Cinética Química UFMG

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Universidade Federal de Minas Gerais
Departamento de Química
Química Geral Experimental
Prática 4: Cinética Química
Turma: Farmácia 
	Introdução:
Cinética Química é o ramo da química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. Estuda ainda a possibilidade de controlar essa velocidade, tornando as ações mais rápidas ou mais lentas, com base no mecanismo das reações. Existem reações que são muito rápidas e ocorrem em frações de segundos, enquanto outras são muito lentas, às vezes demoram séculos, como a formação do petróleo e a degradação natural do lixo. 
	Para que ocorra uma reação química, devemos levar em consideração que os reagentes devem entrar em contato e que entre eles existe uma afinidade química. Para o contato dos reagente é bom entender a Teoria das Colisões: teoria que define que os átomos das moléculas dos reagentes estão sempre em movimento gerando muitas colisões (choques). Parte destas colisões aumentam a velocidade da reação química. Quanto mais choques com energia e geometria adequada houver, maior a velocidade da reação. 
	Não basta, porém, que a colisão entre as partículas dos reagentes ocorra numa orientação favorável para que ela seja efetiva, quer dizer, para que as reações entre os reagentes sejam rompidas e novas reações sejam formadas, dando origem aos produtos. Para que a colisão seja efetiva, é também necessário que os reagentes adquiram uma quantidade de energia mínima, característica de cada reação, chamada de energia de ativação.
	Diversos fatores podem influir na velocidade das reações químicas tornando-as mais rápidas ou mais lentas e dentre eles podemos citar :
- Temperatura: um aumento de temperatura aumenta a velocidade de reações químicas exotérmicas e endotérmicas, embora favoreça mais intensamente as reações endotérmicas;
- superfície de contato: quanto maior a superfície de contato dos reagentes envolvidos, maior a velocidade da reação e vice-versa);
- Pressão: um aumento de pressão num sistema em reação implica um contato maior entre os reagentes, possibilitando um maior numero de colisões e consequentemente a velocidade se torna maior;
- Concentração: Se aumentamos a concentração de reagentes , aumenta o número de moléculas dos reagentes, aumentando o número de colisões e aumentando também a velocidade da reação.
- Catalisador: é uma substância química que não participa da reação química. Diminui a energia de ativação e aumenta a velocidade da reação. O catalisador acelera a reação mas não altera a composição química dos reagentes e produtos envolvidos. A quantidade de substância produzida na reação não se altera com o uso de catalisadores. Se a reação for reversível, a reação inversa também será acelerada, pois sua energia de ativação também terá um valor menor. 
O catalisador não altera a variação de entalpia.
- Inibidores: são substâncias, que ao contrário dos catalisadores, aumentam a energia de ativação e como consequência diminuem a velocidade da reação química. Pode ser chamado também de veneno de catalisador ou anticatalisador. Antigamente era chamado de catalisador negativo.
	Toda essa teoria será importante para o entendimento da aula prática em questão e da cinética química das reações. 
2-Objetivos: 
Nesse experimento podemos estudar os efeitos da concentração e temperatura na velocidade de reação, bem como o efeito de catalisadores.
3-Parte Experimental:
Materiais utilizados 
	Tubos de ensaio 18 x 50 mm e 12x 120 mm
	Pipetas graduadas de 10 mL
	Béquer de 50 mL e 250 mL
	Conta-gotas
	Suporte para tubos de ensaio
	Termômetro
	Cronômetro
	Pró pipeta ou pêra
	Frascos de resíduos
Reagentes e Indicadores
	Solução 0,01 mol/L de KIO3
	Solução 0,04% m/v de NaHSO3 em dispersão de amido
	H2O2 10 volumes
	Solução de FeCl3 0,5 mol/L
	Solução de CuCl2 0,5 mol/L
	Solução de Na2HPO4
Procedimento experimental 
Efeito da concentração na reação:
2 IO3- (aq) + 5 HSO3-(aq) + 2 H+(aq) → I2(aq) + 5 HSO4-(aq) + H2O(l)
	Em um suporte para tubos de ensaio, colocou-se tubos de ensaios limpos;
	Numerou-se os tubos de 1 a 5;
	Ao tubo 1 adicionou-se 10 mL da solução 0,01 mol/L de KIO3;
	Adicionou-se aos demais tubos 8, 6, 4, 2 mL, desta solução, respectivamente na ordem crescente das numerações;
	Adicionou-se, em seguida, no segundo tubo (numero 2), 2 mL de água destilada;
	Prosseguindo em ordem crescente de 2 mL de volume para cada tubo, até o numero 5, o qual recebeu, de forma que após todas as adições, todos os tubos de ensaio ficaram com 10 mL de solução;
	Agitou-se cada tubo para homogeneizar a solução;
	Colocou-se no tubo numero 1, 10 mL de solução a 0,04% m/v de NaHSO3;
	Com o auxilio de um cronômetro, marcou-se o tempo (inclusive os segundos) desde o momento em que se começou a adição da solução de NaHSO3 ate o inicio do aparecimento de uma coloração azul;
	Anotou-se os resultados;
	Repetiu-se o procedimento para os demais tubos de ensaio;
	Construiu-se um gráfico de 1/t (proporcional a velocidade) em função do volume da solução de KIO3.
Efeito da temperatura na reação: 
2 IO3- (aq) + 5 HSO3-(aq) + 2 H+(aq) → I2(aq) + 5 HSO4-(aq) + H2O(l)
	Colocou-se em um tubo de ensaio 5 mL de solução de KIO3;
	Colocou-se em outro tubo de ensaio 5 mL de solução de NaHSO3;
	Mediu-se a temperatura no interior dos tubos (temperatura ambiente) e adicionou-se ao tubo com a solução de KIO3 a solução de NaHSO3;
	Maçou-se o tempo necessário para que a reação se procedesse;
	Observou-se e anotou-se os resultados;
	Repetiu-se o mesmo processo para outra temperatura diferente da ambiente;
	Colocou-se os tubos em banho de gelo para que atingissem a temperatura desejada (5°C);
	Anotou-se os resultados.
Efeito do catalisador sobre a reação: 
H2O2 → H2O + 1/2 O2
	Em um suporte para tubos de ensaio, colocou-se três tubos de ensaio;
	Adicionou-se, com pipeta conta-gotas, cerca de 1,0 mL de água oxigenada a 10 volumes em cada tubo;
	Utilizando outra pipeta conta gotas, adicionou-se no primeiro tubo 2 gotas de FeCl3, no segundo tubo 2 gotas de CuSO4 e no terceiro tubo 6 gotas de NaHPO4 e 1 gota de FeCl3.
	Examinou-se os tubos em conjunto e em separado, observando e anotando a influencia de cada substância adicionada, na velocidade de desprendimento de gás.
4- Análise dos resultados
Procedimento 1
Tempo de reação em relação ao volume de solução adicionada
2 IO3- (aq) + 5 HSO3-(aq) + 2 H+(aq) → I2((aq) + 5 HSO4-(aq) + H2O(l)
	Tubo Numero
	KIO3(mL)
	Água Destilada (mL)
	NaHSO3(mL)
	Tempo decorrido (s)
	1
	10,00 ± 0,05
	0
	10,00 ± 0,05
	42,79 ± 0,1
	2
	8,00 ± 0,05
	2
	10,00 ± 0,05
	54,91 ± 0,1
	3
	6,00 ± 0,05
	4
	10,00 ± 0,05
	75,72 ± 0,1
	4
	4,00 ± 0,05
	6
	10,00 ± 0,05
	122,96± 0,1
	5
	2,00 ± 0,05
	8
	10,00 ± 0,05
	246,41± 0,1
Gráfico 1: Relação entre volume de KIO3 e tempo em segundo para mudança de cor da solução (evidência da reação).
Após procedimento verificamos o efeito da concentração na reação. Observamos que a medida que diminuimos a concentração do reagente KIO3 , o tempo para realização da reação aumenta. Logo concluímos que quanto maior a concentração do reagente, menor a velocidade para que a reação ocorra. Isso se deve ao maior número de particulas do reagente que entram em colisão efetivamente, diminuindo a velocodiade da reação. 
Efeito da temperatura na reação:
2 IO3- (aq) + 5 HSO3-(aq) + 2 H+(aq) →I2(aq) + 5 HSO4-(aq) + H2O(l)
Tempo de reação em função da temperatura
	Tubo Número
	Temperatura (°C)
	Tempo decorrido (s)
	1
	25,0 ± 0,5
	53,60 ± 0,1
	2
	15,0 ± 0,5
	66,13 ± 0,1
	3
	5,0 ± 0,5
	87,23 ± 0,1
Neste procedimento avaliamos o efeito da temperatura nas reações. Quanto maior a temperatura, mais rápida a reação acontece o que também está de acordo com a teoria das colisões, pois o aumento
de temperatura das partículas aumenta a energia cinética aumentando a possibilidade de colisões com energia suficiente para que ocorra a reação.
Efeito do catalisador sobre a reação:
H2O2 (l) → H2O (l) + 1/2 O2 (g)
	Tubo Número
	Solução a ser adicionada
	Volume a ser adicionado
	Observações 
	1
	FeCl3
	2 gotas
	Liberação de bolhas 
	2
	CuSO4
	2 gotas
	Liberação de bolhas bem menos intensas, mudança de cor.
	3
	Na2HPO4
FeCl3
	3 gotas
2 gotas
	Não houve liberação de bolhas
	Nesse procedimento verificamos o efeito do catalisador em uma reação. Assim, testamos alguns catalisadores para observar seu poder de atuação em uma reação. No primeiro tubo, adicionamos cloreto de ferro III na água oxigenada, e percebemos que rapidamente apareceram bolhas (liberação de oxigênio). No segundo tubo, adicionamos cloreto de cobre e observamos que esse reagente também provocava um borbulhamento porém menos intenso e com um maior tempo para iniciar em relação ao primeiro tubo. Logo, concluímos que ambos os reagentes catalisaram a decomposição da água oxigenada. 
	Já no terceiro tubo, adicionarmos Na2HPO4 , FeCl3 e observamos que a reação não gerou bolhas. Assim, podemos imaginar que Na2HPO4 e o FeCl3 reagiram formando um composto ( Fe2(HPO4)3 ) que impede a catálise da reação. Esse composto pode ser chamado de ‘veneno’ da reação. O cátion Fe+3, responsável por catalisar a decomposição da água oxigenada, reagiu com o íon HPO4 para formar um precipitado impedindo a catálise da reação. 
Assim temos: 
3 Na2HPO4(aq) + 2 FeCl3 (aq) → Fe2(HPO4)3(aq) + 6 NaCl(aq) 
	
	Assim percebemos que um catalisador funciona, de acordo com a teoria das ligações, formando com os reagentes um produto intermediário de menor energia de ativação facilitando que a reação ocorra,e ainda sendo regenerado no final.
5-Conclusão
	Através dessa aula prática, podemos evidenciar os fatores que afetam a cinética química de uma reação sendo eles: concentração dos reagentes, temperatura e os catalisadores.
	Assim conhecendo tais características e, juntamente com os princípios da estequiometria, podemos determinar as condições ideais para realizarmos uma reação, obtendo o máximo de produto com um menor custo possível, beneficiando por exemplos as industrias químicas. 
6- Referencias Bibliográficas : 
	FONSECA, Martha Reis Marques da; Química; Físico-Quimica; São Paulo; 1992; Editora FTD;
	Apostila de Praticas de Química Geral; UFMG 2016;
	http://www.soq.com.br/conteudos/cinéticaquimica em 04/10/2016