Relatorio de cinetica e equilibrio quimico aula 2

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UNIVERSIDADE DA INTEGRAÇÃO INTERNACIONAL DA LUSOFONIA 
AFRO-BRASILEIRA
INSTITUTO DE ENGENHARIAS E DESENVOLVIMENTO SUSTENTÁVEL
BACHARELADO EM ENGENHARIA DE ENERGIAS
PROF. DR. RITA KAROLINNY CHAVES DE LIMA
PAULO RAFAEL SILVA SOUSA
WEMESON FERNANDES DE LIMA FILHO
Assunto: CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICA 
REDENÇÃO - CE
2018
Sumário
Prática – CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO
– Resumo
Apresentamos neste relatório o que são cinética e equilíbrio químico que com eles podemos ver a velocidade media da reação, condições para ocorrência da reação, fatores que influenciam a velocidade da reação, temperatura, catalisadores já no equilíbrio químico podemos verificar o deslocamento do equilíbrio através do principio de Le Chatelier que ao se aplicar um novo componente em um sistema em equilíbrio, ele tende a reagir de modo a se reajustar no sentido contrário a esse componente.
– Introdução
A cinética química estuda a velocidade de uma reação, além dos fatores que influenciam neste processo. Diferentes das reações que ocorrem com diferentes velocidades, algumas necessitam de superfície de contacto, energia de ativação (na forma de luz, calor, eletricidade, agitação)... Outras de catalisadores. As reações poderão ser rápidas ou instantâneas, moderadas ou lentas.
Quanto maior a temperatura, maior será a velocidade da reação, para reações endotérmicas. A influência da temperatura na velocidade de uma transformação química pode ser analisada observando o comportamento das moléculas reagentes. Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das moléculas, consequentemente, aumenta a velocidade das moléculas.
Aumentando a concentração dos reagentes, aumentará a velocidade da reação. Podemos dizer que o aumento da concentração dos reagentes tende a aumentar a velocidade da transformação química, sendo assim, quanto maior a concentração dos reagentes, maior velocidade da transformação química. Um aumento da superfície de contato aumenta a velocidade de reação.
Catalisador é tudo aquilo que facilita reações químicas sem delas participar, sais como minerais ionizados ou enzimas. Um catalisador é uma substância que afeta a velocidade de uma reação, mas mantém o do processo inalterado. Normalmente, um catalisador muda a velocidade de reação, promovendo um mecanismo diferente para a reação. Por exemplo, hidrogênio e oxigênio gasosos são virtualmente inertes à temperatura ambiente, mas reagem rapidamente quando expostos à platina, que por sua vez é o catalisador da reação. Catalisadores químicos comerciais são extremamente importantes. Como um catalisador torna possível a obtenção de um produto final por um caminho diferente (por exemplo, uma barreira de energia mais barata), ele pode afetar tanto o rendimento quanto a seletividade. Normalmente quando falamos a respeito de um catalisador, queremos nos referir àquele que aumenta a velocidade de reação, embora, um catalisador pode tanto acelerar quanto desacelerar a formação de uma espécie de produto em particular. Um catalisador muda apenas a velocidade de uma reação, porém ele não afeta o equilíbrio. A catálise homogênea diz respeito a processos nos quais um catalisador está em solução com pelo menos um dos reagentes. A catálise heterogênea envolve mais de uma fase; normalmente o catalisador é sólido e os reagentes e produtos estão na forma líquida ou gasosa.
Esses comportamentos no equilíbrio químico podem ser resumidos com o principio de Louis Le Chatelier que diz: “Uma reação química que é deslocada do equilíbrio por uma mudança de condição (concentração, temperatura, pressão e volume) procederá na busca de um novo estado de equilíbrio na direção que pelo menos parcialmente minimizará a mudança nessa condição”.
3.0- Procedimento experimental
3.1– Materiais e reagentes
- Pipetas para cada reagentes; 
- 8 Tubos de ensaios;
- Iodeto de potássio (KI);
- Persulfato de sódio (Na2S2O8);
- Cloreto de Potássio (KCl);
- Tiocianato de potássio;
- Nitrato férrico;
- Hidróxido de sódio.
3.2– Procedimentos
CÍNETICA QUÍMICA Influência da concentração De acordo com a Tabela foi preparado 08 tubos de ensaio com reagentes numerados de 01 a 05 deixando o 6º reagente para ser adicionado no momento do início da contagem do tempo. Anotando assim o tempo necessário até a solução tornar-se diferente ou mudando sua cor original. Foi Verificado que a primeira solução é repetida três vezes, nos tubos 1º,2ºe 3º,para assim comparar a precisão da experiência. 
Influência do catalisador
Preparamos três tubos de ensaio e adicionamos a cada um deles um dos reagentes especificados, utilizando assim cerca de 1 mL. No primeiro tubo foi adicionado NaOH - 2,5 mol/L; No segundo foi feita a mistura dos H2SO4 2M + KMnO4- 0,1 mol/L; No terceiro e ultimo foi colocado H2SO4 2M + CuSO4 -0,2 mol/L; logo depois foi adicionada para cada um deste tubos 2 mL de solução de H2O2 ou seja 10%.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – EQUILÍBRIO
Parte A
Foi dada 20 mL da solução preparada (Solução composta da adição de 15 mL de Fe(NO3)3 0,1 mol/L e 15 mL de KSCN 0,1 mol/L seguido de diluição com água até o volume de 250 mL). Preparamos quatro tubos de ensaio, em uma estante;
Colocamos 5 mL da solução que nos foi dada no primeiro tubo de ensaio e misturamos com 1 mL de Fe(NO3)3 -- 0,1 mol/L; Adicionamos mais 5 mL dessa amostra em um segundo tubo de ensaio e 1 mL de KSCN-- 0,1 mol/L; Em um terceiro tubo de ensaio foi incluído novamente mais 5 mL dessa solução e logo depois colocamos 6 gotas de NaOH -6 mol/L, onde observamos a formação de Fe(OH)3. Para fazermos a comparação das cores adicionamos 5 mL de solução que nos foi dada em um quarto tubo de ensaio. Onde comparamos cada tubo com o quarto tubo, dai podemos ver a diferença ou mesmo a intensidade da cor. 
4.0– Resultados e discussões 
CÍNETICA QUÍMICA Influência da concentração Tabela:
	 Soluçães Solução para cada experiência(ml) 
	
	 1º
	2º
	3º
	4º
	5º
	6º
	7º
	8º
	1) KI 0,2 mol/L
	2
	2
	2
	1
	0,5
	2
	2
	2
	2) Na2S2O3 0,0050 mol/L em amido 0,4%
	1
	1
	1
	1
	1
	1
	1
	1
	3)KCl 0,2 mol/L
	
	
	
	1
	1,5
	
	
	
	4)K2SO4 0,1mol/L 
	
	
	
	
	
	1
	1,5
	
	5)CuSO4 0,1 mol/L
	
	
	
	
	
	
	
	1gota
	6) (NH4)2S2O8 0,1
	2
	2
	2
	2
	2
	1
	0,5
	2
	TEMPO(segundos)
	46,67
	36
	60
	56,94
	121,47
	183,7
	497,54
	15,14
Foi verificado que de acordo com a formula da velocidade , assim sendo, a concentração molar da solução é inversamente proporciona, ou seja ao aumentar a concentração, espera-se que o tempo diminua-se ou vice-versa.
Ao observar-se os dados da experiências das colunas :
 
	Colunas 3 e 4
	Coluna 4 e 5
	
	
	
	
	Colunas 3 e 6
	Coluna 5 e 7
	
	
	
	
Com os cálculos realizados,o que se observa é que quando a concentração diminui, o tempo aumenta pelo mesmo fator, ou seja o será de primeira ordem. Da mesma forma ao analisar-se as colunas 3 e 6 , 5 e 7 em relação ao S2O8. Considerando o erro experimental, percebe-se que para cada metade da concentração de S2O8, O tempo irá dobrar conforme seria esperado para reações de primeira ordem.
No ultimo tubo de ensaio ao adicionar a 6 solução a reação ocorre quase instantaneamente, levando menos de 16 segundos, um tempo que comparado aos restantes é bem menor que todos. Sendo assim podemos afirmar que CuSO4 age como catalisador com a junção de (NH4)2S2O8. Todos tem sua cor incolor, depois de um determinado tempo por tubo, todos ficam com uma cor vermelho escura após o reagente 6. 
Influência do catalisador
O resultado da influência do catalizador foi verificado que no:
 primeiro tubo com a mistura de 2,5mol/L de NaOH com 2mL H2O2 verificamos que a solução ficou liberando gás ( Borbulhando ou Fervendo);
No segundo foi feita a mistura de 0,1 mol/L H2SO4 2M + KMnO4 com 2mL H2O2 assim foi analisado uma rápida mudança de cor e uma camada superficial com liberação de gás. 
No terceiro e ultimo foi colocado 0,2 mol/L de H2SO4 2M + CuSO4 com 2mL H2O2 e foi verificado só um clareamento da cor azul em comparação a sua cor inicial.
Contudo podemos assim dizer que o terceiro tubo de ensaio ele tem sua finalidade como catalizador. Que um catalisador deve acelerar a reação sem ser consumida. Pois assim não há nenhuma qualquer outra evidencia de reação mas eles aceleram a reação de decomposição sendo assim caracterizado como catalisadores. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – EQUILÍBRIO
No primeiro tubo a reação ficou com a cor vermelha mais forte em relação a solução padrão 
No segundo a cor vermelha fica ainda mais forte quase um cor marrom. 
No terceiro é formado por um precipitado insolúvel de cor alaranjada.
De acordo com o principio de Le Chatelier, “é uma consequência da lei da conservação da energia e pode ser descrito da seguinte forma: quando um sistema em equilíbrio é sujeito a uma perturbação (alteração da temperatura, da concentração ou da pressão, entre outros), o equilíbrio desloca-se no sentido que contraria essa alteração, até se estabelecer um novo estado de equilíbrio. Com base neste princípio, é fácil prever qual o sentido em que se desloca qualquer equilíbrio, quando o sistema é sujeito a uma perturbação.” Assim observar-se que as reações a cima obedecem ao principio de le chatelier e tentem sempre a deslocar num sentido de restabelecer o equilíbrio. 
 
 
5.0_ Conclusão 
6.0 – Referências 
 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL. Manual de laboratório 2017.2. Redenção, 2017. Disponível em: <http://sigaa.unilab.edu.br/sigaa/ava/index.jsf>. Acesso em: 06 Março 2018.
 - BROWN, T. L; LeMAY, Jr, H. E; BURSTEN, B.E; BURDGE, J. R. Química a CiênciaCentral. 9. ed. São Paulo: Pearson 2005.
 - CHANG, R. Química Geral: Conceitos Essenciais. 4. ed. São Paulo: McGraw-Hill, 2006. 
 - BRADY, J & HUMIST ON, G.E. Química Geral volume II. Rio de Janeiro: Editora Livros Técnicos Científicos, 1981.
- https://www.infopedia.pt/$principio-de-le-chatelier