CINÉTICA I
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CINÉTICA I


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Cinética Química I \u2013 Fatores que influenciam a velocidade das reações
Introdução:
 A cinética química estuda os fatores que influenciam uma reação química e também a velocidade em que ela ocorre. Sabe-se que as reações podem se processar lenta ou rapidamente.
 Não existe uma velocidade geral para todas as reações químicas, cada uma acontece em sua velocidade específica. Algumas são lentas e outras são rápidas. 
Como por exemplo: ao se guardar alimentos na geladeira, retarda-se a sua decomposição; a neutralização de um ácido por uma base e a queima do álcool etílico ocorre rapidamente; já a oxidação de um metal exposto ao ar ocorre lentamente. 
Reações químicas que envolvem interações de íons ocorrem rapidamente, pois, eles são capazes de atrair-se reagirem entre si, ao contrário das espécies covalentes, que reagem lentamente.
 A velocidade das reações químicas depende de uma série de fatores: a concentração das substâncias reagentes, a temperatura, a luz, a natureza dos reagentes, a presença de catalisadores e a superfície de contato.
 A velocidade de uma reação é controlada por dois fatores:
 1- O número de moléculas que estão reagindo (Isso aumenta o número de colisões efetivas).
 2- A fração de colisões efetivas que ocorrem.
 A energia mínima para que as espécies se colidam é chamada de energia de ativação. Catalisadores diminuem a energia de ativação fazendo com que a velocidade da reação ocorra mais rapidamente.
A velocidade de uma reação química, aA + bB + cC..., é:
Velocidade = K(A)¹ (B)² (C)³, onde 1, 2 e 3 são índices obtidos do estudo do mecanismo da reação.
Objetivo:
Estudar o efeito da concentração e temperatura na velocidade de reação, bem como efeito dos catalisadores.
Materiais: 
10 tubos de ensaio 18x150 mm
03 tubos de ensaio 12x120 mm
02 pipetas graduadas de 10 ml
01 béquer de 250 ml
04 conta-gotas
01 suporte para tubo de ensaio
01 termômetro
01 cronometro
Reagente e Indicadores:
50 ml de solução 0,01mol/L de KIO\u2083
70 ml de solução 0,04%m/v de NaHSO\u2083 em dispersão em 5 ml de amido 0,2% H\u2082O\u2082 10 volumes
01 ml de solução de FeCl\u2083 0,5mol/L
01 ml de solução de CuCl\u2082 0,5mol/L
01 ml de solução de Na\u2082HPO\u2084 a 0,25mol/L
Gelo
Procedimentos Experimentais:
1ª Parte
Efeito da concentração na reação: 2IO\u2083- + 5HSO3- + 2H --> I\u2082 + 5HSO\u2084- + H\u2082O
Em um suporte de tubos de ensaio colocou-se 5 tubos já numerados para facilitar sua identificação. Ao tubo 1 colocou-se 10 ml da solução 0,01 mol/L de KIO\u2083, e, aos demais tubos adicionou-se 8, 6, 4 e2 ml respectivamente na ordem crescente de suas numerações. Aos tubos que não completaram 10 ml de líquido em seu interior, adicionou-se água destilada até que seu volume atinja 10 ml. Agitou-se cada tubo para a Homogeneização. Colocou-se no tubo numero 1 10 ml da solução 0,04% m/v de NaHSO\u2083, marcou-se no cronometro o tempo que se decorreu até o começo da reação. Repetiu-se esse processo para todos os demais tubos. Anotou-se os resultados.
2ª Parte
Efeito da temperatura na reação: 2IO\u2083- + 5HSO\u2083- + 2H --> I\u2082 + 5HSO\u2084- + H\u2082O
Colocou-se em um tubo de ensaio de 18x150mm de solução KIO\u2083, e, em outro 5 ml de solução NaHSO\u2083, Colocou-se os dois tubos no gelo. Com o auxilio do termômetro mediu-se a temperatura até que ela atingiu 5 °C . Colocou-se no tubo da solução KIO\u2083 a solução de NaHSO\u2083. Agitou-se para homogeneização. Cronometrou-se o tempo até o inicio da reação. Repetiu-se esse processo para as temperaturas de 15°C e 25°C. Anotou-se os resultados.
3ª Parte
Efeito catalisador sobre a reação: H\u2082O\u2082 --> H\u2082O +1/2 de O\u2082
Em um suporte para tubos de ensaio colocou-se 3 tubos 12x120 mm. Em cada um dos tubos adicionou-se 1mL de H\u2082O\u2082 10 volumes. Utilizando outra pipeta conta gotas adicionou-se no tubo um 2 gotas da solução de FeCl\u2083 ; ao tubo 2, 2 gotas da solução de CuCl\u2082; ao tubo 3, 3 gotas da solução de Na\u2082HPO\u2084 e 2 gotas da solução FeCl\u2083. Observou-se os resultados.
Resultados e Discussões: 
1ª Parte 
Tabela 1: tempo de reação em relação ao volume de solução adicionado.
	Tubo
	KIO\u2083 (mL)
	Água destilada (mL)
	NaHSO\u2083 (mL)
	Tempo decorrido (s)
	Cor
	1
	10 mL
	------------
	10 mL
	39 s
	Azul
	2
	8 mL
	2 mL
	10 mL
	44 s
	Azul
	3
	6 mL
	4 mL
	10 mL
	61 s
	Azul
	4
	4 mL
	6 mL
	10 mL
	101 s
	Azul
	5
	2 mL
	8 mL
	10 mL
	235 s
	Azul
De acordo com os resultados dos experimentos na tabela acima se verifica que quanto maior o volume de KIO\u2083 para uma mesmo volume de NaHSO\u2083 a solução adquire coloração azul mais rápido. Isso é esperado, devido à maior quantidade de partículas envolvidas na semi-reação limitante (lenta), e obviamente, a maior probabilidade de colisões efetivas. 
 O processo ocorre de acordo com as seguintes reações: 
1º: O iodo e o íon sulfato de hidrogênio são gerados pela reação: 2 H+(aq) + 5 HSO3- + 2 IO3-(aq) -> I2(aq) + 5 HSO4-(aq) + H2O(l) que constitui a etapa limitante da velocidade reacional. 
2º: O iodo continua a reagir de acordo com: H2O(l) + HSO3-(aq) + I2(aq) -> 2 I3-(aq) + HSO4-(aq) + 2 H+(aq) para formar o íon tri-iodeto, que ao reagir com o amido forma o complexo azul: I3-(aq) + amido -> complexo amido-I3- (azul). 
A experiência mostra que velocidades diferentes dependem da concentração dos reagentes. A súbita mudança da cor da solução, de incolor para azul profundo, pode ser explicada pela seqüência de reações apresentadas; portanto dependente da velocidade das reações anteriores. Dessa forma, qualquer fator que acelere a primeira reação (por exemplo, aumento da concentração \u2013 aumento de colisões efetivas) diminuirá o tempo da reação global.
2ª Parte:
Tabela 2: tempos de reação em função da temperatura.
	Tubo
	Temperatura (°C)
	Tempo Decorrido (s)
	1
	 5°C 
	67s 
	2
	15°C
	59s 
	3
	25°C
	35s
 Ao medir o tempo de reação ocorrida nos tubos em temperaturas diferentes, pode-se verificar que quanto menor a temperatura, mais tempo é necessário para ocorrência da reação, uma vez que a redução da temperatura reduz a vibração ( energia cinética ) das partículas e conseqüentemente o número de colisões efetivas.
3ª Parte
Tabela 3: efeito do catalisador.
	Tubo Número
	Solução a ser adicionada
	Volume a ser adicionado
	Observações
	1
	FeCl3
	2 gotas
	Houve rápida liberação de gás e a solução se tornou amarelada
	2
	CuCl2
	2 gotas
	Não houve liberação de gás como nos outros tubos e a solução ficou ligeiramente azulada.
	3
	Na2HPO4
FeCl3
	3 gotas
2 gotas
	Iniciou-se a liberação de gás mais lentamente que no tubo um.
A mesma quantidade de água oxigenada foi adicionada aos tubos e verificou-se que houve um desprendimento mais rápido de gás oxigênio na seguinte ordem de decrescimento da velocidade Tubo 1 > Tubo 3 > Tubo 2; Isso demonstra que um catalisador eficiente está presente em 1 e 3 \u2013 o FeCl3. 
Sabe-se que um catalisador acelera a reação, mas não aumenta o rendimento, ou seja, é produzida a mesma quantidade de produto, porem num período menor de tempo.Verifica-se então, que no tubo 3 a adição do Na2HPO4 diminui a eficiência do FeCl3 , pois no tubo 1 , contendo apenas FeCl3, o desprendimento de gás ocorreu antes e de forma mais rápida.
Conclusão:
Conclui-se que em todos os experimentos comprovou-se a existência de fatores que afetam a cinética das reações químicas. Acrescenta-se que a velocidade de uma reação química:
É diretamente proporcional a concentração dos produtos, a temperatura.
Referências Bibliográficas:
Site http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm (consultado às 17h30min do dia 21-09-10)