Relatório Cinética Química

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Universidade Estadual do Mato Grosso do Sul
Curso de Bacharel em Química Industrial.
Prática 6 – Cinética química
Dauto Francisco de Souza
Gabriel Terra Castilho dos Anjos
Raul Cremonezi Piva
Experimento realizado no dia: 22/09/2014.
Dourados/MS
Agosto – 2014
 Introdução
Podemos 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.
	A + B
	→ C + D 
	Reagentes →
	Produto
Cinética química é a área da química que estuda a velocidade, ou grau de velocidade das reações, e as e os fatores que influenciam, tal como a temperatura, pressão, concentração de reagentes, superfície de contato, entre outros. Estes fatores alteram a frequência de colisões entre os reagentes de uma reação química, aumentando ou diminuindo a velocidade com que ela ocorre.
Quando se aumenta a temperatura de um sistema, ocorre também um aumento na velocidade da reação. Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das moléculas. (ALVES, 2014), a proporção que as moléculas movem-se mais velozmente, elas se chocam com mais frequência e também com energia mais alta, logo, o aumento da velocidade.
Quanto à concentração de reagentes, a maioria das reações químicas prossegue mais rapidamente se a concentração de um ou mais dos reagentes é aumentadas, a medida que a concentração aumenta ,a frequência com a qual as moléculas se chocam também o faz levando o aumento das velocidades.(BROWN, 2005)
Objetivo
Compreender os fundamentos da cinética-química observando os efeitos causados pela alteração da concentração e da temperatura no sistema.
Materiais e Métodos
3.1. Materiais Utilizados
08 Tubos de ensaio
01 Estante para tubos de ensaio 
02 Pipetas graduadas de 10 mL
01 Pera 
01 Cronômetro (no celular)
01 Bacia de plástico
01 Termômetro de mercúrio
03 Béqueres de 100 mL
Cubos de gelo e água
3.1. Reagentes utilizados:
Solução 0,02 mols.L-1 de IO3- ( KIO3)
Solução 0,02% (p/v) de HSO3- (NaHSO3) misturado com amido indicador e com 10 mL de H2SO4 1,0 molL-1.
Procedimento experimental
Para a realização do experimento, primeiramente, separou-se 8 tubos de ensaio que foram enumerados de 1 a 8. Colocou-se através de uma pipeta graduada 10 mL de uma solução 0,02 molL-1 de IO3- no tubo de ensaio 1, 8 mL no tubo 2, 6 mL no tubo 3, 4 mL no tubo 4 e 2 mL no tubo 5. Em seguida, adicionou-se água destilada nas amostras a fim de deixar todas as amostras com 10 mL de solução, mudando assim suas concentrações para observar o efeito no tempo de reação.
	Nº do tubo
	KIO3 0,02 mol/L (ml)
	H2O destilada (ml)
	1
	10
	0
	2
	8
	2
	3
	6
	4
	4
	4
	6
	5
	2
	8
	 Tabela 1: distribuição de amostras.
Posteriormente, adicionou-se 10 mL de uma solução a 0,02% (p/v) HSO3- em cada tubo de ensaio e, com a ajuda de um cronômetro, foi marcado o tempo de cada reação até o aparecimento de uma cor azulada.
Em uma etapa separada, para observar o efeito da temperatura no tempo de reação, colocou-se 10 mL da solução de IO3- em um tubo de ensaio, colocou-se gelo em uma bacia com água e o tubo com a solução de IO3- foi exposto a uma temperatura baixa. Logo após, foi adicionado ao mesmo tubo de ensaio uma solução de HSO3- e cronometrou-se o tempo de reação.
Resultados e discussão:
Parte I:
Com os dados obtidos foi construída a tabela a seguir:
	Nº do tubo
	KIO3
0,02 mol/L (ml)
	H2O destilada (ml)
	NaHSO3 0,02%(p/v) (ml)
	Concentração de IO3- (mol/L)
	Tempo de reação (s)
	1
	10
	0
	10
	0,02
	22
	2
	8
	2
	10
	0,016
	24
	3
	6
	4
	10
	0,012
	25
	4
	4
	6
	10
	0,008
	23,3
	5
	2
	8
	10
	0,004
	18,4
Tabela 2: Dados obtidos.
Os cinco experimentos descritos foram realizados na mesma temperatura a qual estava 26ºC. Comparando os tempos de reação nos tubos de ensaio 1, 2, 3, é notável a ocorrência de uma diminuição na velocidade da reação, o que é justificado com as diferentes concentrações de íons IO3- nos referidos tubos (concentração 1>2>3), assim consequentemente um aumento no tempo das reações. Os tubos 4 e 5 obtiveram maior velocidade de reação, consequentemente menor tempo. Tal fato pode ter ocorrido pela baixa concentração de amido na solução ácida, o que impossibilitou de ver o tempo real das reações, os quais no tubo 4 seria maior que no 3 e no tubo 5 seria maior que no 4, devido a concentrações decrescentes das soluções contidas nos respectivos frascos. 
Parte II:
A reação do experimento 2 ocorre nas mesmas condições de concentração do tubo 1 da primeira parte do experimento, porém a uma temperatura reduzida, alcançada com a ajuda de um banho de gelo que se encontrava a 3ºC. O tempo aferido da reação foi de 9 segundos. Tal fato vai de encontro à literatura, uma vez que segundo a mesma quanto menor a temperatura, menor a agitação molecular, consequentemente menor a velocidade da reação. (RUSSELL, 1981). Uma possibilidade para tal fato é que o abaixamento da temperatura possibilitou melhor visão da reação, sendo assim a única que apresentou a coloração esperada no tom azulado.
Conclusão:
A partir dos tubos 1,2 e 3, da parte I, é possível se confirmar o fato de que com o aumento da concentração dos íons na solução ocorre um aumento da velocidade das reações, tal fato referido na literatura é comprovado pelo experimento. Porem como citado, os tubos 4 e 5 não seguiram tais parâmetros devido a erros de preparação dos reagentes, no qual a concentração de amido estava muito baixa. Outro ponto relevante foi no segundo experimento, o qual a temperaturas reduzidas reagiu mais rapidamente que a temperatura ambiente, assim como citado acima é possível que a baixa temperatura tenha proporcionado uma melhor visão da reação.
 Questionário
O que estuda a cinética química?
A cinética química é uma área especifica onde se estuda em particular as velocidades das reações e os fatores que aumentam ou diminuem essas velocidades.
Quais fatores podem influenciar na velocidade de reação?
Temperatura: A velocidade das reações químicas aumenta rapidamente com a elevação da temperatura; em regra, a velocidade de uma reação, nas proximidades da temperatura ambiente, duplica com a elevação de 10oC. Com o aumento da temperatura, aumenta-se a Energia Cinética e, consequentemente, o número de colisões entre as partículas. (AQUINO, 2003)
Concentração: A velocidade de uma reação, geralmente, depende da concentração dos reagentes, pois quanto maior a quantidade de soluto por volume da solução, maior o número de colisões entre as partículas. 2003)
Catalisador: É uma substância que aumenta a velocidade de uma reação sem ser consumida; depois que cessa a reação, ela pode ser recuperada da mistura reacional quimicamente inalterada. Sua presença é indicada escrevendo-se seu nome ou fórmula sobre a seta. (AQUINO, 2003)
Superfície de Contato: 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. 
Eletricidade: Do mesmo modo que o calor, a eletricidade também é uma forma de energia que influi na velocidade de muitas reações químicas. Um exemplo é o da faísca elétrica que provoca a explosão da gasolina nos cilindros dos motores dos automóveis. Outro exemplo é o da reação do hidrogênio com o oxigênio, também provocada por uma faísca elétrica, como descrita pela reação abaixo:
2H2(g) + O2(g)→faísca elétrica→ 2 H2O(g) ∆H = - 94,1 Kcal 
Nessa reação, a faísca elétrica fornece energia para que algumas moléculas de H2 e de O2 ultrapassem a elevação correspondente à energia de ativação. Como a própria reação libera muita energia, isso será suficiente para desencadear a reação na totalidade das moléculas de H2 e de O2 restantes.Presença de Luz: Da mesma maneira que o calor e a eletricidade, a luz (bem como as demais radiações eletromagnéticas) também é uma forma de energia que influi em muitas reações químicas ajudando a quebrar a barreira da energia de ativação. Quando ficamos diretamente expostos ao sol do meio-dia, por exemplo, as queimaduras que sofremos na pele são o resultado da quebra das moléculas formadoras da própria pele. A água oxigenada se decompõe mais facilmente quando está exposta à luz, por isso devemos deixá-la guardada em local escuro. A fotossíntese realizada pelas plantas é um tipo de reação que é influenciada pela presença da luz. Outra reação em que é muito utilizada a luz é a decomposição do AgBr, que dá origem aos filmes fotográficos. (AQUINO, 2003)
A que se deve o aparecimento da cor azul na reação dessa prática?
O aparecimento da cor azulada se justifica quando o iodo se aloja no interior das hélices de amilose, ou das hélices formada nas partes lineares da amilopectina, formando um complexo com aquele tom. (7)
Qual foi o efeito da concentração de IO3- na velocidade da reação? Que se pode concluir do gráfico obtido?
Quando aumentamos a sua concentração haverá uma maior quantidade de moléculas presentes no sistema em um mesmo espaço, o que acarretará em aumento nas suas colisões em um mesmo intervalo de tempo e, consequentemente, uma maior probabilidade de ocorrerem choques efetivos ou eficazes. (FOGAÇA, 2012)
Qual foi o efeito da temperatura na velocidade da reação? Como se justifica o resultado obtido?
Como, com a elevação da temperatura, ocorre um aumento na energia cinética média das moléculas, há alteração na distribuição dessa energia. Dessa maneira, aumenta a quantidade de moléculas com energia suficiente para reagir e, consequentemente, há aumento na velocidade da reação. (MARCO, 2009)
O que é catalisador? Cite exemplos.
É uma substância que aumenta a velocidade de uma reação, permanecendo inalterado qualitativa e quantitativamente no final da reação. A ação do catalisador é abaixar a energia de ativação. O abaixamento da energia de ativação é que determina o aumento da velocidade da reação. 
Alguns exemplos de catalisadores:
A alumina (Al2O3) é utilizada na desidratação de álcoois.
Elementos como prata (Ag), cobre (Cu), platina (Pt), ferro (Fe), níquel (Ni) e seus óxidos, bem como o dióxido de manganês (MnO2), são utilizados em reações de oxidação.
O fosfato de níquel, o cálcio e o óxido de crômio catalisam a desidrogenação de um derivado de petróleo chamado butano. Esse processo é usado na formação do butadieno industrial que, por sua vez, é empregado na produção de borracha sintética. (CRQ, 2011)
Referências bibliográficas
(1) ALVES L.; Cinética Química. 2014. 
Disponível em: <http://m.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm>. Acesso em: 29 set.2014.
(2) AQUINO K.; Cinética Química. 2012. 55f – Universidade federal de Pernambuco 2012. Disponível em: <http://www.ufpe.br/cap/images/quimica/katiaaquino/2anos/aulas/cineticaquimica.pdf> Acesso em: 29 Set.2014. 
(3) BROWN; THEODORE L. Química: A ciência central. 9°edição São Paulo: Pearson Education, 2005. p.972
(4) CONSELHO REGIONAL DE QUÍMICA, Catalisadores, 2009. Disponível em: <http://www.crq4.org.br/quimica_viva__catalisadores> Acesso em: 27/09/2014
(5) FOGAÇA, J.; 2012; Influência da Concentração na Velocidade das Reações. Disponível em: < http://www.mundoeducacao.com/quimica/influencia-concentracao-na-velocidade-das-reacoes.htm> Acesso em 28/09/2014.
(6) MARCO; Cinética Básica, 2009. Disponível em <http://www.marco.eng.br/cinetica/trabalhodealunos/CineticaBasica/influencia.html> Acesso em 28/09/14.
(7) O Iodo permite detectar presença de Amido, 2011. Disponível em :< http://umaquimicairresistivel.blogspot.com.br/2011/06/o-iodo-permite-detectar-presenca-de.html> Acesso em: 28/09/2014 
(8) RUSSELL, J. B.; Química Geral, São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1981.