RELATORIO cinetica quimica

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Universidade Federal Fluminense
 Lucas Alexsander de Faria Fernandes
 Nathalia Carolina da Silva Corrêa
 Pedro Simões Dognani Silva
Vitor Moreira Pereira Josias
Estudo da cinética química 
Sumario
Introdução -> 2
Objetivos -> 4
Parte experimental -> 4
Resultados e Discussões -> 6
Conclusão -> 7
Bibliografia -> 7
Introdução:
A cinética química é o campo da química que estuda a velocidade das reações e processos químicos. Neste campo o objetivo é procurar entender os mecanismos dos quais elas acontecem e como esse estudo influencia dentro do cotidiano no geral, exemplos a serem citados são a queima de combustível fóssil (velocidade de reação alta) e oxidação do plástico (velocidade de reação baixa). Existem vários parâmetros que influenciam na velocidade da reação, ou seja, dependendo do meio em que a reação está submetida, podemos acelera-la ou retarda-la e esse processo é fundamental em estudos avançados. Outro fator que influencia na velocidade da reação química é sua energia de ativação, ou seja, toda reação precisa de um certo nível de energia para ela venha a acontecer, logo para que ocorra uma reação, segundo este modelo, as moléculas precisam se chocar, quanto mais choques efetivos, maiores será a velocidade desta reação
Fatores de influência na velocidade:
.... Pressão: o aumento da pressão em um sistema é diretamente proporcional ao aumento da velocidade das transformações químicas. Isso acontece porque, ao elevar a pressão, o volume diminui e as moléculas dos reagentes se aproximam, aumentando a probabilidade de ocorrer colisões entre elas.
...... Temperatura: a elevação na temperatura gera um aumento na energia cinética média das moléculas dos reagentes. Dessa forma, mais partículas se chocam no sistema e, consequentemente, mais colisões efetivas tendem a ocorrer — o que aumenta a velocidade da reação
...... Concentração: Em geral, o aumento da concentração dos reagentes eleva a velocidade das reações químicas. Isso também acontece porque esse aumento faz com que haja mais moléculas confinadas em um mesmo espaço; assim, as colisões efetivas tendem a aumentar.
..... Superfície de contato: Quanto maior for a superfície de contato entre os reagentes, mais rapidamente ocorre a transformação química. Novamente, o motivo é a maior probabilidade de ocorrerem reações efetivas, que aceleram a reação.
Velocidade Média e Leis da cinética química
O estudo cinético em sua quase totalidade depende de valores experimentais da reação que está sendo estudada. A velocidade de uma reação é definida como sendo a variação da concentração de um reagente por unidade de tempo. Essas concentrações são normalmente expressas em mol por litro (mol/L), e o tempo em minutos (min) ou segundos (s).
Considere a transformação de uma substância qualquer A em B:
A → B
Conforme o tempo vai passando, a quantidade de A diminui e a de B aumenta no sistema. A fórmula da cinética química para calcular a velocidade média com que a substância A é consumida é:
velocidade MEDIA = |Δ(quantidade de A)| ÷ Δ(tempo)
A equação matemática que representa a Lei da Cinética Química para a seguinte reação hipotética: aA + bB → cC + dD, é:
v = k.[A]^α.[B]^β
em que:
v é a velocidade da reação;
k é a constante que depende da temperatura;
α e β são expoentes determinados experimentalmente.
 OBJETIVOS
 Verificar como a variação da concentração dos reagentes influi na velocidade da reação:
H2SO4 + Na2S2O3 → H2SO3 + Na2SO4 + S
Na reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico, há formação de enxofre, que sendo insolúvel na água, provoca uma turvação que permite ver quando a reação ocorre. Assim, pode-se medir o tempo de duração da reação. Mantendo fixa a concentração de ácido e adicionando água à solução de tiossulfato de sódio, pode-se verificar como a diminuição da concentração de um dos reagentes influi no tempo da reação, isto é, na velocidade de reação.
Dadas as variáveis:
∆n= número de moles que reagiram = volume x molaridade
∆t= tempo (em segundos) de duração da reação, pode-se calcular a velocidade da reação com a fórmula: v= ∆n/∆t.
3. Parte experimental
3.1 Materiais e Reagentes
. Buretas . tubos de ensaio
. Beques . cronometro . água destilada
. Solução H2SO4 (0.3MOL/L)
. Solução Na2S2O3 (O,3MOL/L)
3.2 Procedimento
1. Identificar 3 buretas e 3 béquers (H20; Solução H2SO4; Solução Na2S2O3)
2. encher as respectivas buretas com os respectivos líquidos do item anterior
3. Pegar 6 tubos de ensaio e utilizando a bureta, colocar em cada um 4,00 mL de uma solução 0,3MOL/L de H2SO4
4. Numere os 6 tubos de ensaio
5. Utilizando as buretas, colocar nestes tubos numerados uma solução de 0,3MOL/L de Na2S2O3 e agua conforme na tabela:
TABELA 1
	TUBO
	Volumes em mL Na2S2O3
	Volumes em mL H2O
	1
	6
	0
	2
	5
	1
	3
	4
	2
	4
	3
	3
	5
	2
	4
	6
	1
	5
6. Pegar o tubo 1 do item 3 e adicionar ao tubo 1 da Tabela 1. Agitar e ativar o cronometro imediatamente
7. Colocar atrás do tubo uma tira preta e parar o cronometro assim que a turvação (produto) não permitir sua visualização. Anotar o tempo
8- Descartar o produto deste tubo em recipiente fechado e lava-lo
9. Repetir os passos 6, 7 e 8 para os tubos de 2 a 6 da Tabela 1, um de cada vez, anotando os tempos de reação
 RESULTADOS E DISCUSSÕES	
TABELA 2 – Concentração e tempo da reação química 
	TUBOS (tubo tabela 1 + reagente)
	Concentração (Mol/L) Na2S2O3
C= n/vl
	Tempo da reação (s)
	1
	0,3
	18
	2
	0,25
	27
	3
	0,2
	31
	4
	0,15
	40
	5
	0,1
	51
	6
	0,05
	77
C= concentração vl= volume N= número de mol 
De acordo com a tabela podemos verificar que a velocidade da reação aumenta de acordo com o aumento da concentração do reagente, isto acontece pois como existe mais moléculas em um mesmo espaço, suas colisões são mais efetivas. Assim é possível fazer um gráfico da reação
GRAFICO VELOCIDADE X CONCENTRAÇÃO (Na2S2O3)
Dessa forma conseguimos visualizar a lei da cinética química e suas utilizações juntamente com outros conceitos químicos de grande relevância
5 CONCLUSÃO
Nessa pratica, pode-se perceber que é de grande importância o aprendizado desse procedimento, pois a velocidade de reações químicas é usadas a todo tempo dentro de industrias e em aplicações no dia a dia, promovendo o manuseio de reações complexas, assim, facilitando-as. Levando-se em consideração os erros, é necessário repetir o processo para atestar sua eficiência
6 Bibliografia 
ATKINS, P.; LORETTA, J. Princípios de Química