RELATORIO DE QUÍMICA (2)

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INTRODUÇÃO
A cinética está relacionada a “movimento”, quando pensamos nela da forma que a física nos ensinou a pensar. Entretanto, nas reações químicas, não há movimento, mas sim mudanças de concentração, e esta é a base de nossos estudos. O termo “cinética” é utilizado para descrever o estudo quantitativo das variações de concentração com o tempo quando ocorre uma reação química. O objetivo principal da cinética é o estudo da velocidade das reações químicas, e para isso é preciso o conhecimento de: Desenvolvimento de métodos experimentais que permitam medir as velocidades das reações, desde as mais lentas até as mais explosivas; Estudo dos fatores que influenciam nas velocidades das reações; e Estudo do “caminho” percorrido pelas reações. 
Uma reação química ocorre quando três fatores envolvidos no mundo micromolecular acontecem. 
1º - O choque de uma espécie química com outras ou com as paredes do recipiente na qual a mesma estiver. 
2º - A geração de alguma maneira de algum tipo de energia que permita que a espécie química reagente atinja um patamar mínimo de energia para que a reação possa ocorrer (Energia de Ativação). 
3º - A posição do choque. (fator muito importante nas reações orgânicas onde estiverem envolvidas substâncias com grandes cadeias). 
Podemos, portanto, concluir que reações com energia de ativação muito pequena são muito rápidas. Na prática estas reações são instantâneas. Reações com energia de ativação média corresponderão a velocidades altas, ou não, conforme a importância do fator geométrico. E reações com Energia de Ativação da ordem de 100 Kcal serão tão lentas na temperatura ambiente que na vida prática até podemos dizer que “a reação não é perceptível”. O estudo cinético em sua quase totalidade depende de valores experimentais da reação que está sendo estudada. A velocidade de uma reação é definida como sendo a variação da concentração de um reagente por unidade de tempo. Essas concentrações são normalmente expressas em mol por litro (mol/L), e o tempo em minutos (min) ou segundos (s). Representando-se por CA a concentração do regente A e representando-se por t o tempo, a velocidade de reação será então definida como sendo: Velocidade média de consumo de A = - K ∆[CA ] / ∆t Em uma reação aA + bB cC + dD, calculamos a velocidade média como: vmédia da reação = K −∆[A] ——— a·∆t = −∆[B] ——— b·∆t = −∆[C] ——— c·∆t = −∆[D] ——— d·∆t Sendo K a constante de velocidade da reação, e o sinal negativo indica que a concentração do reagente diminui em função do tempo. 
Quando uma reação química possui uma baixa velocidade e se deseja de alguma forma acelerar esta velocidade, existem várias maneiras pelas quais esta ativação pode ser feita. As formas mais comuns de ativação de uma reação química são através da variação da temperatura ou a introdução de um catalisador no meio reacional. A velocidade da reação depende também da pressão, da área das superfícies em contato com os reagentes, da concentração dos reagentes, e dos choques entre as moléculas que reagem. Pela teoria da colisão, para haver reação é necessário que as moléculas dos reagentes colidam entre si; a colisão ocorra com geometria favorável à formação do complexo ativado; a energia das moléculas que colidem entre si seja igual ou superior à energia de ativação. Colisão efetiva ou eficaz é aquela que resulta em reação, isto é, que está de acordo com as duas últimas condições da teoria da colisão. O número de colisões efetivas ou eficazes é muito pequeno comparado ao número total de colisões que ocorrem entre as moléculas dos reagentes. O aumento da temperatura do meio reacional faz com que a energia cinética das espécies químicas reagentes se eleve, o que normalmente acelera a quebra de ligações e a formação de novas moléculas. Uma elevação da temperatura aumenta a velocidade de uma reação porque aumenta o número de moléculas dos reagentes com energia superior à de ativação. Uma lei muito antiga, dos primórdios do estudo da Cinética é a Lei de Van´t Hoff: “Um aumento de 10ºC na temperatura de uma reação dobra a sua velocidade”. O mais importante é o conceito que esta lei embute, o conceito de que um aumento de temperatura provoca um aumento significativo de velocidade da reação. Catalisadores são substâncias que permitem acelerar uma reação sem serem consumidas. O catalisador não modifica o equilíbrio da reação, mas permite atingi-lo mais rapidamente, pois ele modifica o mecanismo da reação, executando-a em uma sequência de etapas cujas energias de ativação são todas bem inferiores à da reação não catalisada. Normalmente, apenas uma quantidade muita pequena de catalisador é usado e pode transformar uma quantidade ilimitada de reagentes. 
OBJETIVOS
 Acumular conhecimentos à cerca das reações de cinética; 
 Verificar a velocidade de uma reação química através da observação da variação do tempo e da concentração dos reagentes; 
Relacionar as propriedades cinéticas com alguns elementos químicos observados; 
 Construir gráficos de t versus concentração (mols L -1) e 1/t versus concentração para determinar a ordem de reação.
MATERIAIS UTILIZADOS E REAGENTES
Vidrarias e diversos:
-Béqueres de 50 ml 
-Piscetes (contendo água destilada)
-Buretas de 25 ml
-Tubos de ensaio
-Cronômetros.
Reagentes e soluções: 
- Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol L -1
- Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,1 mol L -1
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. Rotule 3 buretas e 3 béqueres: H2O destilada, H2SO4 e Na2S2O3. 
2. Encha corretamente cada bureta (encha também a ponta das buretas, que ficam abaixo da torneira, antes de acertar o menisco) com H2O destilada, solução de H2SO4 1,0 mol/L-1 e Na2S2O3 0,1 mol/L-1. 
3.Pegue 3 tubos de ensaio limpos e numere-os de 1 a 3, utilizando as respectivas buretas coloque em cada um os volumes da solução 0,1 mol/L de Na2S2O3 e de H2O destilada, conforme o descrito na Tabela 1 abaixo: 
Tabela 1: Volumes das soluções a serem adicionadas aos tubos de ensaio 1, 2 e 3.
			Tubos
	Volumes (ml)
	
	Na2S2O3
	H2O
	Total
	1
	8,00
	0,00
	8,00
	2
	5,00
	3,00
	8,00
	3
	2,00
	6,00
	8,00
5. Pegue 3 tubos de ensaio limpos e numere-os de 4 a 6, utilizando a bureta contendo a solução de H2SO4 1,0mol L-1coloque 6,00 ml da solução e reserve.
6. Pegue o tubo 4 e adicione ao tubo 1; o tubo 5 ao tubo 2 e o tubo 6 ao tubo 3 (acionando o cronômetro imediatamente), agite rapidamente. Observe atentamente o tubo 1,2 e 3 e assim que começar a aparecer uma turvação pare o cronômetro. Lance na tabela 2 o tempo (em segundos) que demorou a aparecer a turvação e o cálculo de 1/t.
7. Calcule a concentração de Na2S2O3 nos tubos 1,2 e 3 e registre na tabela 2. 
	
Tubos
	Volumes (ml)
	
	t(s)
	1/t(s)
	[Na2S2O3]
	1
	0,0278
	35,97
	0,05714 mol L-1
	2
	0,0397 ou 0,04
	25,19 ou 25
	0,04554 mol L-1
	3
	0,158
	6,33
	0,025 mol L-1
8. Construa dois gráficos (papel milimetrado): um de t (s) versus concentração molar de Na2S2O3 e o outro de 1/t versus concentração molar de Na2S2O3. A partir dos resultados determine a ordem da reação.
RESULTADOS, DISCUSSÃO E OBSERVAÇÕES
Neste experimento, se deseja verificar como a variação da concentração dos reagentes influi na velocidade da reação: 
H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + H2O + SO2↑ + S↓
 	Na reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico, há formação de enxofre coloidal, que sendo insolúvel na água, provoca uma turvação que permite ver quando a reação ocorre. Assim, pode-se medir o tempo de duração da reação. Mantendo fixa a concentração de ácido e adicionando água à solução de tiossulfato de sódio, pode-se verificar como a diminuição da concentração de um dos reagentes influi no tempo da reação, isto é, na velocidade de reação. 
Observando o experimento é possível perceber que, em uma solução com as mesmas quantidades de H2SO4, ao diminuir a concentração de Na2S2O3 e aumentar a quantidade de H2O destilada,diminui-se também a velocidade em que a reação ocorre. Tal fato é observado devido a um aumento no tempo em que demora para ocorrer a formação do enxofre coloidal surgindo assim uma turvação característica de tal reação. O efeito da concentração dos reagentes sobre a velocidade de determinada reação explica se pelo fato de que, para acontecer uma reação entre duas ou mais substâncias, é necessário que as moléculas se choquem. Assim, há quebra de ligações e consequente formação de outras novas. O número de colisões entre as moléculas depende das concentrações dos reagentes. Assim, quanto maior a concentração dos reagentes, mais rapidamente a reação irá ocorrer (Tubo 1) ; em contrapartida, quanto menor for a concentração de um ou mais reagentes, maior será o tempo até que a reação ocorra (Tubo 3).
TÓPICOS DISCUTIDOS
1. Pesquise outros fatores que podem alterar a velocidade das reações.
Temperatura: um aumento na temperatura provoca um aumento na velocidade
das reações químicas, sejam elas endotérmicas ou exotérmicas, pois isso faz com que se atinja mais rápido o complexo ativado;
 Concentração: um aumento na concentração dos reagentes acelera a reação, pois
haverá um maior número de partículas dos reagentes por unidade de volume, aumentando a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas entre elas;
Pressão: Esse fator interfere unicamente em sistemas gasosos. O aumento da 
pressão aumenta também a rapidez da reação, pois deixa as partículas dos reagentes em maior contato;
Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade 
com que a reação se processa, pois, conforme explicado nos dois últimos itens, a reação depende do contato entre as substâncias reagentes;
Catalisador: O uso de catalisadores específicos para determinadas reações pode
acelerá-las. Essas substâncias não participam da reação em si, pois são totalmente regeneradas ao final dela.
Além desses fatores principais, a natureza dos reagentes e fatores externos como luz e eletricidade podem influenciar a velocidade de certas reações químicas. 
A natureza do reagente interfere porque quanto maior for o número de ligações dos
reagentes que precisam ser rompidas para que a reação ocorra e quanto mais fortes elas forem, mais lenta será a reação.
Já a luz influencia em reações fotoquímicas, em que há algum reagente fotoquimicamente
ativo. Um exemplo é a fotossíntese, que não ocorre sem as radiações luminosas captadas pela clorofila das plantas — o pigmento responsável pela cor verde.
Outro exemplo é a decomposição da água oxigenada, que ocorre com maior rapidez se houver luz. É por isso que os frascos que contêm esse produto são sempre escuros ou opacos, impedindo a entrada de luminosidade.
2. Escreva a equação de velocidade da reação proposta.
A velocidade média desta reação foi determinada em função dos reagentes ou em função dos produtos. Usando a seguinte fórmula:
3. Os coeficientes da equação de velocidade foram iguais aos dos coeficientes estequiométricos, considerando a reação balanceada? Porquê? Justifique sua resposta.
H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + H2O + SO2↑ + S↓
CONCLUSÃO 
 
Com a realização dos experimentos foi possível observar as reações e aprender sobre elas com a produção deste relatório. Aprendemos que a partir dos experimentos realizados foi possível evidenciar os princípios da Cinética. Nesse contexto, foi observado o comportamento da velocidade em função da concentração de reagentes quanto maior for a concentração de reagentes, maior será a velocidade da reação, devido ao maior número de colisões efetivas.
Portanto, não existe uma velocidade geral para todas as reações químicas, cada uma acontece em sua velocidade específica. Sendo algumas lentas e outras rápidas, dependendo de todos os fatores já citados.
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS 
https://pt.slideshare.net/silvanildomacario/experimento-8-qumica-prtica
http://www2.fc.unesp.br/icientifica/downloads/rtcinetquim.pdf
https://alonsogoes.files.wordpress.com/2008/07/prc3a1tica-cinc3a9tica-equilc3adbrio.pdf
https://www1.univap.br/spilling/FQE1/FQE1_EXP3_Cinetica.pdf
https://www.researchgate.net/publication/268146572_Introducao_a_Cinetica_Quimica
 
LISTA DE ABREVIATURAS E SIGLAS 
 
V= Velocidade de reação
K= Constante de velocidade da reação
[ ]= Molaridade = número de moles de soluto por litro de solução 
α, β, γ, ...= Expoentes que são determinados experimentalmente.
∆n= Número de moles que reagiram 
∆t= Tempo (em segundos) de duração da reação