RELATÓRIO DE VELOCIDADE DE REAÇÃO LAELTON

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA
CAMPUS VIII
CENTRO DE CIÊNCIA, TECNOLOGIA E SAÚDE
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL
COMPONENTE CURRICULAR QUÍMICA EXPERIMENTAL
DOCENTE PROFª ANA PAULA ARAÚJO ALMEIDA
CARLOS LAELTON BENTO DA CRUZ
JOSE LUIS MEDEIROS DA SILVA
RELATÓRIO: CINÉTICA QUÍMICA: ESTUDO DA VELOCIDADE DAS REAÇÕES
ARARUNA
2019
INTRODUÇÃO
Entende-se por Cinética Química, o ramo na ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam. Pode se definir reações químicas como sendo um conjunto de fenômenos nos quais duas ou mais substâncias reagem entre si, dando origem a diferentes compostos.
A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou rapidez com que os produtos são formados. A combustão de uma vela e a formação de ferrugem são exemplos de reações lentas. As velocidades das reações químicas são determinadas através de leis empíricas, chamadas leis da velocidade, deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade da reação.
As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas, porque além da concentração de reagentes e produtos, as velocidades das reações dependem também de outros fatores como: concentração de reagentes, superfície de contato, pressão, temperatura e catalisadores.
Com relação à concentração de reagentes, diz-se que quanto maior for a concentração, maior será a velocidade de reação. Para que ocorra uma reação entre duas ou mais substâncias, é necessário que as moléculas se choquem, de modo que as haja a quebra das ligações, possibilitando, portanto, a formação de novas substâncias.
Os catalisadores são substâncias que aceleram o mecanismo sem sofrerem alteração permanente, isto é, durante a reação eles não são consumidos. A presença dos catalisadores permite que a reação se processe mais rapidamente, visto que o catalisador faz com que a reação ocorra por um caminho alternativo, que exige menor energia de ativação.
Área de contato entre os reagentes também interfere na velocidade das reações químicas. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas reagindo, maior o número de colisões eficazes e, portanto, aumenta a velocidade da reação.
Algumas reações químicas ocorrem com maior velocidade quando estão na presença de luz. A luz influência na velocidade das reações porque é uma energia em forma de onda eletromagnética que ajuda a quebrar a barreira da energia de ativação. A água oxigenada, por exemplo, se decompõe mais facilmente quando está exposta à luz, por isso devemos deixá-la guardada em local escuro. A fotossíntese realizada pelas plantas é um tipo de reação que é influenciada pela presença da luz.
Referente a pressão, quando se aumenta a pressão, aumenta-se a velocidade da reação, visto que o aumento da pressão pode se dá através da diminuição do volume, fazendo com que se intensifique as colisões entre as moléculas. Quanto à temperatura, à medida que ela aumenta em um sistema, ocorre o aumento da velocidade da reação. Aumentar a temperatura, significa aumentar a energia cinética das moléculas. 
O número de moléculas que estão reagindo aumenta a fração de colisões efetivas que ocorrem. A energia mínima para que as moléculas se colidam é chamada de energia de ativação. Quanto maior a concentração dos reagentes maior será a velocidade da reação. Para que aconteça uma reação entre duas ou mais substâncias é necessário que as moléculas se choquem, de modo que haja quebra das ligações com consequente formação de outras novas. Por tanto, uma substância com uma diluição maior ocorre mais lentamente.
OBJETIVO
Dispor das características das soluções, com suas respectivas temperaturas e concentrações acerca da velocidade de uma reação a diferentes quantidades de solvente ou temperaturas distintas das substâncias.
MATERIAIS UTILIZADOS
Béquer de (50 e 250mL)
Proveta (10 e 100mL)
Pipeta graduada (5 ou 10mL)
Bastão de vidro
Pisseta
Termômetro
Cronômetro
Manta de aquecimento
REAGENTES
Água Destilada
Ácido Oxálico (C2O42)
Solução de Permanganato de Potássio (KMnO4 0,04 mol L-1)
Ácido Clorídrico (HCl 5 mol/L)
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1ª Parte: Influência da Concentração
Inicialmente enumerou-se 4 béqueres limpos e secos. Com a ajuda de uma pipeta, foi inserido 10 ml de Ácido Clorídrico (HCl 5 mol/L) em cada um dos béqueres e em seguida 5 ml de Ácido Oxálico C2O42 (0,5 mol/l), nessa ordem respectivamente. No béquer de número 2, inseriu-se 50 ml de água destilada, no béquer de número 3, introduziu-se 100 ml de água destilada e no béquer de número 4, foi colocada 150 ml de água destilada. A adição da água, foi feita com o uso de pissetas e pipetas. Logo após esse procedimento, adicionou-se ao 4 ml de KMnO4 (0,04 mol/l) com o auxílio de uma pipeta em cada um dos béqueres com C2O42 e HCL. Após a inserção do KMnO4, ativou-se o cronômetro afim de marcar o tempo de descoramento da substância e misturou-se a solução com o auxílio de um bastão de vidro até que a solução ficasse totalmente incolor novamente. Quando a solução ficou incolor, parou-se o cronômetro e teve-se, portanto, o tempo de descoramento.
	Nº do Béquer
	Tempo do descoramento (s)
	Concentração de C2O42 (M/L)
	1
	27,03
	0,132 M/L
	2
	130
	0,0362 M/L
	3
	257
	0,0210 M/L
	4
	326
	0,0147 M/L
Com a adição de H2O o ácido oxálico foi diluído, diminuindo assim, sua concentração e com isso percebeu-se que a diferença de concentração influenciou no tempo de descoramento da solução, que aumentou conforme a concentração diminuiu. Logo, o tempo de descoramento é inversamente proporcional a concentração.
2ª Parte: Influência da Temperatura
Primeiramente, enumerou-se 3 béqueres (50 ml) limpos e secos. Com a ajuda de uma pipeta, foi inserido 10 ml de HCl (5 mol/l) nos béqueres e em seguida 5 ml de C2O42 (0,5 mol/l), nessa ordem respectivamente. No béquer de número 1, foi inserido 10 ml de água à temperatura ambiente. No béquer de número 2, foi introduzido 10 ml de água à 50ºC. No béquer 3, foi adicionado 10 ml de água à 80ºC. Rapidamente após inserir a água, inseriu-se 4 ml de KMnO4 (0,04 mol/l) que já estava em um béquer pequeno, facilitando assim a precisão do experimento.
No momento em que se inseriu o KMnO4, começou a misturar a solução com o auxílio de um bastão de vidro e a marcar o tempo de descoramento com um cronômetro. Após a substância chegar à cor incolor parou-se o cronômetro, assim, marcando a velocidade da reação.
	Nº do Béquer
	Tempo do descoramento (s)
	Temperatura em ºC (Celsius)
	1
	15,28
	50ºC
	2
	8
	80ºC
	3
	44
	Ambiente
Assim, notou-se que quanto maior a temperatura da reação mais rápido ela acontece, evidenciando que a temperatura é inversamente proporcional ao tempo de descoramento da mistura.
RESULTADO E DISCURÇÕES 
Na primeira parte do experimento foi disposto a relação entre o tempo de descoloração em função da quantidade de água introduzida na solução e foi evidenciado que quanto maior a quantidade de água na solução, menor será a concentração, assim, fazendo com que a reação dos líquidos ocorram com um maior tempo e consequentemente um aumento no tempo para ocorrer o descoramento.
Então foi possível coletar o tempo de descoramento, mas não foi possível encontrar a concentração de C2O42. Para encontrar a concentração de C2O42 em cada béquer, foram realizados cálculos de concentração e volume.
Para calcular a concentração do oxalato, utilizamos a seguinte fórmula:
Onde:
 Concentração inicial
 Concentração final
 Volume inicial
 Volume final
Para a concentração no béquer número 1, temos:
Para a concentração no béquer número 2, temos:
Para a concentração no béquer número 3, temos:
Para a concentração no béquer número 4, temos:
Em seguida, tem-se o gráfico demonstrando o acréscimo de tempo equiparado com a quantidade de água:
Figura 1: Gráfico do tempo de descoloração em função da quantidade
de H2O
Na segunda parte do experimento foi acrescentado água com diferentes temperaturas aos béqueres, cada um obteve um tempo de descoloração diferente, o qual com a temperatura ambiente demorou mais tempo para se tornar incolor, diferentemente dos outros dois béqueres que foram dispostos em água a 50°C e 80°C respectivamente. Além disso, observou-se que quanto maior a temperatura da água, menor foi o tempo para a solução se tornar incolor, como podemos observar no gráfico:
Figura 2: Gráfico do tempo de descoloração em função da temperatura
CONCLUSÃO
Diante do exposto neste relatório, verificou-se experimentalmente os diferentes tipos de velocidades entre as reações químicas, e que essas velocidades dependem de diversos fatores como a temperatura e a variação da concentração. Além de poder calcular as ordens de reação e os coeficientes de velocidade através de dados experimentais como o tempo de reação e as concentrações dos reagentes.
REFERÊNCIAS
Cinética química: Reações químicas: rapidez e influências... – Disponível em: <https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/cinetica-quimica-reacoes-quimicas-rapidez-e-influencias.htm>. Acesso em: 21/11/2019.
Fatores que alteram a velocidade das reações químicas. Disponível em: <http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p5.php. Acesso em: 21/11/2019. 
SOUZA, Líria Alves de. "Cinética Química"; Brasil Escola. Disponível em: <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/cinetica-quimica.htm>. Acesso em: 21/11/ 2019.
Velocidade das reações químicas. In mundo educação. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm>. Acesso em: 21/11/2019.