Aula Prática cinética (1)

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PRÁTICA I: CINÉTICA QUÍMICA 
 
1. OBJETIVOS 
Verificar experimentalmente alguns fatores que determinar ou influenciam a velocidade das 
reações, tais como: temperatura, concentração, catalisadores e superfície de contato. Observar 
quantitativamente a influencia da concentração e da temperatura na velocidade das reações a 
partir da analise do tempo necessário para que uma reação ocorra. 
 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
A cinética química é uma ciência que estuda a velocidade das reações químicas e dos fatores 
que nela influem. A formação de uma substância pode ocorrer de forma rápida ou lenta 
dependendo das condições em que a reação é efetuada. As velocidades das reações em nossa 
vida diária são encontradas de várias maneiras: lentas, rápidas, moderadas e às vezes 
instantâneas como as explosões. 
Os principais fatores na velocidade das reações são: temperatura, superfície de contato, 
presença ou não de catalisadores, concentração dos reagentes e a pressão. 
 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Estudo fenomenológico sobre a velocidade de reações químicas 
 
A) Efeito da concentração 
Em dois tubos de ensaio coloque 5,0 mL de solução 0,1 mol/L de Na2S2O3. No primeiro tubo 
adicione 1,0 mL de HCl 6,0 mol/L e ao segundo tubo adicione 1,0 mL de HCl 0,6 mol/L no 
mesmo tempo. Observe em qual deles aparece primeiro uma turvação amarelada devido ao 
enxofre formado e quanto tempo demorou cada uma das reações. 
 
Faça desenhos mostrando todas as etapas experimentais realizadas e discuta os resultados 
observados. 
 
B) Efeito do catalisador 
Em dois tubos de ensaio coloque um grânulo de zinco e 1,0 mL de H2SO4 1,0 mol/L. Logo que se 
iniciar desprendimento de H2 (bolhas), junte 2 gotas de KMnO4 0,01 mol/L a cada um deles. A 
um dos tubos adicione um pequeno cristal de KNO3. Observe e documente os fatos que se 
sucedem nos dois tubos de ensaio. Nessa experiência a redução do KMnO4, diretamente pelo 
H2 liberado da reação do zinco como o H2SO4, é uma reação muito lenta. 
 
Contudo quando adicionamos KNO3 na solução, os íons de NO3- formados reagem (reduzem) 
rapidamente com o H2 formando NO2- e água. Posteriormente, também de forma rápida, o NO2- 
reduz os íons de MNO4- da solução aquosa em íons de Mn2+. Com este procedimento 
substituímos uma reação lenta por duas reações rápidas como é mostrado abaixo. 
 
 
 
Faça desenhos mostrando todas as etapas experimentais realizadas e discuta os resultados 
observados. 
 
C) Efeito da superfície de contato 
Pegue um pedaço de zinco granulado e pese-o primeiro depois pese o pó de zinco. Acrescente 
ou remova o pó de zinco da balança para que a massa do pó de zinco fique igual a do zinco 
granulado. 
Prepare dois tubos de ensaio, cada um contendo 5,0 mL de solução 6,0 mol/L de HCl. A um dos 
tubos adicione o zinco granulado e uma mesma quantidade de zinco em pó no outro tubo. 
Agite os tubos de ensaio observe o que acontece e compare os tempos de reação. 
Documente o que acontece com os dois tubos. 
 
Equação: Zn(s) + 2HCl (aq)  ZnCl2 (aq) + H2 (g) 
 
Obs. Um experimento similar a esse pode ser realizado em sua casa utilizando dois antiácidos 
efervescentes em tablete e água. Na primeira reação mergulhe o antiácido no copo com água e 
verifique o q acontece. Na segunda reação amasse o outro antiácido até que vire pó, despeje-o 
num copo e em seguida coloque água. 
 
Faça desenhos mostrando todas as etapas experimentais realizadas e discuta os resultados 
observados.