RELATÓRIO CINÉTICA QUÍMICA

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DE PERNAMBUCO
UNIDADE ACADÊMICA DE SERRA TALHADA
LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA
QUÍMICA GERAL B
CINÉTICA QUÍMICA
SERRA TALHADA, PE
Março de 2017.
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DE PERNAMBUCO
UNIDADE ACADÊMICA DE SERRA TALHADA
LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA
QUÍMICA GERAL B
ANDRÉ LUIZ DOMINGOS
CINÉTICA QUÍMICA
Relatório apresentado à disciplina de Química Geral “B” como requisito para obtenção de nota parcial referente à segunda verificação de aprendizagem.
SERRA TALHADA, PE
Março de 2017.
SUMÁRIO
1. Introdução______________________________________________________________ 4
2. Objetivos_______________________________________________________________ 4
3. Procedimento Experimental ________________________________________________ 5
4. Resultados e discussões____________________________________________________5
5. Conclusão_______________________________________________________________6
6. Referências bibliográficas__________________________________________________ 7
INTRODUÇÃO
Embora a termodinâmica nos informe a direção e extensão de uma mudança química, ela não nos diz como nem que velocidade a reação ocorre, sendo que o estudo dessa velocidade de reação é chamado de cinética química, está se relaciona, por exemplo, com a rapidez com que o medicamento é capaz de agir, com o fato de se a formação e a depreciação do ozônio na atmosfera (ATKINS; JONES, 2006). Definimos então a velocidade de reação como sendo a variação de concentração de um dos reagentes ou produtos, dividida pelo tempo que a mudança leva para ocorrer.
A velocidade de uma reação química – sua taxa de reação- é a variação na concentração dos reagentes ou produtos por unidade de tempo. Portanto, as unidades para a velocidade de reação são geralmente concentração de quantidade de matéria por segundo (mol/L/s) – isto é, a variação na concentração (medida em concentração em quantidade de matéria) dividida por um intervalo de tempo (segundo). As velocidades de reações químicas aumentam conforme a temperatura aumenta. O aumento da temperatura faz aumentar as energias cinéticas das moléculas. À proporção que as moléculas movem-se velozmente, elas se chocam com mais frequência e também com energia mais alta, ocasionando o aumento de suas velocidades (BROWN; LEMAY; BURSTEN, 2007).
OBJETIVOS 
2.1- Objetivo geral: reconhecer os fatores que determinam a velocidade de uma reação química.
 
2.2- Objetivos específicos: desenvolver todos os procedimentos desde a realização de cálculos para obtenção da velocidade média de reação em diferentes níveis de temperatura que o solvente se encontra.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
3.1 Materiais e reagentes 
Dois comprimidos efervescentes (contendo ácido cítrico e bicarbonato de sódio); 
04 Erlenmeyer de 125 mL;
01 Erlenmeyer de 250 mL; 
01 Proveta de 100 mL;
01 Vidro de relógio;
Balança semi-analítica;
Cronometro;
Gral e Pistilo.
3.2 Procedimento 
Foi dividido cada comprimido em duas partes aproximadamente iguais (pesou-se as partes 1,2,3) em uma balança analítica. A quarta parte, dividiu-se novamente em duas partes aproximadamente iguais (uma dessas partes, ficou como estar a imagem (6) e foi determinada sua massa). Com auxílio de um gral e pistilo, foi triturada a outra parte (5) e pesado o pó (7). Como segue a ilustração a seguir:
 	 Logo depois, em um erlenmeyer contendo 100 mL de água destilada gelada introduzimos a parte 1 do comprimido e anotamos o tempo de dissolução resultantes da reação que ocorre. Já no outro erlenmeyer contendo 100 mL de água destilada na temperatura ambiente foi feito o mesmo com a parte 2 do comprimido. E em outro erlenmeyer contendo 100 mL de água destilada na temperatura de 80°C, foi feito o mesmo com a parte 3 do comprimido. No outro erlenmeyer contendo 100 mL de água destilada na temperatura ambiente foi feito o mesmo com a parte 6 do comprimido. E no último erlenmeyer contendo 100 mL de água destilada na temperatura ambiente fizemos o mesmo com a parte 7 do comprimido (triturado).
RESULTADOS E DISCUSSÕES
A partir das observações feitas durante o experimento foi possível através da obtenção de dados, como por exemplo a massa do comprimido, seu tempo de reação e vale lembrar que em todas as situações foi utilizado o volume de 100mL de água destilada devidamente aferida com o auxílio de uma proveta em suas variadas temperatura. Dessa forma foi possível calcular a velocidade de reação em cada situação indicada através da massa, tempo de reação na temperatura da água gelada, em temperatura ambiente e a 80°C. Com isso foi possível preencher a tabela 1.
TABELA 1: 
	Parte do comprimido
	Massa (g)
	Tempo de reação na temperatura de água gelada (s)
	Tempo de reação na temperatura ambiente (s)
	Tempo de reação na temperatura de 80ºC (s)
	Velocidade média
	1
	2,173g
	2 mim 11 s
	-
	-
	Vm= 0,01658g/s
	2
	1,755g
	-
	1 mim 12s
	-
	Vm= 0,02465g/s
	3
	2,085g
	-
	-
	28s
	Vm= 0,07722g/s
	6 (1/4 do comp.)
	0,964g
	-
	1 mim 2s
	-
	Vm= 0,01438g/s
	7 (triturado)
	0,993g
	-
	31s
	-
	Vm= 0,02880g/s
 
	A partir da observação das reações, percebemos que se quisermos que o processo demore para acontecer devemos deixar ela com a temperatura baixa, e se quisermos que ela ocorra rapidamente utilizamos uma temperatura maior. Outro ponto que chamou atenção é quando o comprimido é colocado em temperatura ambiente, que se trituramos o comprimido, o tempo gasto será menor do que ele no seu estado normal.
CONCLUSÃO
Foi possível concluir a partir dos experimentos realizados que é possível obter a velocidade, a massa e a temperatura de ácidos como o ácido cítrico e o bicarbonato de sódio, através de experimentos como o que foi realizado. Por meio desse processo experimental foi possível observar que a cinética química é o ramo da química que possibilita o estudo das velocidades das reações.
Com tudo, os resultados foram satisfatórios, pois a partir desta prática podemos conhecer um pouco mais as técnicas de calcular a velocidade de uma reação, e mecanismos que são utilizados dentro de um laboratório de química.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006, p.577.
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005, p.483-485.
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