Relatório XI - Relógio Químico (Cinética Química) - Química Geral

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���UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ – CINÉTICA QUÍMICA
RELÓGIO QUÍMICO
 
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CINÉTICA QUÍMICA
RELÓGIO QUÍMICO
Universidade Estácio de Sá
Faculdade: Universidade Estácio de Sá
Disciplina: Química Geral
Docente: Bárbara Diniz
Turma: 3053
Grupo: 
1- INTRODUÇÃO
A reação de Landolt, também conhecida como “reação do relógio de iodo”, foi descoberta pelo químico suíço Hans Heinrich Landolt em 1886. Sendo um dos exemplos mais adequados para demonstrar alguns aspectos fundamentais da cinética de reações químicas. O Relógio de iodo pode ser usado em sala de aula para explicar sobre o conteúdo de Cinética Química, que envolve o estudo da velocidade das reações. A seguir é mostrado primeiro como realizar o experimento clássico, depois como realizá-lo utilizando materiais alternativos de baixo custo e, por último, como realizar esse experimento de um modo que envolva os fatores que influenciam a velocidade das reações químicas, tais como a temperatura e a concentração dos reagentes.
Mecanismo da Reação de Landolt
A reação de Landolt consiste em uma solução de iodato de potássio que é adicionada a uma solução acidificada de bissulfito de sódio contendo amido (indicador de Iodo, responsável pela formação de um complexo azul), que após certo tempo de reação, a mistura inicialmente incolor torna-se subitamente azul.
Essa clássica reação relógio baseia-se na oxidação lenta do íon iodeto a iodo (eq. 2), seguida da redução rápida do iodo novamente a iodeto (eq. 3). O experimento é cuidadosamente montado de modo a esgotar, depois de um período de tempo, o agente redutor, permitindo então que prevaleça a reação lenta de oxidação do iodeto a iodo.
Na reação de Landolt ocorre uma sequência de reações:
Primeira reação (lenta)
IO3-(aq) + 3HSO3-(aq) → I-(aq) + 3SO4-2(aq) + 3H+(aq)   (1)
Segunda reação (lenta)
IO3-(aq) + 5I- (aq) + 6H+(aq) → 3I2(aq) + 3H2O(I)   (2)
Terceira reação (rápida)
I2(aq) + HSO3-(aq) + H2O(I) → 2I-(aq) + SO4-2(aq) + 3H+(aq)   (3)
Quando todo o bissulfito é consumido, o iodo é acumulado no sistema e a mistura muda rapidamente de cor devido à formação de um complexo azul. Na presença de iodeto, a interação do amido com o iodo leva a uma distribuição de complexos com as espécies I3- e I5-. Mas isso não acaba interferindo no experimento. Portanto simplifica se a representação da formação desses complexos nessa seguinte reação:
I2(aq) + I-(aq) + amido(aq) → amido + I3-(aq)   (4)
A principal vantagem da reação Landolt é que ela apresenta um ponto bem definido para a sua conclusão, se comparado com outras reações frequentemente usadas para experimentos de cinética (como por exemplo, dissolução de comprimido efervescente).
2- OBJETIVOS 
Estudar e mostrar a influência da concentração dos reagentes que estão diretamente ligados com a velocidade de uma reação química.
3- MATERIAIS E REAGENTES
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Tubos de ensaios;
Estante p/ tubos de ensaio;
Béqueres de 50 ou 100 mL;
Bastão de vidro;
Cronômetro;
Solução A (4 g/L de KIO3);
Solução B (0,85 g/L de NaHSO3);
Amido (solúvel);
Pipeta graduada 10 mL;
Pêra;
Água destilada;
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4- PROCEDIMENTOS
De início, foi separado 1 tubo de ensaio e inserido cerca de 1 mL de solução A (KIO3) e depois adicionado cerca de 9 mL de água destilada. Com isso, foi necessário calcular a concentração da solução no tubo, através do cálculo de diluição. Logo em seguida, foi separado 1 béquer e inserido 10 mL de solução B (NaHSO3), então a solução existente no tubo de ensaio, foi adicionado ao béquer rapidamente, que no mesmo instante foi disparado o cronômetro, para que fosse contabilizado o tempo de duração até o momento da reação. Por meio do experimento, foi necessário agitar constantemente a solução até que houvesse o sinal da reação, que se caracterizava pela alteração de cor e assim parava o cronômetro e anotava o tempo gasto para a reação. Por final, foi necessário a repetição do procedimento por mais 8 vezes, com mais 8 tubos de ensaios e 8 béqueres diferentes, sendo que foi determinado aumentar a quantidade de solução A e diminuir a quantidade de água destilada, sempre mantendo o volume final da primeira etapa com cerca de 10 mL. O experimento possuía uma tabela pronta, que durante a cada experimento, era necessário que fosse anotado as informações da concentração encontrada e o tempo gasto para realizar a reação química.
5- RESULTADOS E DISCUSSÕES
Todos os experimentos obtiveram as mesmas reações, sofreram alteração de cor, para um azulado forte, porém o que foi observado de incomum, se trata da velocidade em que cada um sofreu para ter a reação, pois o tempo gasto de cada um foi totalmente diferente. Enquanto possuía uma concentração menor, o tempo gasto foi maior, com a concentração maior, o tempo foi menor. Então foi analisado que, quanto maior a concentração, maior será a velocidade de reação e menor será o tempo gasto.
Cálculo da concentração da solução:
Dados: Solução A (4 g/L); 
1ª solução: Ci.Vi = Cf.Vf → 4g/L.1mL = Cf.10mL → Cf= 0,4 g/L
2ª solução: Ci.Vi = Cf.Vf → 4g/L.2mL = Cf.10mL → Cf= 0,8 g/L
3ª solução: Ci.Vi = Cf.Vf → 4g/L.3mL = Cf.10mL → Cf= 1,2 g/L
4ª solução: Ci.Vi = Cf.Vf → 4g/L.4mL = Cf.10mL → Cf= 1,6 g/L
5ª solução: Ci.Vi = Cf.Vf → 4g/L.5mL = Cf.10mL → Cf= 2,0 g/L
6ª solução: Ci.Vi = Cf.Vf → 4g/L.6mL = Cf.10mL → Cf= 2,4 g/L
7ª solução: Ci.Vi = Cf.Vf → 4g/L.7mL = Cf.10mL → Cf= 2,8 g/L
8ª solução: Ci.Vi = Cf.Vf → 4g/L.8mL = Cf.10mL → Cf= 3,2 g/L
9ª solução: Ci.Vi = Cf.Vf → 4g/L.9mL = Cf.10mL → Cf= 3,6 g/L
	Solução A (mL)
	H2O destilada (mL)
	C (g/L)
	Solução B (mL)
	Tempo (s)
	1 mL
	9 mL
	0,4 g/L
	10 mL
	165 s
	2 mL
	8 mL
	0,8 g/L
	10 mL
	55 s
	3 mL
	7 mL
	1,2 g/L
	10 mL
	34 s
	4 mL
	6 mL
	1,6 g/L
	10 mL
	24 s
	5 mL
	5 mL
	2,0 g/L
	10 mL
	19 s
	6 mL
	4 mL
	2,4 g/L
	10 mL
	15 s
	7 mL
	3 mL
	2,8 g/L
	10 mL
	13 s
	8 mL
	2 mL
	3,2 g/L
	10 mL
	12 s
	9 mL
	1 mL
	3,6 g/L
	10 mL
	11 s
Cálculo da velocidade média:
Vm= |n/t|
Vm= |0,4g/L - 3,6g/L / 165s - 11s|
Vm= |-3,2g/L /154s|
Vm= |- 0,021|
Vm= 0,021 ou 2,1x10-2g/L/s
6- CONCLUSÕES 
Sabe-se que a cinética química demonstra a velocidade das reações químicas, no qual alguns fatores são responsáveis por acelerarem ou diminuírem a velocidade das reações.
Então, foi possível observar que quanto maior a quantidade de solução A, maior era a concentração encontrada e mais rápido ocorriam as reações, com a alteração de cor da solução.
Além de verificar que quanto mais concentrado for o iodeto, a reação ocorrerá de forma mais rápida, acontecendo o inverso ao adicionar mais bissulfito, que faria a reação ocorrer mais lentamente.
Esse acontecimento das reações se deve a vários fatores termodinâmicos e cinéticos, e as condições básicas e necessárias para que essa ocorra são: Afinidade química, o contato com os reagentes e o choque bem orientado. Com orientação favorável, a colisão pode ser efetiva, permitindo que ocorra a reação química. 
Os principais fatores que influenciam na velocidade das reações são a energia de ativação, a pressão, a temperatura, a superfície de contato, a presença de catalisadores, a natureza e concentração dos reagentes. 
7- REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
http://www.engquimicasantossp.com.br/2012/03/reacao-de-landolt.html, acessado em 17/05/2018.
FONSECA, M. R. M. da Química: Meio ambiente, cidadania e tecnologia – 1. ed. FTD: São Paulo, 2007.
ATIKINS, Peter. JONES, Loreta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente.