relatorio cinética química

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – Campus Jequié
Departamento de Química e Exatas - DQE
Disciplina: Química Geral II – Bacharelado em Química
Professor: Cleber Galvão Novaes
Alunos: Leone Azevedo, Luiz Henrique, Talita Muniz
Atividade: Aula prática Data: 16.03.2015
CINÉTICA QUÍMICA
Relatório de aula prática apresentado à disciplina de Química Geral II, ministrada pelo professor Cleber Galvão, como avaliação parcial do I semestre - 2015.
Jequié –Bahia
Março - 2015
1. INTRODUÇÃO
		A cinética química estuda a velocidade e os mecanismos com que os reagentes são consumidos para formar os produtos. O mecanismo de uma reação é a descrição das etapas que conduzem os reagentes aos produtos. Porém, a velocidade de uma reação é influenciado por outros fatores como: as concentrações dos reagentes, a temperatura, o estado físico, a presença de um catalisador ou inibidor. [1][2]
		A velocidade de uma reação determina o quão rápido um reagente é consumido e um produto é formado,ou seja, A + B → C. A velocidade no começo de uma reação depende das concentrações inicias dos reagentes (lei de Guldberg e Waage), então se diz que a velocidade = K.[reagente A]a . [reagente B]b onde K é a constante de velocidade, [ ] (colchetes) é a concentração dos reagentes (mol L-1) . Como as particular dos reagentes estão em constante movimento, pode-se dizer que elas possuem uma energia cinética e o aumento da temperatura fornece mais energia para essas partículas, aumentando sua velocidade e diminuindo o tempo em que os reagentes levarão para formar o produto. [1][2]
		Os mecanismos são etapas que levam os reagentes a formação dos produtos. O balanceamento estequiométrico de uma reação somente indica a etapa inicial e final do produto, ela não fornece informações sobre as ligações intermediárias que são formados no processo. Os intermediários são etapas que são formadas somente para serem consumidas logo em sequência. [1][2]
		Algumas reações químicas podem ter uma velocidade baixa e para acelerar essa reação é usado um catalisador. O catalisador faz com que ocorra uma variação na velocidade de uma reação química, sem que ele próprio seja consumido no processo, assim acelerando a formação do produto. Os inibidores são o oposto dos catalisadores, pois ao invés de acelerar a reação ele vai diminuir a velocidade. [1]
2. OBJETIVO
Compreender conceitos relacionados à velocidade de reações.
Avaliar de que forma alguns fatores pode influenciar na velocidade das reações.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1) – Materiais Utilizados:
Tubos de ensaio
Béquer
Proveta
Buretas
Cronômetro
Conta-gotas
Comprimido antiácido
Solução de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol L-1
Magnésio metálico
Água oxigenada (H2O2) 30%
Iodeto de potássio (KI)
Nitrato de chumbo (Pb(NO3)2)
Água gelada
Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,3 mol L-1
Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,3 mol L-1
3.2) – Procedimento Experimental:
	3.2.1) Fatores que alteram a velocidade de uma reação I.
Em dois tubos de ensaio distintos, foi colocado 5,0 mL de água destilada. Dividiu-se um comprimido de antiácido em quatro partes iguais. Foi colocado uma parte do comprimido no tubo 1 e foi anotado o tempo da reação.
Com o auxílio do bastão de vidro, foi triturado a outra parte do comprimido e colocado em um pedaço de papel dobrado. No tubo 2 colocou-se o comprimido triturado e foi anotado o tempo da reação.
Em um terceiro tubo de ensaio, colocou-se 2,0 mL de água gelada e foi adicionado parte do comprimido. O tempo da reação foi anotado.
	3.2.2) Fatores que alteram a velocidade de uma reação II.
Em um tubo de ensaio, foi colocado 1,0 mL de água destilada e 5,0 mL de solução de ácido clorídrico 1,0 mol L-1. Em outro tubo, colocou-se 1,0 mL de solução de ácido clorídrico 1,0 mol L-1 e 5,0 mL de água destilada. Foi adicionado, simultaneamente, cerca de 0,050 g de Mg em cada tubo de ensaio e observou-se em qual deles havia maior produção de gás.
3.2.3) Fatores que alteram a velocidade de uma reação III.
Em um tubo de ensaio, foi colocado 3,0 mL de água oxigenada (H2O2) 30% e observou-se a formação de bolhas de gás. Em seguida, foi adicionado cerca de 0,50 g de iodeto de potássio e foi observado. Então colocou-se 4 gotas da solução do tubo 1 no tubo 2 e foi diluído com 5,0 mL de água. Ao adicionar ao tubo 2, cerca de 0,250 g de Pb(NO3)2 foi observado como ocorreu a reação.
3.2.4) Influência da concentração na velocidade de uma reação.
Foi carregado corretamente três buretas com água, solução de ácido sulfúrico 0,3 mol L-1, respectivamente.
Em quatro tubos de ensaio distintos, foi colocado 4,0 mL de solução de ácido sulfúrico 0,3 mol L-1. Então se numerou os tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4.
Utilizando as buretas, foi colocado, nos tubos numerados, a solução de tiossulfato de sódio 0,3 mol L-1 e água, os resultados foram anotados em uma tabela.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1) Fatores que alteram a velocidade de uma reação I.
		Ao adicionar o comprimido de antiácido no tubo com a água ocorre a diluição do mesmo. O tempo da reação foi cronometrado a apresentando na tabela 01:
Tabela 01: Tempo de diluição do comprimido e a temperatura da água.
	Tubos de Ensaio
	Tempo de reação
	Temperatura da água
	1
	35 s
	Ambiente
	2
	33 s
	Ambiente
	3
	40 s
	Gelada
		Nos tubos 1 e 3 o comprimido antiácido estava em pedaços inteiros (1/4), porém a temperatura da água era diferente. No tubo 01 a água estava a temperatura ambiente e no tubo 3 estava gelada. Pode-se perceber que a diluição do comprimido do tubo 01 foi mais rápida, pois a temperatura afeta a velocidade das reações químicas, como o tubo 3 continha água gelada, a solubilidade do antiácido com a água foi mais lenta.
		Já o tubo 2 a reação foi muito mais rápida, como o comprimido antiácido estava triturado a superfície de contado era muito maior, fazendo com que a reação começasse na superfície da água e não no fundo, como foi o caso dos tubos 1 e 3 em que os pedaços de comprimidos estavam inteiros (1/4).
		A temperatura e a superfície de contato do reagentes é um dos fatores que alteram a velocidade de uma reação química. Ao aumentar a temperatura de uma reação, o processo é acelerado porque uma quantidade de energia cinética é fornecida as moléculas dos reagentes, aumentando a energia de ativação e os choques efetivos que ocorrem entre as moléculas.
		Como a maioria das reações ocorrem na superfície dos reagentes, ao aumentar a superfície de contato, aumenta a chance de choques efetivos entre as moléculas, por isso o comprimido triturado reagiu mais rápido do que o inteiro.
4.2) Fatores que alteram a velocidade de uma reação II.
		Ao adicionar o Magnésio aos tubos de ensaio contendo ácido clorídrico 1,0 mol L-1 pode-se perceber uma liberação de gás. No tubo que continha o ácido mais concentrado ocorreu uma liberação maior de gás, sendo que ao aproximar a boca do tubo de ensaio a chama pode-se ver a combustão desse gás. No tubo que tinha o ácido mais diluído ocorreu uma baixa liberação de gás e não ocorreu combustão ao aproximar a boca do tubo a chama. O gás liberado pela reação foi o hidrogênio (H2) que é um gás extremamente inflamável.
		As concentrações dos reagentes interferem na velocidade cinética de uma reação. Quando aumentamos a concentração de um reagente, também aumenta a quantidade de moléculas, e assim, aumentando as colisões que essas moléculas sofrem resultando em uma maior velocidade de reação.
4.3) Fatores que alteram a velocidade de uma reação III.
		Ao adicionar o iodeto de potássio (KI) na proveta contendo peróxido de hidrogênio (H2O2) 30% e detergente, formou uma espuma de cor amarelado. A espuma se formou por causa da decomposição do peróxido de hidrogênio em oxigênio (O2) e água (H2O). No final o etanol foi usado para dissipar a espuma.
		No segundo tubo, ao adicionar as gotas de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) a solução de iodeto de potássio, formou um precipitado leitoso de coramarelado. No final a solução apresentou duas fases distintas, um sólido de cor amarelo o iodeto de chumbo (PbI2) e um liquido transparente o nitrato de potássio (KNO3). O balanceamento estequiométrico da reação pode ser visto abaixo:
Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq)
		A água oxigena se decompõem com o tempo, porém ao adicionar o KI ocorre uma aceleração dessa decomposição, atuando o KI como um catalisador. Os catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade de determinadas reações sem participar delas, ou seja, sem serem consumidas durante a reação.
4.4) Influência da concentração na velocidade de uma reação.
		Após adicionar as 4,0 mL de solução de ácido sulfúrico 0,03 mol L-1 nos tubos de ensaio contendo água e tiossulfato de sódio 0,3 mol L-1, observou que a solução no tubo que era incolor começou a ficar branco leitoso. O tempo cronometrado da reação foi anotado e apresentando na tabela abaixo, que mostra os dados para determinação da velocidade de uma reação:
Tabela 02: Dados para determinação da velocidade de uma reação.
	
Tubo
	Volume (mL)
	Concentração de tiossulfato na mistura (mol L-1) CV = C'V'
	Número de mol de tiossulfato de sódio que reagiu ∆n = C'V'
	Tempo da reação (s)
	
Velocidade V = ∆n / ∆t (mol s-1)
	
	
Solução de tiossulfato de sódio
	
Água
	
Total
	
	
	
	
	1
	6 mL
	0 mL
	6 mL
	1,8 X 10-3 mol L-1
	1,8 X 10-4 mol L-1
	9 s
	2 x 10-5 mol s-1
	2
	4 mL
	2 mL
	6 mL
	1,2 X 10-3 mol L-1
	1,2 X 10-4 mol L-1
	29 s
	4,138 X 10-6 mol s-1
	3
	3 mL
	3 mL
	6 mL
	9 x 10-4 mol L-1
	9 x 10-3 mol L-1
	38 s
	2,369 x 10-4 mol s-1
	4
	2 mL
	4 mL
	6 mL
	6 x 10-4 mol L-1
	6 X 10-3 mol L-1
	45 s
	1,334 X 10-4 mol s-1
		Através dos dados obtidos foi possível calcular a velocidade (vide anexos) em que ocorreu a reação, dividindo a concentração do tiossulfato de sódio (∆n) pelo tempo da reação em segundos (∆t), assim obtendo o valor da velocidade da reação em (mol s-1).
		Com esse valores, foi possível criar um gráfico relacionando concentração x velocidade:
Gráfico 01: concentração x velocidade
		A partir do gráfico pode-se concluir que quando há um aumento da concentração de tiossulfato de sódio, ocorre também um aumento na velocidade da reação. A substância que permitiu medir o tempo da reação foi o enxofre, que por ser insolúvel em água cria o aspecto leitoso, o calculo estequiométrico da reação pode ser visto abaixo:
H2SO4 (aq) + NaS2O3(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l) + SO2(aq) + S(s)
5. CONCLUSÃO
		Através dos experimentos relacionados a cinética química, foi possível saber como funciona os fatores que interferem na velocidade de uma reação química. Observar como que a temperatura, o uso de um catalisador, as concentrações dos reagentes e superfície de contato influenciam nas reações. 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. Brown, T L.; H. E.; Bursten, B. E; Burdge, J. R. Química, a ciência central, 9ª edição. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
2. Russel, J. B. Química Geral, Vol. 1. 2ª edição, São Paulo; Makron Books, 1994.
7. ANEXOS
		Cálculos para o obtenção dos valores de concentração e velocidade do experimento 4.4.
C1 x V1 = C2 x V2
Tubo 01 - 0,3 mol L-1 x 0,006 = C2 x 0,01 
	 C2 = 0,018 mol L-1
Tubo 02 - 0,3 mol L-1 x 0,004 = C2 x 0,01 
	 C2 = 0,012 mol L-1
Tubo 03 - 0,3 mol L-1 x 0,003 = C2 x 0,01 
	 C2 = 0,09 mol L-1
Tubo 04 - 0,3 mol L-1 x 0,002 = C2 x 0,01 
	 C2 = 0,06 mol L-1
Δn=CꞌVꞌ
Tubo 01 - Δn=CꞌVꞌ
V' = 0,018 x 0,01
V' = 1,8 x 10-4 mol L-1
Tubo 02 - Δn=CꞌVꞌ
V' = 0,012 x 0,01
V' = 1,2 x 10-4 mol L-1
Tubo 03 - Δn=CꞌVꞌ
V' = 0,09 x 0,01
V' = 9 x 10-3 mol L-1
Tubo 04 - Δn = CꞌVꞌ
V' = 0,06 x 0,01
V' = 6 x 10-3
V = ∆n / ∆t (mol s-1)
Tubo 01 - V = Δn / Δt
V = 0,0018 / 9
V = 2 x 10-4 mol / s-1
Tubo 02 - V = Δn / Δt
V = 0,012 / 29
V = 4,137931034 x 10-5 mol / s-1
Tubo 03 - V = Δn / Δt
V = 0,09 / 38
V = 2,368421053 x 10-5 mol / s-1
Tubo 04 - V = Δn / Δt
V = 0,06 / 45
V = 1,3333333333 x 10-5 mol / s-1