Relatorio de Cinética Química

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS – UFMG
DEPARTAMENTO DE QUIMICA
QUIMICA GERAL EXPERIMENTAL 
RELATÓRIO
CINÉTICA QUÍMICA 
Belo Horizonte
2017/1
INTRODUÇÃO
O conceito de velocidade pode ser aplicado às reações químicas: reações em que o produto é formado poucos instantes após a mistura dos reagentes são classificados como rápidos, a explosão de dinamite e a reação entre oxigênio e hidrogênio são exemplos de reações de alta velocidade. Já as que o produto demora a ser formado após a mistura dos reagentes são classificadas como lentas, temos como exemplo a oxidação do ferro que pode levar anos para ocorrer.
No cotidiano de um laboratório ou indústria existem reações que precisam ser realizadas em pouco tempo para seu estudo ou aplicação sejam viáveis, mas também existem reações em que se deseja que ocorram da maneira mais lenta possível, pois elas podem levar a danificação de um certo equipamento, como a corrosão de uma peça metálica, ou a degradação de uma matéria prima.
Existem alguns fatores inerentes às transformações químicas que afetam a velocidade de uma reação química e que podem ser usados para controlar as mesmas. Alguns desses fatores são: a concentração dos reagentes, a temperatura em que a reação ocorre, a natureza dos reagentes e o uso de catalisadores.
OBJETIVO
Estudar os efeitos da concentração e temperatura na velocidade de uma reação, bem como o efeito de catalisadores.
SISTEMAS
SISTEMA I: Efeito da Variação de Concentração: 2IO3 –(aq) + 5HSO3-(aq) + 2H+(aq) I2(aq) + 5HSO4(aq) + H2O(l)
Colocamos 5 tubos de ensaio de 18x150 mm, em um suporte para tubos de ensaio e numeramos os tubos de 1 a 5. Logo após adicionamos 10 ml de solução de KIO3 a 0,01 molL-1 ao tubo número 1; aos demais tubos adicionamos 8, 6, 4 e 2 ml, da mesma solução, respectivamente na ordem crescente de suas numerações.
Adicionamos água destilada nos tubos 2 a 5, de forma que o volume de liquido nos tubos fosse igual ao volume de tubo 1 (10 ml), ou seja, adicionamos 2, 4, 6, e 8 ml de água destilada respectivamente nos tubos 2 a 5. Agitamos todos os tubos para homogeneizar as soluções.
Acrescentamos no tubo 1: 10 ml de solução a 0,04% m/v de NaHSO3 e cronometramos o tempo desde o momento da mistura das substâncias até o inicio do aparecimento da coloração azul.
Repetimos o procedimento descrito acima para os outros 4 tubos utilizando sempre 10 ml de solução de NaHSO3 a 0,04% m/v.
SISTEMA II: Efeito de variação de Temperatura: 2IO3 –(aq) + 5HSO3-(aq) + 2H+(aq) I2(aq) + 5HSO4(aq) + H2O(l)
Colocou em um tubo de ensaio de 18x150 mm, 5ml de solução a 0,01 molL-1 de KIO3. Em outro tubo de mesma dimensões do anterior adicionamos 5 ml de NaHSO3 a 0,04% m/v;
Mediu a temperatura em que os dois líquidos se encontravam com o auxílio de um termômetro analógico. Em seguida adicionamos os 5 ml de NaHSO3 ao tubo com 5 ml de KIO3, e medimos o tempo até o aparecimento da coloração azul;
Repetimos o procedimento acima mais duas vezes, mas com temperaturas diferentes. Colocamos os dois tubos de ensaio contendo os reagentes em um béquer contendo gelo, e esperamos por alguns minutos até que a temperatura dos reagentes atingisse o valor de 14ºC, neste momento misturamos os reagentes e medimos o tempo até os primeiros indícios da coloração azul. Na terceira vez que realizamos a reação deixamos os tubos contendo os reagentes no béquer com gelo até que os mesmos atingissem a temperatura de 3ºC, então misturamos os reagentes e registramos o tempo necessário para o aparecimento da coloração azul.
SISTEMA III: Investigação de possível efeito catalítico: H2O2 H2O + ½ O2.
Colocamos 3 tubos de ensaio em um suporte, enumeramos de 1 a 3 e adicionamos em cada um deles 1 ml de H2O2 a 10 volumes. Em seguida adicionamos 2 gotas de FeCl3 ao tubo numero 1; 2 gotas de CuSO4 ao tubo 2; e 7 gotas de Na2HPO4 e 2 gotas de FeCl3 ao tubo numero 3.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
SISTEMA I:
A reação entre o bissulfito de sódio, NaHSO3 e o iodeto de potássio, KClO3, é uma reação de oxirredução que produz iodo molecular, I2, entre outros produtos. Quando o iodo produzido interage com o amido em que NaHSO3 estava dissolvido, ocorre o aparecimento da coloração azul que nós observamos. 
 Registramos o tempo que cada reação demorou a acontecer e montamos uma tabela, que está logo abaixo:
	TUBO
	Volume de KIO3 (ml)
	Volume de água destilada (ml)
	Volume de NaHSO3 (ml)
	
Tempo (s)
	
	1
	10,00
	0,00
	10,00
	34
	0,03
	2
	8,00
	2,00
	10,00
	49
	0,02
	3
	6,00
	4,00
	10,00
	75
	0,01
	4
	4,00
	6,00
	10,00
	108
	0,009
	5
	2,00
	8,00
	10,00
	240
	0,004
Tabela 1 – tempo de reação em relação ao volume de solução adicionado
A partir dos valores obtidos de tempo fizemos um gráfico de volume de KClO3 utilizado, pela velocidade da reação, que é definida como V=
Como podemos observar o resultado obtido foi excelente, construísse quase uma reta. O que também observamos nesse gráfico o constante aumento da velocidade da reação quando maiores são as concentrações de KIO3.
SISTEMA II:
Nesse sistema a prática foi realizada pelo o professor.
A primeira reação que realizou foi à temperatura ambiente, medimos a temperatura dos tubos contendo os reagentes e os misturamos logo em seguida, registrando o tempo que demorava a aparição da coloração azul. Repetiu o mesmo método descrito acima para outras duas temperaturas a qual submeteu os tubos de ensaio, e com isso montamos uma tabela.
	TUBO
	Temperatura (°C)
	Tempo decorrido (s)
	1
	23,0
	34,25
	2
	14,0
	49,29
	3
	3,0
	59,23
Tabela 2 – Tempo de reação em função da temperatura
Podemos observar na tabela acima que à medida que a temperatura diminui, a reação acontece mais vagarosamente, o que faz todo o sentido com a teoria das colisões entre átomos, pois com uma temperatura menor, menor seria o número de colisões, também percebemos que essas modificações na temperatura causam uma variação exponencial no tempo da reação.
SISTEMA III:
No tubo 1 verificamos que havia uma grande quantidade de bolhas se desprendendo doa liquido; no tubo 2 também verificamos o desprendimento de colhas do líquido só que em quantidade bem menor; no tubo 3 houve desprendimento de bolhas semelhantes ao tubo 2.
	Tubo 
	Solução a ser adicionada 
	Volume a ser adicionado 
	Observações 
	
1
	
FeCl3
	
2 gotas 
	Aumento da temperatura
Liberação de O2 em alta quantidade 
Alteração de cor
	2
	CuSO4
	2 gotas 
	Diminuição da temperatura 
Liberação de O2 em pequena quantidade 
	
3
	Na2HPO4
+
FeCl3
	7 gotas 
2 gotas 
	Liberação de O2 ao acrescentar FeCl3
Drástica redução de liberação de O2, ao acrescentar Na2HPO4.
Diminuição da temperatura 
Tabela 3 – Tempo de reação em função de catalisadores
A partir do observado no tubo 1 temos que o FeCl3 é um possível catalisador na decomposição da água oxigenada, pois, ele acelerou o desprendimento de gás oxigênio do tubo 1. O FeCl3 é um composto que se dissocia, portanto temos que ou íon Fe3+ ou o Cl- atua como catalisador.
No tubo 2 o peroxido de hidrogênio estava em contato com CuSO4, que se encontrava dissociado em Cu2+ e SO4-, notamos que o número de bolhas se desprendiam do liquido era muito menor em comparação ao tubo 1, logo entendemos que houve um aceleramento na velocidade da reação, mas não tão significante quanto a solução de FeCl3.
No terceiro tubo adicionamos o FeCl3 e depois o Na2HPO4; o Na2HPO4 se dissocia em Na+ e HPO42-, o radical HPO42- teve como função reagir com Fe3+ formando um precipitado, como isso não haveria ferro dissolvido na solução, então o único íon que poderia aumentar a velocidade da reação de decomposição do peroxido de hidrogênio seria Cl-, como o desprendimento de bolhas do tubo 3 foi igual a do tubo 2, e o resultado desses tubos foram memores que do tubo 1, temos que o íon Fe3+ é o responsável pelo aumento no desprendimento debolhas do tubo 1, ou seja, ele é o catalisador da decomposição da água oxigenada. 
CONCLUSÃO
As reações químicas estão sujeitas a efeitos físicos e químicos externos, estes por sua vez podem aumentar ou diminuir a velocidade de uma reação, logo podemos usá-los a nosso favor para controlarmos reações mais delicadas ou aceleramos reações lentas, ambas condições que afeta uma reação química pode e é uma ótima ferramenta para o controle de um sistema, dos fenômenos estudados percebemos que a velocidade da reação é diretamente proporcional a concentração dos reagentes e a temperatura. Além disso, verificamos qual era o íon responsável pela aceleração da transformação química. 
BIBLIOGRAFIA
Apostila Química Experimental UFMG – 2017.
VOGEL, Arthur Israel; “Química analítica qualitativa” 5ª Edição. Editora Mestre Jou, São Paulo (1981).
ATIKINS, Peter e JONES, Loreta; “Princípios da Química”, 5 Edição, 2012.
DEMICHELI, Peres Cynthia. “Praticas de Química Geral”, Universidade Federal de Minas Gerais, edição 2006.