DETERMINAÇÃO DA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA I – 5261
TURMA 5 – ENGENHARIA QUÍMICA
DETERMINAÇÃO DA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO
Acadêmicos: 
Caio Donisete – 115413, Clara Bassetto – 115794	 
Gabriel Palozi – 115470, Henrique Padulla – 115499
 Júlia Bernabé – 115462
 
Prof. Me. Gabriel Cesar
Maringá, Paraná – Junho de 2019
Introdução:
A cinética química estuda a velocidade com que as reações se processam. Toda reação possui uma energia mínima para acontecer, essa energia é chamada de Energia de Ativação (Eat). Quanto maior for a energia de ativação da reação, menor é a velocidade dela.
Existem vários fatores que aumentam ou diminuem a velocidade de uma reação, são eles:
-        Superfície de contato: quando aumenta a superfície de contato a dispersão das partículas também aumenta e consequentemente a reação tem uma velocidade maior;
-        Temperatura: quanto maior for a temperatura da reação, maior será as colisões efetivas e, portanto, sua velocidade também será maior;
-        Concentração: quanto maior for a concentração dos reagentes, maior será o número de colisões efetivas e assim a velocidade de reação será maior;
-        Catalisador: o catalisador nunca é consumido na reação. Ele diminui a energia de ativação e por consequência aumenta a velocidade;
-        Inibidor Catalítico: é o oposto do catalisador. Ele aumenta a energia de ativação, portanto diminui a velocidade.
Para realizar um experimento de análise da velocidade de uma reação, utiliza-se um produto que apresente uma cor característica em meio a outras substâncias incolores e assim a reação pode ser percebida no momento em que ocorre. O permanganato   (MnO4-) possui cor violeta pois o NOX do manganês nessa substância é muito alto (+7) e  quando o elétron passa pela sua subcamada momentaneamente, gera um comprimento de onda capaz de absorver todas as cores do espectro, com exceção do violeta. Ao reagir com o íon oxalato ([C2O4 2-], proveniente da ionização do ácido oxálico, portanto dando acidez ao meio) em meio aquoso, há formação de dióxido de carbono (CO2), manganês metálico (Mn2+) e água (H2O), todos produtos incolores, já que o manganês perde a propriedade citada anteriormente com menor NOX.
5C2O4 2-(aq) + 2MnO4- (aq) + 16H+ (aq) ---> 10 CO2 (g) + 2Mn2+ (aq) + 8H2O (l)
Usando a lei de diluição, é possível calcular a concentração final da solução a ser analisada:
C1.V1 = C2.V2 (1)
O objetivo do experimento foi de analisar o quão rápido as reações ocorriam conforme era adicionado água no Enlermeyer que continha os reagentes, e também quando adicionado água quente no recipiente, o que provocaria uma maior energia de ativação para a reação acontecer.
Desenvolvimento:	
 Procedimentos:
	Os materiais necessários para a prática de determinação das velocidades de reação foram:
 2 erlenmeyer de 250 mL;
Pipeta graduada;
Pipetador;
Termômetro;
Bico de Bunsen;
Tripé;
Tela de amianto;
Água destilada;
Proveta;
Pissete;
Cronômetro;
Permanganato de Potássio (KMnO4);
Ácido oxálico (H2C2O4);
Ácido sulfúrico (H2SO4).
Dividimos esta prática em dois experimentos, sendo o primeiro deles o estudo da influência da concentração dos reagentes. Para a realização deste, iniciamos com um Erlenmeyer adicionando com uma pipeta 4,00 mL de solução de 0,04 mol/L de permanganato de potássio. Aguardamos, e em outro Erlenmeyer adicionamos, também, com outra pipeta 10,0 mL de solução de 2,5 mol/L de ácido sulfúrico e 5,00 mL de solução de 0,50 mol/L de ácido oxálico. 
Feito isso, pegamos o Erlenmeyer que continha a mistura de ácido sulfúrico e ácido oxálico e despejamos o conteúdo no Erlenmeyer com apenas permanganato de potássio. Agitamos até solubilizar a mistura, e com o cronômetro, demos início à marcação do tempo necessário para a mistura perder sua coloração roxa e ficar amarelado. Com isso, anotamos o tempo desse primeiro caso e demos sequência nos procedimentos.
Para prosseguir, os mesmos passos seguidos acima foram repetidos, com divergência no Erlenmeyer que colocamos apenas o permanganato de potássio; dessa forma, repetimos adicionando neste Erlenmeyer água em quantidades de 10,0 mL (segundo caso), 20,0 mL (terceiro caso) e 35,0 mL (quarto caso), nesta sequência. Fazendo essas novas partes do experimento, foram anotados os tempos para a mudança de coloração da mistura para cada caso.
Para o segundo experimento usamos dos mesmos compostos adicionados nos recipientes já mencionados, porém, no Erlenmeyer com ácido oxálico e ácido sulfúrico adicionamos 35,0 mL de água e, com o bico de bunsen e um termômetro, posicionamos ele sobre o tripé e a tela de amianto e o aquecemos até a temperatura de 50°C. Rapidamente, quanto a temperatura foi atingida, pegamos esta vidraria e despejamos no outro com apenas permanganato de potássio; misturamos e deixamos em repouso, assim marcamos o tempo até seu descoramento. 
 Resultados obtidos nos experimentos:
	
No primeiro experimento, tínhamos a concentração inicial do íon permanganato que era 0,04 mol/L em 4,00 mL de solução. Após misturar com os outros erlenmeyers a concentração variou, e, utilizando a equação 1 conseguimos calcular a concentração do íon permanganato para cada caso, pois possuímos 19 mL de solução no primeiro, 29 mL no segundo, 39 mL no terceiro e 54 mL no último.
Tabela 1: concentrações de MnO4- e seus tempos em cada caso.
	Casos
	[MnO4-] mol/L
	Tempo (s)
	1
	0,0084
	118,94
	2
	0,0055
	162,31
	3
	0,0041
	206,63
	4
	0,0030
	296,77
Podemos calcular a velocidade média de cada reação, de forma que temos a variação da concentração e o tempo para acontecer a reação. E, os resultados obtidos foram:
	Tabela 2: velocidade das reações em cada caso.
	Casos
	Velocidade (mol/L.s)
	1
	0,0000706
	2
	0,0000339
	3
	0,0000148
	4
	0,0000101
Agora, com as concentrações e os tempos experimentados plotamos tais dados num gráfico da concentração do íon permanganato pelo tempo.
Com esse gráfico, quando queremos calcular uma velocidade instantânea basta traçarmos uma reta tangente no ponto que se deseja e o valor dessa tangente nos traz a velocidade instantânea.
No segundo experimento, com a influência da temperatura, obtivemos por meio da equação 1 como valor de concentração para o caso de 35 mL adicionadas no erlenmeyer com os ácidos oxálico e sulfúrico e tempo de reação o seguinte, apresentado na tabela 3:
Tabela 3: tempo de reação com temperatura elevada.
	Casos
	[MnO4-] mol/L
	Tempo (s)
	1
	0,003
	20,35
	Com tais valores, a velocidade média encontrada foi:
	Tabela 4: velocidade da reação com temperatura elevada. 
	Casos
	Velocidade (mol/L.s)
	1
	0,000146
Análise dos resultados:
	De acordo com os dados do experimento, conseguimos analisar que conforme aumentamos o volume de água nas reações com o íon de permanganato, o tempo necessário para ocorrerem as reações aumentavam, o que mostra uma diminuição da velocidade. Isso porque, como foi adicionando água, as concentrações foram diminuindo, logo, as colisões efetivas decaíram e a velocidade já no segundo experimento, quando aumentamos a temperatura, pudemos observar que a velocidade foi muito mais rápida, pois o tempo, comparado aos medidos anteriores, foi muito menor. Isso prova a teoria de que com maiores temperaturas há maior agitação nas moléculas, consequentemente, ocorrem mais colisões efetivas que aceleram a reação.
Conclusão:
Podemos concluir que nosso experimento coincidiu com a teoria, tanto os resultados das velocidades quanto ao comportamento do gráfico, pois todas as influências testadas tanto quando adicionamos água quanto quando aumentamos a temperatura foi possível alterar a velocidade da reação, como experimentado, diminuí-la e aumentá-la respectivamente. 
No geral, por mais que tenhamos feito medições manuais, nossos dados experimentados foram coerentes ao esperado na teoria e provou-se ser um experimentopositivo.
Referências Bibliográficas:
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc34_2/11-EQ-23-11.pdf