relatorio pratica 4-5

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊCIA E TECNOLOGIA DO PIAUÍ
CAMPOS PARNAÍBA
LICENCIATURA EM QUÍMICA
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II-Prof.ª Dr.ª Janiciara Botelho
Relatório da pratica cinética química
Mairon Vieira Mota
PARNAÍBA
2019
INTRODUÇÃO
De acordo com Atkins, Jones (p.578, 2006):
No dia a dia, a velocidade é definição como a mudança do valor de uma propriedade dividida pelo tempo que ela leva para ocorrer. Por exemplo, a velocidade de um automóvel, isto é, a velocidade de mudança de posição, é definida como a distância percorrida dividida pelo tempo gasto. Obteremos a velocidade média se dividimos a distância total do percurso pelo tempo gasto para cobri-lo. Obteremos a velocidade instantânea ao lermos o velocímetro a qualquer momento durante o percurso. Em química, queremos saber quão rapidamente os reagentes são consumidos ou os produtos são formados. Definimos a velocidade de reação como sendo a variação da concentração de um dos reagentes ou produtos dividida pelo tempo que a mudança leva para ocorrer. Como a velocidade pode mudar com o tempo, definimos a velocidade medis da reação como sendo a variação da concentração molar de um reagente. 
 Cinética química é o ramo da química que estuda a rapidez das reações químicas, bem como os fatores que a influenciam. A rapidez, ou velocidade, de uma reação química indica a variação da quantidade de reagentes e produtos com o passar do tempo. (George Schlesinger) 
No momento em que a termodinâmica determina a possibilidade de uma reação ocorrer, a velocidade em que ela ocorrerá irá depender de fatores como, por exemplo, superfície de contato, a concentração e a temperatura dos reagentes a presença de catalisador. Estes fatores permitem que seja alterado o estado natural da reação química. Quando se aumenta a temperatura de um sistema, ocorre também um aumento na velocidade da reação. Aumentar a temperatura significa a um aumentar a energia cinética das moléculas. (ALVES, 2014), a medida que elas se movem com mais velocidade, elas se chocam com mais frequência e também com a energia mais alta. Quanto à concentração de reagentes, a maioria das reações químicas prossegue mais rapidamente se a concentração de um ou mais dos reagentes é aumentada, a medida que a concentração aumenta, a frequência com a qual as moléculas se chocam também o faz levando o aumento das velocidades. (BROWN, 2005) 
Objetivo 
Verificar a influência de fatores como a concentração dos reagentes, temperatura da solução e a utilização de catalisador na velocidade da uma reação química. 
MATERIAIS E REAGENTES 
06 tubos de ensaios 
10 Erlenmeyer de 150mL
Pipeta graduada de 5mL ou 10mL
Solução de ácido sulfúrico 2,5mol L-1 
Zico em pó 
Solução de ácido oxálico 0,5 mol L-1
Solução de Sulfato de ferroso de potássio 0,04 molL-1
Chapa aquecedora 
Proveta de 25mL
Cronometro 
Espátula
DESCRIÇÃO EXPERIMENTAL	
Efeito da natureza dos reagentes
Inicialmente foi enumerados dois tubos de ensaios 1 e 2 no tubo 1 foi adicionado com auxílio de uma pipeta 3ml da solução de KMnO4 e em seguida adicionado 3ml da solução contendo íons de Fe2+. Foi observado e anotado o tempo necessário para que ocorra toda a reação.
No segundo tubo pipetou-se 3ml da solução aquosa de KMnO4, e em seguida adicionado 3ml da solução ácido oxálico. Observou-se e anotou-se o tempo necessário para que ocorra a mudança de cor. 
Influência da concentração na velocidade de uma reação
Foram separados e enumerados 6 elenmeyer e adicionado a todos com ajuda de uma pipeta graduada, 5,0ml da solução H2SO4, e 2,5 da solução H2C2O4. Em seguida cada erlenmeyer recebeu uma certa quantidade de H2O No 1° não foi adicionado nenhuma quantidade, já no 2° foi adicionado 5,0ml, 3° adicionado 10,0ml, 4° foi adicionado 15,0ml, 5° foi adicionado 20,0 e no 6° foi adicionado 25,0ml.
Após adicionar água nos 6 elenmeyer foram adicionados mais 2,0ml de KMnO4 em cada Erlenmeyer e foi acionado o cronometro e observado a reação até a descolorização.
Influência do catalizador
Foi separado e numerado 2 tubos de em saio, com a porta de uma espátula foi retirado um pouco de zinco, com auxilio de uma pipeta graduada juntamente com a pera foi retirado 1ml da solução H2SO2, inicialmente, foi observado o desaparecimento do gás. Em seguida no primeiro tubo foi adicionado com ajuda de uma pipeta de pasteur 2 gotas da solução KMnO4. Acionado o cronometro e observando a reação até a descolorização, anotado o tempo gasto.
No segundo tubo feito o mesmo procedimento do primeiro agora com auxilio de outra espátula foi adicionado uma pequena quantidade de cristal de KNO3. Acionado o cronometro e observado a reação até a descolorização e anotado o tempo gasto.
	Tubos de ensaio
	Tempo de descoramento (s)
	1
	240
	2
	11
Inicialmente enumerou 2 tubos de ensaio como 3 e 4, adicionou-se aos 2 tubos com ajuda de uma proveta 5ml de água destilada, e com uma pipeta graduada mediu-se 2,5ml de H2SO4 e com outra pipeta mais 1,3ml de ácido oxálico. 
Após esses procedimentos acrescentou ao terceiro tubo 1ml de da solução KMnO4 e agitou e anotou o tempo necessário para a descolorização da solução.
No quarto tubo foi adicionado com auxilio de uma pipeta de pasteur 2 gotas da soluão KMnO4. Agitou-se e anotou-se o tempo necessário para a descolorização da solução. 
Por fim adicionou-se ao terceiro tubo 1ml da solução KMnO4 e a notou -se o tempo ate a descolorização. 
	Tubos de ensaio
	Tempo de descoramento (s)
	1
	376
	2
	240
	1b
	214
 
Influência da temperatura na velocidade da reação
Foram identificados 5 erlenmeyer e, inicialmente foram utilizados 4, adicionado aos quatros Erlenmeyer com auxilio de uma pipeta graduada 5,0ml da solução H2SO4 com outra pipeta foi adicionado 2,5ml da solução H2C2O4 e com uma proveta mediu-se 250,0ml de H2O e colocado em cada erlenmeyer.
No primeiro erlenmeyer utilizou-se um termômetro para registra a temperatura ambiente de 26ºC em seguida adicionou-se 2,0ml da solução KMnO4, e foi registrado o tempo necessário para ocorre a reação. O resultado obtido desse experimento foi adotado como padrão inicial. 
	 Os outros 3 erlenmeyer foi levado para uma chapa aquecedora, o Erlenmeyer 2 foi aquecido a 26°C, o Erlenmeyer 3 foi aquecido a uma temperatura de 46°C e o 4 foi aquecido a 56°C. 2,0ml da solução KMnO4 foi colocado para aquecer na chapa em béquer segundos depois de ter colocado o Erlenmeyer. Quando o KMnO4 atingia temperatura de cada Erlenmeyer a solução é adicionada a ele e registrado o tempo necessário para cada reação. 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Efeito da natureza
O tempo de aparecimento da cor amarela no tubo 1 inicialmente de 188 segundos com formação de precipitado aos 360 segundos, no tubo 2 foi aproximadamente 240 segundos para ocorre a reação por completo. Assim podemos entender como a natureza dos reagentes influenciam. Na verdade, no tubo 1 o KMnO4 e Fe2+ são agentes oxidantes devido o potencial de oxidação do KMnO4 ser maior que o potencial de redução de Fe, tem mais tendência a se reduzir e provocar oxidação do Fe2+. Já no tubo 2 o ácido oxálico é um agente fortemente redutor e tendera a oxidar com mais velocidade o Fe2+
Resultados do experimento observando a importância da concentração de MnO4 na reação:
	Erlenmeyer
	Solução
H2SO4
(ml)
	Solução
KMnO4
(ml)
	H2O
(ml)
	Solução
KMnO4
(ml)
	Volume 
Total
(ml)
	Concentração do KMnO4
	AT
Segundos 
	Velocidade media 
	1
	5,0
	2,5
	0,0
	2,0
	9,5
	8,421x10^-3
	150s
	1,052x10^4molxL^-1s^-1
	2
	5,0
	2,5
	5,0
	2,0
	14,5
	5,517x10^-3
	190s
	9,074 x10^-5
	3
	5,0
	2,5
	10,0
	2,0
	19,5
	4,102x10^-3
	195s
	9,204 x10^-5
	4
	5,0
	2,5
	15,0
	2,0
	24,5
	3,265x10^-3
	300s
	6,122 x10^-5
	5
	5,0
	2,5
	20,0
	2,0
	29,5
	2,711x10^-3
	320s
	5,826 x10^-5
	6
	5,0
	2,5
	25,0
	2,0
	34,5
	2,318x10^-3390s
	4,830 x10^-5
s) f
[
Como visto na tabela é possível observar cada concentração de ion permanganato MnO. Com apoio de uma equação estabeleceu-se para todos os 6 erlenmeyers, reparando que os 5 tem uma quantidade específica de água destilada.
C1V1=C2V2
Erlenmeyer 1 
Erlenmeyer 1 
C2=0,04(MOL/L) x 2x10-3 (L) = 8,421x10-3 MOL/L
 9,5x10-3 (L) 
Erlenmeyer 2
 
C2= 0,04(MOL/L) x 2x10-3(L) = 5,517x10-3 MOL/L
 1405x10-3 (L) 
Erlenmeyer 3
 
C2= 0,04(MOL/L) x 2x10-3 (L) = 4,102x10-3 MOL/L
 1905x10-3 (L) 
Erlenmeyer 4
 
C2= 0,04(MOL/L) x 2x10-3 (L) = 3,265x10-3 MOL/L
 24,5x10-3 (L) 
Erlenmeyer 5
 
C2= 0,04(MOL/L) x 2x10-3(L) = 2,711x10-3 MOL/L 
 29,5x10-3 (L) 
Erlenmeyer 6
 
C2= 0,04(MOL/L) x 2x10-3(L) = 2,318x10-3 MOL/L
 34,5x10-3 (L) 
Após constata todas concentrações, e possível encontra as velocidades de cada uma das reações nos erlenmeyer, com ajuda de uma equação; 
V média = 1/2 Δ[KMnO4] /Δt (mol L-1 s-1)
Erlenmeyer 1:
 (8,4210x10-3 ) – 0,04 = -1,052x10-4 mol/L^-1s-1
 2x150 s 
Erlenmeyer 2:
Vm= (5,517x10-3 ) - 0,04 = -9,0744x10-5 mol/L^-1s-1
 2x190 s
Erlenmeyer 3
Vm= (4,1025x10-3)-0,04 = -9,204x10-5 mol/L^-1s-1
 2x195 s
Erlenmeyer 4
Vm= (3,265x10-3)-0,04= -6,122x10-5 mol/L^-1s-1
 2x300 s
Erlenmeyer 5
Vm= (2,7118x10-3 )- 0,04= -5,826x10-5 mol/L^-1s-1
 2x320 s
Erlenmeyer 6
Vm= (2,3188x10-3)-0,04= -4,830x10-5 mol/L^-1s-1
Gráfico [MnO4] em oposição ao tempo percorrido da solução 
Resultados do experimento influência da temperatura na velocidade da reação.
	Erlenmeyer
	Solução
H2SO4
	Solução H2C2O4
	H2O
	Solução
KMnO4(ml)
	Volume
Total (ml)
	T(°C)
	Concentração do KMnO4(mol L-1)
	T(s)
	Vmédia (mol L-1)
	1
	5,0
	2,5
	25,0
	2,0
	34,5
	26
	38x10-3
	1,560
	-2,56x10-5
	2
	5,0
	2,5
	25,0
	2,0
	34,5
	36
	38x10-3
	480
	-8,33 x10-5
	3
	5,0
	2,5
	25,0
	2,0
	34,5
	46
	38x10-3
	160
	2,5 x10-4
	4
	5,0
	2,5
	25,0
	2,0
	34,5
	56
	38x10-3
	70
	-5,7x10-4
 
Como visto na tabela é possível observar que é a mesma concentração para todos íons permanganato MnO. Com apoio de uma equação estabeleceu-se para todos os 4 erlenmeyers, reparando que todos tem a mesma quantidade específica de água destilada.
C1V1=C2V2
C2=0,04(mol/l) x 2x10-3 = 2,32x10-6 mol L-1S-1
 34,5
Após determinar a concentração, e possível encontra as velocidades de cada uma das reações nos erlenmeyer, com ajuda de uma equação; 
Vm=[KMnO4]
2x t
Vm=2,32x10-6 (mol/l)- 0,04(mol/l) = -39,99x10-3= -2,56x10-5 mol L-1 s-1
 2x780 s 1,560 s
Vm=2,32x10-6 (mol/l)- 0,04(mol/l) = -39,99x10-3=-8,33 x10-5 mol L-1 s-1
 2x240 s 480
Vm=2,32x10-6 (mol/l)- 0,04(mol/l) = -39,99x10-3= -2,5 x10-4 mol L-1 s-1
 2x80 s 160s
Vm=2,32x10-6 (mol/l)- 0,04(mol/l) = -39,99x10-3= - 5,7x10-4 mol L-1 s-1
 2x35 s 70
Gráfico [MnO4] em oposição ao tempo percorrido da solução 
	
	Observando a tabela influência da concentração na velocidade da reação pode-se perceber que aumentando a quantidade de H2O na solução, diminuirá as concentrações dos reagentes, consequentemente ira aumenta o tempo de formação de produtos. Desde forma conclui-se que a concentração dos reagentes influencia na velocidade. Por isso quanto menor for a concentração maior será o tempo de duração da reação.
	Observando a tabela influência do catalizador pode-se notar que na presença do catalisador o tempo para forma os produtos diminuíram, ou seja a velocidade da reação diminuiu, logo na falta da mesmo essa mesma reação ocorrera de maneira extremamente lenta. Um catalizador é uma substancia que faz variar a velocidade de uma reação química sem que ela própria sofra uma variação química permanente no processo. (BROWN,2005) 
No experimento A tubo 1 não foi adicionado o catalizador KNO3, pode-se perceber que a velocidade de formação dos produtos é maior que no tubo 2. Isso acontece porque ao adicionar o KNO3 ao tubo 2 a reação foi auto catalisada, ou seja, o catalizador de minuiu a energia.
Pode-se nota que no tubo 1b a velocidade de reação foi bem mais rápida, isso deve ao caso que, ao adicionar mais 1ml da solução KMnO4 a reação foi auto catalisada. 
Observado a tabela influência da temperatura na velocidade da reação. A elevação da temperatura aumenta as velocidades moleculares. Como as moléculas se movem mais velozmente, colidem mais vigorosamente (com mais energia) e com mais frequência, aumentando as velocidades de reação. (BROWN, 2005)
Conclusão
o fato de a temperatura mudar a constante foi bastante coeso, uma vez que a reação fria demorou bem mais tempo para acontecer enquanto a reação das soluções aquecida foi mais veloz já na reação a temperatura ambiente foi bastante lenta. Quanto maior a temperatura mais veloz será a reação. Além destes, fatores como a presença de catalisadores, efeito da natureza, aumento da concentração e estado dos reagentes, também podem ser citados como fatores de influência na cinética química. Essa pratica analisou os quatros fatores que consideramos de maior influencia.
Referência bibliográficas 
BROWN; THEODORE L. Química: A ciência central. 9°edição São Paulo: 
Pearson Education, 2005. p.501
George Schlesinger: cinética química. Disponível em https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/cinetica-quimica-reacoes-quimicas-rapidez-e-influencias.htm 
ALVES L.; Cinética Química. 2014. 
Disponível em: <http://m.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm >. 
Acesso em: 29 set.2014