Relatorio Cinética

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UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ
 Química Geral
Cinética 
Turma: 3012
Professora: Tatiany Fortini
Aluno: Luana Sampaio Damaceno Aluno: Rafael Alves Vendas
Matrícula: 201401348866 Matrícula: 201409087352
Aluno: Walbert Moraes 
Matrícula: 201401016502
Aluno: Chrisnanda Rocha 
Matrícula: 201308169205
 Nome: Jaqueline da Silva Borba
 Matricula: 201505448166
Macaé 2016
Capítulo 1- Introdução
A Cinética Química estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam.
O conhecimento e o estudo da velocidade das reações são muito importantes em termos industriais, e também estão relacionados ao nosso dia-a-dia, como por exemplo, quando colocamos um alimento na panela de pressão para acelerar seu cozimento.
As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas, porque além da concentração de reagentes e produtos, as velocidades das reações dependem também de outros fatores como: Temperatura, Superfície de contato, Pressão, Concentração de reagentes, Luz e Catalisadores.
A velocidade média de formação de um produto de uma reação é dado por:
Vm = variação da concentração do produto / variação do tempo
A velocidade da reação decresce com o tempo. A velocidade de formação do produto é igual a velocidade de consumo do reagente.:
Velocidade da reação = variação da concentração dos reagentes / variação do tempo
A velocidade das reações química pode ocorrer em escalas de tempo muito amplas. Por exemplo, uma explosão pode ocorrer em menos de um segundo, a cocção de um alimento pode levar minutos ou horas, a corrosão pode levar anos, e a erosão de uma rocha pode ocorrer em milhares ou milhões de anos.
CAPíTULO 2- RESULTADO E DISCUSÃO
Efeitos da temperatura: Pegou-se três tubos de ensaio e colocamos e colocamos cerca de 5 mL de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,01mol/L, 10 gotas de H2SO4 1,0 mol/L e adicionou-se um prego pequeno novo.
Após, o 1° tubo deixamos em temperatura ambiente.
O 2° tubo aqueceu-se a 40-50°C, em banho maria.
E o 3° tubo aqueceu-se diretamente na chama.
Observou-se que:
1° tubo: Em temperatura ambiente não se pode notar a olhos nu qualquer modificação na estrutura do parafuso.
2° tubo: Houve um desgaste na superfície do prego novo, porém de maneira sútil.
3° tubo: O desgaste do prego foi mais rápido e também mais intenso. Superfície visivelmente abalada.
Efeito da concentração: Colocou-se em dois tubos de ensaio 5,0 mL de solução 0,5% de tiossulfato de sódio (Na2S2O3). No 1° tubo adicionou-se 1,0mL de HCl 6,0 mol/L e ao 2° tubo adicionou-se 1,0 mL de HCl 0,6 mol/L.
No 1° tubo houve uma reação muito mais rápida do que a no 2° tubo de ensaio.
Claro que esta reação se deve a maior concentração de mols de HCl do 1° tubo em relação ao 2° tubo.
Concentração está relacionado à quantidade de soluto e de solvente de uma substância. Se aumenta a concentração de reagentes , aumenta o número de moléculas dos reagentes, aumentando o número de colisões e aumentando também a velocidade da reação. Está associada à Lei Cinética (Lei de Guldber-Waage).
Quando se aumenta a concentração de oxigênio numa queima, a combustão acontece mais rápido.
A equação química desse processo foi:
Na2S2O3 (aq) + 2HCl (aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s)
Efeito do catalisador:
Colocou-se em um 1° tubo de ensaio 5 mL de água oxigenada 10 volumes. Em seguida, adicionou-se pequenos cristais de MnO2.
Observou-se que houve um transformação para uma nova substância sólida e acinzentada. O tubo em que foi colocado um cristal de NaNO3 descoloriu e aqueceu muito mais rapidamente que o primeiro. Precipitou o material no fundo e ficou incolor. Notou-se também um aumento de volume bem considerável que ocupou bastante espaço no tubo de ensaio.
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.
b) Pegou-se 2 tubos de ensaio e em ambos adicionou-se um grânulo de zinco e 1,0 mL de H2SO4 1,0 mol/L. Após notarmos a liberação de gás hidrogênio adicionou-se 2 gotas de KMnO4 0,05 mol/L a cada um deles. Observou-se que ambos incialmente ficaram rosas.
Adicionou-se então, um cristal de nitrato de sódio aonde observou-se uma rápida mudança de coloração para translúcida que era a coloração inicial antes da adição do nitrato de sódio.
Tivemos a seguinte equação química nesse processo:
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)
2KMnO4(aq) + 5 H2(g) + 3H2SO4(aq) → 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l)
Superfície de contato: Preparou-se 2 tubos de ensaio, cada um contendo 5mL de solução HCl 6,0 mol/L. A um dos tubos adicionou-se 0,5 g de ferro em pó e ao outro um prego pequeno novo. Agitou-se ambos os tubos e observamos que:
No tubo que o ferro encontrava-se em pó, a reação foi muito mais rápida do que no tubo em que o prego (ferro) em seu estado normal, sem estar pulverizado, estava. 
Uma substância em pó reage mais rápido do que uma substância inteira porque possui maior superfície de contato.
Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)
QUESTÕES:
1- Por que o aquecimento acelera as reações químicas?
 Quando aumentamos a temperatura do sistema, aumentamos também a agitação das partículas reagentes e fornecemos mais energia cinética para elas. Com isso, mais colisões ocorrerão e com mais energia, aumentando a quantidade de partículas que reagirão e, consequentemente, aumentando a velocidade da reação.
2. Qual o composto químico responsável pela coloração amarelada, notada no procedimento 2?
 O composto químico é o enxofre.
3. Sem adição de catalisadores as reações se processam?
Sim. Os catalisadores apenas aceleram a reação química desejada.
4. Qual a relação que existe entre o tamanho das partículas e a superfície de contato dos materiais reagentes?
Quanto menor forem as dimensões das partículas dos materiais reagentes, maior será a área superficial total exposta, o que permite um melhor contato a qualquer instante, resultando em reações mais rápidas. 
5- Explique o que foi observado no experimento 4.
No Experimento 4 no qual se utilizou ferro em pó e um prego novo. O tubo que continha ferro em pó reagiu muito mais rápido do que o que continha o prego. Neste a reação quase não foi notada, ou seja, o fato do ferro estar em pó acelerou muito a velocidade da reação.
6- Cite exemplos envolvendo química de alimentos e de fármacos, no nosso cotidiano, onde a velocidade das reações químicas pode se alterada.
Toda reação só ocorre quando as partículas dos reagentes entram em contato, chocando-se de modo efetivo e com a energia mínima necessária. Portanto, quanto mais fragmentado estiver o sólido, maior será a quantidade de partículas que entrarão em contato, aumentando também a probabilidade de ocorrerem choques efetivos e, por fim, o aumento da velocidade da reação.
Uso de água oxigenada para descolorir os cabelos, Sonrisal, reação de oxidação de uma maça cortada, aparecimento de uma ferrugem, Cebion.
CAPíTULO 3- CONCLUSÃO
Concluímos que existe um ramo na ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam, é a chamada Cinética Química. Pode se definir reações químicas como sendo um conjunto de fenômenos nos quais duas ou mais substâncias reagem entre si, dando origem a diferentes compostos. Equação química é a representação gráfica de uma reação química, onde os reagentes aparecem no primeiro membro, e os produtos no segundo.
Alguns fatores podem aumentar ou diminuir avelocidade de uma reação química. São eles:
- temperatura
- superfície de contato
- pressão
- concentração
- presença de luz
- catalisador
- inibidores
		
REFERêNCIAS BIBLIOGRAFICAS
JOBANE, Diogo. “Temperatura e Velocidade das Reações”, Brasil Escola. Disponível em: < http://brasilescola.uol.com.br/quimica/temperatura-velocidade-das-reacoes.htm >. Acesso em 02 de abril de 2016.
 “Cinetica Quimica”, SOQ Portal da Química. Disponível em: < http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p5.php >. Acesso em 02 de abril de 2016.
RUSSEL, J. B.; Química geral; 2ª Edição; Editora Makron Books; volume 3