relatório de química - prática 9 - cinetica e equilibrio quimico(novaversão)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
CENTRO DE CIÊNCIAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA 
RELATÓRIO DE AULA EXPERIMENTAL 
QUÍMICA GERAL PARA ENGENHARIA 
PROFA. Cristiane Pinto Oliveira TURMA: 04A 
NOME: Nízia Stephanie de Lemos Rodrigues MATRÍCULA: 352273 
PRÁTICA: Experimento 09 - Cinética Química e Equilíbrio 
 
 
1. OBJETIVOS 
 
 Pretendeu-se, através do experimento realizado, observar a velocidade da reação, verificando o seu 
mecanismo, o efeito de catalisadores nas reações e o princípio de Le Chatelier aplicado ao equilíbrio químico. 
 
2. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
 Parte A - Velocidade de uma reação 
 
Soluções Solução para cada experiência (mL) 
 1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 
1) KI 0,2 mol L-1 2 2 2 1 0,5 2 2 2 
2) Na2S2O3 0,0050 mol L
-1 em amido 
0,4% 
1 1 1 1 1 1 1 1 
3) KCl 0,2 mol L-1 1 1,5 
4) K2SO4 0,1 mol L
-1 1 1,5 
5) CuSO4 0,1 mol L
-1 1 gota 
6) (NH4)2S2O8 0,1 mol L
-1 2 2 2 2 2 1 0,5 2 
TEMPO (segundos) 11,46 26,07 22,87 46,24 92,27 54,02 117,86 0,31 
 
 Conforme a fórmula da velocidade, V = [A] / t , sendo assim, a concentração molar da solução é 
inversamente proporcional ao tempo, ou seja, ao aumentar a concentração, espera-se que o tempo diminua e 
vice-versa. Se o fator pelo qual a concentração diminuir for 2 e o tempo aumentar por um fator 2, então a 
reação será de primeira ordem. Já se o tempo aumentar por um fator 4, para o mesmo decréscimo da 
concentração, então a reação será de segunda ordem. As três primeiras colunas ocorrem a mesma reação, 
pois elas serviram para checar a precisão, sendo que o valor da primeira coluna foi desconsiderado por se 
encontrar muito distante dos demais valores. 
 Ao observar-se os dados experimentais das colunas 3 e 4, 4 e 5 em relação ao íon I-, tem-se que: 
 
Coluna 3 e 4 Coluna 4 e 5 
2/1 = 46,24/22,87 
2 = 2,022 
1/0,5 = 92,27 / 46,24 
2 = 1,995 
 
 Com os cálculos realizados, o que se observa é que quando a concentração diminuir, o tempo aumentará 
pelo mesmo fator, ou seja, para I- a reação será de primeira ordem. 
 
 
 Da mesma forma, ao analisar-se as colunas 3 e 6, 6 e 7 em relação ao íon S2O8
2-, tem-se que: 
 
Coluna 3 e 6 Coluna 6 e 7 
2/1 = 54,02/22,87 
2 = 2,362 
1/0,5 = 117,86/54,02 
2 = 2,181 
 
 Desconsiderando-se o pequeno erro experimental, percebe-se que a cada queda para a metade da 
concentração de S2O8
2, o tempo irá dobrar, conforme seria esperado para uma reação de primeira ordem. 
Sendo assim, verificou-se que a ordem de reação dos íons I- e S2O8
2- será 1, separadamente. Já a ordem global 
da reação será 2, conforme pode ser observado abaixo: 
 V = k [I-] [S2O8
2-] 
 Em relação ao mecanismo da reação, observa-se que o mecanismo 1 é o mais aceitável, conforme observa-
se abaixo: 
 I- + S2O8
2- SO4
2- + SO4I
- (etapa lenta) 
 SO4I
- + I- I2 + SO4
2- (etapa rápida) 
 Somando as duas etapas, tem-se: 
 2 I- + S2O8
2- I2 + 2SO4
2- 
 A equação acima corresponderia à lei da velocidade encontrada anteriormente, logo, esse seria o 
mecanismo mais provável. 
 No último tubo de ensaio, ao adicionar-se 1 gota de CuSO4 a reação ocorre quase que instantaneamente, 
levando menos de um segundo, contrastando com os tempos das outras reações. Sendo assim, pode-se afirmar 
que o CuSO4 age como catalisador, uma vez que o tempo de reação é reduzido e não há nenhuma evidência 
de que o sulfato de cobre tenha sido consumido na reação 
 
 Parte B - Catálise 
 Na parte B, foram preparados três tubos de ensaio com os seguintes reagentes: 
a) NaOH mol L-1 
b) H2SO4 2 mol L-1 + KMnO4 0,1 mol L-1 
c) H2SO4 2 mol L-1 + CuSO4 0,2 mol L-1 
 E em seguida, adicionou-se a cada um dos tubos 2 mL de solução H2O2 2mol L
-1. Em cada um dos tubos 
foram observados os seguintes fenômenos, respectivamente: 
a) Ocorreu a liberação de gás e o tubo ficou quente. 
b) Houve mudança de cor e liberação de gás. 
c) Ocorreu apenas liberação de gás. 
 Observando em qual dos tubos está o catalisador, chegou-se à conclusão de que seria no terceiro tubo de 
ensaio, pois um catalisador deve acelerar a reação sem ser consumido. No caso da decomposição do peróxido 
de hidrogênio, é esperado que haja liberação de gás como evidência de que a reação ocorreu. No primeiro 
tubo, no entanto, há liberação de gás e o tubo fica quente, caracterizando-se por uma reação exotérmica, 
evidenciando que não há apenas a decomposição do peróxido de hidrogênio, mas provavelmente outra reação 
ocorreu, ou seja, os reagentes foram consumidos, não se caracterizando, dessa forma, como um catalisador. 
 No segundo tubo, também há uma evidência de que outra reação ocorre, já que há liberação de gás e 
mudança na cor, o que evidenciaria que o reagente também foi consumido, não podendo ser classificado, 
portanto, como catalisador. Já no último tubo, observa-se apenas a liberação de gás, ou seja, apenas a 
evidência de reação que seria esperada para a decomposição do peróxido de hidrogênio, logo, percebe-se que 
os reagentes não foram consumidos, pois não há qualquer outra evidência de reação, mas eles aceleraram a 
reação de decomposição, sendo caracterizados então como catalisadores. 
 
 
Parte C - Equilíbrio químico 
 Foram preparados 4 tubos de ensaio com 5mL de uma solução padrão feita de 15,0 mL Fe(NO3)3 0,1 mol 
L-1 e 15,0 mL de KSCN 0,1 mol L-1, diluída em água. 
 Posteriormente, aos três primeiros tubos foram feitos os seguintes acréscimos, respectivamente: 
a) 1 mL de Fe(NO3)3 0,1 mol L-1; 
b) 1 mL de KSCN 0,1 mol L-1; 
c) 5 a 6 gotas de NaOH 6 mol L-1. 
 Um quarto tubo foi mantido apenas com a solução padrão para comparação e controle da cor. 
 O que se observou, comparando-se a intensidade da cor vermelha do íon Fe(SCN)2+ em cada um dos três 
primeiros tubos, respectivamente, foi que: 
a) No primeiro tubo, a cor vermelha fica mais forte em relação à solução padrão. 
b) No segundo tubo, a cor vermelha fica ainda mais forte em relação ao primeiro tubo. 
c) É formado um precipitado insolúvel de cor alaranjada. 
 Observou-se a seguinte equação química: 
 Fe3+(aq) + SCN(aq) Fe(SCN)
2+
(aq) 
 E a partir dela, montou-se o cálculo da constante de equilíbrio Kc e do coeficiente da reação Qc, conforme 
abaixo: 
 Kc = [FeSCN2+] / [SCN-] [Fe3+] 
 Qc = [FeSCN2+] / [SCN-] [Fe3+] 
 De acordo com o princípio de Le Chatelier, “uma reação química que é deslocada do equilíbrio por uma 
mudança de condição, prosseguirá na busca de um novo estado de equilíbrio na direção que pelo menos 
parcialmente minimizará a mudança nessa condição”. Logo, no primeiro tubo há um aumento na 
concentração do reagente Fe(NO3)3, gerando um aumento na concentração de Fe
3+. Como a concentração de 
[Fe3+] é inversamente proporcional ao Qc, então nesse caso Qc < Kc, o que evidencia que o equilíbrio está 
deslocado para a direita e haverá formação de mais produto, Fe(SCN)2+, responsáveis pela coloração 
vermelha, o que de fato foi verificado já que a coloração ficou mais escura. 
 Já no segundo tubo, ao ser aumentada a concentração de KSCN, a concentração dos íons SCN- também 
deve aumentar. E da mesma forma que o Fe3+, o SCN- também é inversamente proporcional ao Qc, portanto, 
o Qc irá diminuir, logo, Qc < Kc. Sendo assim, o equilíbrio será deslocado para direita e haverá formação de 
mais produto, o que pode ser evidenciado pelo fato da coloração ter ficado mais escura. No entanto, ao serem 
comparados o primeiro tuboe o segundo, no segundo a cor fica ainda mais escura que no primeiro, o que nos 
leva a crer que ele seria o reagente limitante da reação. 
 Já no terceiro tubo, ao adicionarmos NaOH concentrado, os íons de ferro(III) se ligarão ao hidróxido e 
será obtido hidróxido férrico, conforme pode-se observar abaixo: 
3NaOH + Fe3+ + SCN- Fe(OH)3 + 3 Na
+ + SCN- 
 Dessa forma, o Fe3+ da reação será consumido, o que levará a um aumento do Qc, dessa forma, Qc > Kc, 
logo o equilíbrio estará deslocado para a esquerda, ou seja, haverá a formação de mais reagente. As reações 
obedecem ao princípio de Le Chatelier e tentam sempre se deslocar num sentido de reestabelecer o equilíbrio. 
 
3. CONCLUSÕES 
 Conclui-se que a cinética e do equilíbrio químico não só estão presentes no nosso cotidiano, em reações 
como, por exemplo, a oxidação do ferro, mas também é uma importante área de estudo para várias indústrias 
como, por exemplo, a indústria farmacêutica. Sabendo como a cinética e como o deslocamento do equilíbrio 
podem influenciar uma reação, podemos controlá-la para alcançarmos o que desejamos, seja a formação de 
mais produto no caso da amônia, seja acelerar uma reação.