Relatório Química UFC Cinética e Equilíbrio Químico

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Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
Prática Nº 5
Cinética e Equilíbrio Químico
Aluna: Juverlândia Pereira Xavier
Matrícula: 367518 Curso: Farmácia
Professor: Francisco de Assis Pereira Matos
Disciplina: Química Geral e Inorgânica Turma: CE0850C
Data de realização da prática: 01/10/2014
Sumário
Introdução 3
 Objetivos 3
 Metodologia 4
 Resultados e Discussão 6 
 Conclusão 9 
Bibliografia 9 
Introdução
A cinética química estuda a velocidade de uma reação, além dos fatores que influenciam neste processo. Em laboratório, quando se quer obter uma reação, é importante que ajustemos as condições para que não seja uma reação extremamente devagar ou demasiadamente rápida, tendo em vista que se pode demorar anos ou causar uma explosão, respectivamente. É importante saber o efeito da temperatura e da concentração, para termos como ‘’manipular’’ a velocidade da reação. 
Quanto à temperatura, quanto maior a temperatura, maior a velocidade da reação. Quanto à concentração, um acréscimo dos reagentes aumentará essa velocidade.
Existe ainda um terceiro fator que pode influenciar na velocidade de uma reação, o catalisador. Catalisador é uma substância que quando misturada a uma mistura reacional, aumenta a velocidade da reação. Quando se fala a respeito de um catalisador, normalmente se refere àquele que aumenta a velocidade de reação, mas catalisador pode tanto acelerar quanto desacelerar a formação de um produto em particular.
Reações químicas podem ocorrer até completar-se, mas há reações que atingem equilíbrio entre o ponto de não haver reação até o ponto de ter havido a reação completa. O estado de equilíbrio é o ponto em que a velocidade da reação direta se iguala à velocidade da reação inversa e pode ser obtido a partir de qualquer direção, seja pela mistura dos reagentes ou dos produtos. 
Objetivos
Determinar a relação entre velocidade de reação e a concentração dos reagentes;
Discutir mecanismos de reação;
Verificar a diferença entre catalisador e reagente;
Interpretar mudanças no equilíbrio com base no princípio de Le Chatelier.
Metodologia
Parte A – Velocidade de uma reação
Foram preparados 8 tubos de ensaio com 8 combinações diferentes de substâncias, adicionados os reagentes, com exceção do último reagente, (NH4)2S2O8 0,1mol/L, que só foi adicionado por fim em cada um dos tubos para a partir dele começar a contagem de tempo. A seguinte tabela nos mostra a composição dos tubos:
	Soluções
	Composição para cada tubo de ensaio (mL)
	
	1º
	2º
	3º
	4º
	5º
	6º
	7º
	8º
	KI 0,2 mol/L
	2
	2
	2
	1
	0,5
	2
	2
	2
	Na2S2O3 0,0050 mol/L em amido 0,4%
	1
	1
	1
	1
	1
	1
	1
	1
	KCl 0,2 mol/L
	
	
	
	1
	1,5
	
	
	
	K2SO4 0,1 mol/L
	
	
	
	
	
	1
	1,5
	
	CuSO4 0,1mol/L
	
	
	
	
	
	
	
	1 gota
	(NH4)2S2O8 0,1mol/L
	2
	2
	2
	2
	2
	1
	0,5
	2
Tabela 1. Composição para cada tubo de ensaio
Depois de posto o (NH4)2S2O8 0,1mol/L em cada tubo, um por um, foi iniciada a contagem do tempo, que foi anotada. 
 Parte B – Catálise
Foram preparados 3 tubos de ensaio e adicionado a cada um deles 1mL dos seguintes reagentes:
1) NaOH 2,5mol/L
2) H2SO4 2mol/L + KmnO4 mol/L
3) H2SO4 2mol/L + CuSO4 0,2mol/L 
Em seguida, foram adicionados 2mL de solução de H2O2 2 mol/L em cada tubo. Foram observados os efeitos e anotados.
Parte C – Equilíbrio químico
Foi elaborada pelo professor uma solução feita pela adição de 15mL de Fe(NO3)3 0,1mol/L e 15mL de KSCN 0,1mol/L, seguido de diluição com água até formar-se um volume de 250mL.
Foram transferidos 5ml da solução para um tubo de ensaio e misturado com 1 mL de Fe(NO3)3 0,1mol/L.
Outros 5ml da solução feita pelo professor foram colocados em um segundo tubo de ensaio, foi adicionado ao tubo 5 gotas de NaOH 6mol/L. Foi observada a formação de um precipitado, Fe(OH) 3.
Foram colocados 5 mL da solução em quarto tubo de ensaio para efeito de comparação e controle. As alterações e intensidade relativa da cor vermelha do FE(SCN)² em cada um dos tubos foram anotadas.
Resultados e Discussão
Parte A – Velocidade de uma reação
	
	Composição para cada tubo de ensaio (mL)
	
	1º
	2º
	3º
	4º
	5º
	6º
	7º
	8º
	Tempo (segundos)
	37,7s
	37,3s
	38s
	64s
	92s
	90s
	188s
	4s
Tabela 2. Tempo de reação
O tempo foi contado a partir do momento que uma substância foi adicionada à outra até que toda a reação se completasse, quando não houvesse mais diferenças ocorrendo na coloração.
No 1º tubo, 2º tubo e 3º tubo ocorreu a mesma reação, isso para checar a precisão da experiência. O tempo decorrido até que se completasse a reação foi de aproximadamente 37 segundos, com pequena variação de um para outro.
No 4º tubo notou-se a mudança de incolor para azul e em seguida a solução assumiu cor preta no tubo.
No 5º tubo foi utilizado 0,5 mL de KI, que agiu como catalisador, notou-se então um tempo maior na ocorrência da reação, 92 segundos. Inicialmente a solução era incolor, depois azul e por final ficou preta.
No 6º tubo e 7º tubo as variações de cores também ocorreram da mesma forma e levou 1minuto e meio para que a reação se completasse. Com um aumento na quantidade de K2SO4 no 7º tubo, percebeu-se uma diminuição da velocidade de reação, levou 3 minutos e 43 segundos.
No 8º tubo, a solução apresentou uma solução de coloração cinza escuro depois ficou branca. A reação levou 4 segundos.
Obs.: KCl 0,2mol/L e K2SO4 0,1mol/L entram na equação para manter os íons e o volume da solução constante em todos os tubos.
Consideremos VX = Velocidade de reação do Xº frasco e Calculando-se as ordens de reação de [S2O3-2] e [I2-], temos:
No frasco 3 para o 4, percebemos que a concentração de S2O3 se mantém constante e a de I- é reduzida pela metade. Como o tempo de reação dobra e, quanto menor tempo, maior a velocidade podemos notar que I- é de ordem 1. No frasco 3 para o 6, percebemos que a concentração de I- se mantém constante e a de S2O3 é diminuida para 2/3. Como o tempo de reação do 7º frasco chega próximo também de 2/3 do tempo de reação do 3º frasco e, quanto menor tempo, maior a velocidade podemos notar que I- é de ordem 1. Assim, podemos dizer que a velocidade de reação de cada frasco foi :
	X/ V (M/s)
	1º
	2º
	3º
	4º
	5º
	6º
	7º
	V[S2O3] = (10-3)/T
	3,1 x10-5
	2,85x10-5
	2,94 x10-5
	1,85x10-5
	1,72x10-6
	1,66x10-5
	5,07x10-5
	V[I-] = (0, 0005) / T
	1,56x10-5
	1,42x10-5
	1,47x10-5
	9,25x10-6
	8,62x10-6
	8,33x10-6
	2,53x10-6
	
	
	
	
	
	
	
	
Parte B – Catálise
Foram analisados a ocorrência das reações após a adição de 2,0 mL de H2O2, que agiu como catalisador das reações. Após as misturas de cada substancia não foram notadas relevantes mudanças de coloração, das resultantes naturais: 1) transparente; 2) roxo e 3) azul piscina.
No 1º tubo, ao adicionar Peróxido de Hidrogênio à substância presente no tubo, notou-se a formação de bolhas e liberação de gás. 
No 2º tubo, ao adicionar H2O2, a solução presente no tubo liberou gás e mudou a cor, passando a ser incolor.
No 3º tubo, com a adição do peróxido, notou-se liberaçãode gás. Em seguida, foi-se adicionado 2ml de H2O2 (catalisador) em cada tubo. No 1º tubo, o peróxido de hidrogênio reagiu com o excesso de oxigênio e entrou em efervescência, ocorreu o borbulhamento, liberação de gás e aquecimento. No 2º tubo a solução ficou transparente e borbulhou. No 3º tubo aparentemente nada aconteceu.
Parte C – Equilíbrio químico
Obteve-se os seguintes resultados: No 1º tubo, contendo 5 mL de solução padrão e 1ml de Fe(NO3)3, notou-se intensificação da cor original, vermelha, onde a adição de mais reagente na reação tende a deslocar o equilíbrio no sentido de formação de produtos. Foi obtido um vermelho mais escuro.
No 2º tubo, com 1,0 mL de KSCN, notou-se intensificação da cor, pois ao ser adicionado mais reagente, por Le Châtelier, ocorreu um deslocamento do equilíbrio no sentido de formar mais produtos e restaurar o equilíbrio, causando a intensificação da cor.
No 3º tubo, tínhamos a mesma amostra do 1º, mas com 5 gotas de NaOH, e notou-se a formação de um precipitado insolúvel, não se processando como as outras duas reações.
Conclusão
 Com os procedimentos e experimentos feitos, pode-se diferenciar mecanismos para determinar a velocidade de uma reação na parte A, diferenciar reagentes de catalisadores na parte B e notar o principio de LE CHATELIER na parte C.
Foi possível observar que as substâncias presentes no 7º tubo e no 8º tubo foram, respectivamente a de menor velocidade de reação e a de maior, sendo a reação ocorrida no 8º tubo acelerada pela presença de um catalisador, o CuSO4. Na parte B, o Peróxido de Hidrogênio (H2O2), agiu na reação com NaOH como reagente, levando a formação de bolhas pela solução; na segunda reação, com H2SO4 2M e KmnO4 0,1M, agiu com catalisador, não influenciando no equilíbrio da reação, apenas baixando a energia de ativação para que a reação ocorresse mais rapidamente; no terceiro tubo, com H2SO4 2M e CuSO4 0,2M, agiu como reagente, onde causou a liberação de bolhas ao ser adicionado. Na terceira parte do experimento, ao se adicionar mais reagentes, notou-se que no primeiro e no segundo tubo, houve uma alteração no equilíbrio, ocorreu um deslocamento do equilíbrio no sentido direto da reação, objetivando formar mais produtos e restaurar o equilíbrio, que foi o que causou a intensificação da cor. No terceiro tubo, notou-se a formação de um precipitado insolúvel, o Fe(OH)3.
Bibliografia
BROWN, T. L.; LeMAY, Jr, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J.R. Química a Ciência Central. 9ª Ed. São Paulo, Pearson 2005. 
CHANG, R. Química Geral: Conceitos Essenciais. 4ª Ed. São Paulo, McGrawhill, 2006.
Manual de Laboratório de Química Geral e Inorgânica 2014.2 – Prática 4 - Universidade Federal do Ceará.