
Fig. 2: Oxidação do manganês
Efeito da Superfície de contato
Observamos que o hidrogênio sofre uma redução. Ou seja, seu Nox de +1 passa para 0, como mostra a equação: 
Além disso, vimos que ao submetermos, praticamente, uma mesma quantidade de zinco em duas situações diferentes (pó e grânulo) a uma mesma quantidade e concentração de ácido clorídrico, o que interferiu na velocidade
da reação foi o a área de contato disponível para que a reação acontecesse.
Sabe-se que para ocorrer à reação as partículas devem se chocar de modo efetivo, dessa forma, se uma quantidade maior de partículas entrarem em contato, maiores as possibilidades de acontecerem os choques. Sendo assim, no caso do grânulo de zinco apenas as moléculas mais externas irão reagir primeiro (Fig. 3a), e à medida que forem consumidas as mais internas poderão ir reagindo. Isso não acontece com o zinco em pó (Fig. 3b), já que ele se encontra bem fragmentado.
	
	
	Grânulo de zinco
	Zinco em Pó
Fig. 3: Superfície de contato
CONCLUSÕES
A realização dos experimentos permitiu comprovar que a velocidade da reação pode ser alterada. Por meio de três experimentos, percebemos que concentração e superfície de contato quando estão maiores permitem que mais moléculas se colidam e façam com que a reação seja mais rápida. E, também, que no caso do catalisador, por ele reduzir a energia de ativação, o tempo gasto para que a reação aconteça também diminui. Desta forma, conseguimos perceber a as variações de tempo em cada experimento.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ALVES, Lívia. Cinética Química. 
Disponível em: <http://www.mundoeducacao.com/quimica/cinetica-quimica.htm>. Acesso em: 29 jan. 2014.
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Influencia da concentração na velocidade das reações. Disponível em: <http://www.mundoeducacao.com/quimica/influencia-concentracao-na-velocidade-das-reacoes.htm>. Acesso em: 29 jan. 2014.
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Superfície de contato e velocidade das reações. Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/superficie-contato-velocidade-das-reacoes.htm>. Acesso em: 29 jan. 2014.
Catalisador. Disponível em: <http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p6.php>. Acesso em: 
29 jan. 2014.
Fatores que alteram a velocidade das reações químicas. Disponível em: <http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p5.php>. Acesso em: 
29 jan. 2014.
Oxirredução. Disponível em: <http://educar.sc.usp.br/quimapoio/nox.html>. Acesso em: 29 jan. 2014.

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