RELATÓRIO 7

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Universidade Federal de Itajubá
UNIFEI
Química Geral Experimental
Cinética Química
Professor Dr. Sandro José de Andrade QUI017
Álvaro Henrique da Silva Mariano - 2019014701
Bruna Marques Conti – 2019013016
OBJETIVO
O experimento teve como finalidade observar os efeitos da concentração dos reagentes, da temperatura e do catalisador sobre a velocidade das reações químicas.
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
São presenciadas no dia a dia diferentes reações químicas, podendo ser elas rápidas ou não. A parte da química que estuda a velocidade na qual elas ocorrem e seus decorrentes fatores (temperatura, pressão, concentração dos reagentes, catalisador, superfície de contato entre os reagentes, luz e eletricidade) é a cinética química (AGUIAR, 2018).
Para descorrer sobre esse ramo é preciso entender a velocidade média das reações. “Com a finalidade de caracterizar a lentidão ou a rapidez com que as reações ocorrem, foi introduzida a grandeza velocidade de reação. Para medi-la, determina-se a quantidade de reagentes que é consumida, ou a quantidade de produtos formada, em certo intervalo de tempo” (SARDELLA, 1998, p. 370). E para esse cálculo utiliza-se da seguinte fórmula: 
V = 
	Em relação aos fatores que influenciam a velocidade das reações temos a colisão entre as moléculas reagentes, Sardella (1998, p.375) afirma que “para que duas ou mais substâncias possam reagir é evidente que suas moléculas devem colidir entre si, de modo que haja quebra das ligações com consequência fomação de outras novas, dando origem, assim, a novas substâncias”. As colisões podem ser classificadas como efetivas (há quebra de ligações e formação de outras, então ocorre a reação) e não-efetivas (não há quebra de ligações, sem formação de novas, sendo assim não ocorre reação). Para que seja efetiva o choque entre as moléculas precisam ter uma energia suficiente e uma orientação favorável (SARDELLA, 1998).
	Outro fator que inflência a velocidade é a temperatura. 
“Sendo a temperatura, uma medida da energia cinética média das moléculas de uma substância, um aumento de temperatura representa diretamente um aumento de energia cinética ou aumento do movimento das moléculas. Movimentando-se mais rapidamente, as moléculas irão colidir com maior frequência e violência, o que acarretará um aumento na velocidade da reação. Um aumento de temperatura aumenta a velocidade de reações químicas endotérmicas e exotérmicas, embora favoreça mais intensamente as reações endotérmicas. Sabe-se que, numa dada temperatura, as moléculas das substâncias reagentes possuem uma dada energia cinética média, mas isso não significa que todas as moléculas possuem a mesma energia cinética” (AGUIAR, 2018, p. 6)
Tem-se também a pressão, nesse fator devemos pensar em reganetes gasosos. Se a pressão é aumentada, as colisões das moléculas dos reagentes aumentam, consequentemente a velocidade da reação também vai aumentar (SARDELLA 1998).
Em sólidos o tamanho da superfície é quem manda se a reação é rápida ou lenta, quanto maior for mais rápido acontece. Um exemplo é o prego e uma palha de aço, claramente a palha tem uma superfície maior, sendo assim a reação dela quando em contato com alguma solução será muito mais rápida que a do prego (SARDELLA, 1998).
A concentração dos reagentes é outro fator importante, quanto mais concentrada a solução estiver, maior é a chance das partículas colidirem de modo efetivo, e como decorrência maior será a velocidade da reação (AGUIAR, 2018).
Por fim, as reações chamadas de catálise trazem outro fator importante para aumento de velocidade, os catalisadores. Esse tipo de reação só ocorre quando há afinidade química entre os reagentes. Citando um exemplo, a decomposição de peróxido de hidrogênio produz água e oxigênio ocorrendo com uma velocidade x. Porém, se junto com o peróxido adiciona-se íons ferrosos (Fe2+) a decomposição ocorre com uma velocidade x´ maior. Os íos de ferro se comportam como catalisadores, aumentando a velocidade da reação sem serem consumidos (SARDELLA, 1998).
MATERIAIS UTILIZADOS
· Tubos de ensaio (3);
· Erlenmeyer de 100 mL (5);
· Pipeta graduada de 10 mL;
· Pipeta graduada de 2 mL;
· Estante para tubos de ensaio;
· Cronômetro;
· Pipetador.
Reagentes
· KIO3 0,02 mol.L -1;
· NaHSO3 0,01 mol.L -1;
· MnSO4 0,05 mol.L -1;
· H2C2O4 (ácido oxálico) 0,05 mol.L -1;
· H2SO4 0,05 mol.L -1;
· KMnO4 0,01 mol.L -1;
· Água destilada.
	PROCEDIMENTOS
Procedimento 1: efeito de concentração
· Numerou-se 5 erlenmeyers. No primeiro foi adicionado 10 mL de KIO3, 0 mL de água e 10 mL de NaHSO3;
· No segundo adicionou-se 8 mL de KIO3, 2 mL de água e 10 mL de NaHSO3;
· No terceiro, 6 mL de KIO3, 4 mL de água e 10 mL de NaHSO3;
· No quarto, adicionou-se 4 mL de KIO3, 6 mL de água e 10 mL de NaHSO3;
· E no quinto erlenmeyer adicionou-se 2 mL de KIO3, 8 mL de água e 10 mL de NaHSO3;
· Cronometrou-se o tempo de reação de cada solução.
Procedimento 2: efeito de temperatura e adição de catalisador
· Em três tubos de ensaio, numerados, colocou-se 3 mL de solução de H2SO4 0,05 mL -1 e 2 mL de solução de H2C2O4 0,05 mol.L -1.
· No primeiro tubo adicionou-se 2 mL de solução de KMnO4 0,01 mol.L -1 e anotou-se o tempo em que a reação se processou.
· No segundo tubo adicionou-se 2 mL de solução de KMnO4 0,01 mol.L -1 e colocou-se imediatamente em banho-maria. Anotou-se o tempo em que a reação se processou.
· No terceiro tubo adicionou-se 2 mL de solução de KMnO4 0,01 mol.L -1 e 2 mL de soluçaõ de MnSO4 0,05 mol.L -1. Anotou-se o tempo em que a reação se processou.
Obs: A reação completa-se quando a cor violeta, do permanganato, desaparece e torna-se incolor. Neste ponto anota-se a o tempo final da reação.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Procedimento 1: efeito de concentração
Fez-se a adição dos reagentes pedidos nos erlenmeyers e cronometrou-se o tempo de reação de cada um, individualmente. Os tempos obtidos para cada estão expressos na tabela 1 jutamenente com a quantidade de regantes adicionados.
Tabela 1: Protocolo para verificação do efeito da concentração na velocidade de uma reação.
	Erlenmeyer
	KIO3
	H2O
	NaHSO3
	Tempo obs.
	1
	10 mL
	0 mL
	10 mL
	0m : 35s : 69ms
	2
	8 mL
	2 mL
	10 mL
	0m : 42s : 57ms
	3
	6 mL
	4 mL
	10 mL
	1: 00s : 61ms
	4
	4 mL
	6 mL
	10 mL
	1m : 31s : 49ms
	5
	2 mL
	8 mL
	10 mL
	3m : 44s : 66ms
Fonte: Apostila, disciplina QUI017 – Unifei / IFQ
Obs. Os dados de tempo foram coletados pelos própios alunos.
Nota-se que o tempo de reação varia de cada erlenmeyer por conta da sua concentração, no 1° o iodeto de potássio está em uma concentração muito maior do que no 5°, ou seja, quanto mais concentrado está a solução mais rápido a reação ocorre. No gráfico a seguir é percebível este fator.
Gráfico 1: Efeito da concentração na velocidade da reação
Fonte: Autoral
Visualmente observa-se que a solução é incolor, com isso marca-se o tempo final de reação no momento em que esta passa de incolor para um tom alaranjado (devido a formação de iodo). Outra diferença perceptível é a colororação mais clara conforme a concetração fica mais baixa (fotografia 1).
Fotografia 1: Erlenmeyers
Fonte: Autoral
Esse procedimento tem como reação geral a seguinte:
I2(aq) + HSO3-(aq) + H2O(l) → 2I-(aq) + SO42-(aq) + 3H+(g)
É uma reação de oxirredução, onde o iodo que estava em seu estado metálico reage sendo oxidado, fica então com carga -1.
Procedimento 2: efeito de temperatura e adição de catalisador
Neste segundo procedimento fez-se as adições dos reagentes necessários em cada um dos tubos de ensaio e cronometrou-se o tempo final de reação, individualmente. Dados na tabela 2.
Tabela 2: protocolo para verificação do efeito da temperatura e do catalisador na velocidade da reação.
	Tubo
	H2SO4
	H2C2O4
	KMnO4
	MnSO4
	Tempo obs.
	1
	3 mL
	2 mL
	2 mL
	-
	36m : 05s : 83ms
	2
	3 mL
	2 mL
	2 mL
	-
	02m : 42s : 42ms
	3
	3 mL
	2 mL
	2 mL
	2 mL
	15m : 01s : 58ms
Fonte: Apostila, disciplina QUI017 – Unifei / IFQ
Obs. Os dados de tempo foram coletados pelos própios alunos.Neste procedimento a diferença de tempo entre as reções são muito diferentes, isso é devido as condições em que cada um se encontrou. O primeiro tubo que demorou mais reagiu de forma natural, em temperatura ambiente (26 °C). Já o segundo tubo apresentou o menor tempo entre os três, pois foi submetido a alta temperatura em banho-maria (70 °C). O terceiro tubo reagiu em matade de tempo do primeiro, apesar de também estar em temperatura ambiente esse tubo teve acréscimo de um reagente, que agiu na solução como catalisador. Com isso percebe-se que apesar do catalisador ser um fator conhecido de aceleração de reações não é o único meio e em alguns casos, como este, não é o meio mais rápido, já que a aceleração por meio de aquecimento ocorreu quase que instantaneamente.
Esse procedimento tem como reação geral a seguinte:
5H2C2O4(aq) + 2KMnO4-(aq) + 3H2SO4(aq) → 2MnSO4-(aq) + 10CO2(g) + K2SO4(aq) + 2H2O(l)
CONCLUSÃO
Foi notável nos dois procedimentos realizados neste trabalho que a aceleração de reações podem ocorrer por mais de um meio, como aceleração por temperatura, por concentração e por catalisadores. Para determinar qual é o mais eficaz deve-se levar em conta as necessidades da pessoa e dos resultados de seu experimento, se é imprescindível ser realizado em longo prazo ou imediatamente.
Conclui-se também que o objetivo da aula foi alcançado, todos os procedimentos foram feitos com cautelas e repedidos quando necessários e as vidrarias foram manuseiadas com preucaução. 
 
REFERÊNCIAS
· SARDELLA, Antônio. Curso completo de química. V. único. São Paulo: Ática, 1998. 
· AGUIAR, Leandro. Cinética Química aplicada. Universidade de São Paulo, Escola de engenharia de Lorena. Disponível em: http://sistemas.eel.usp.br/docentes/arquivos/5963230/LOQ4079/ApostilaCineticaQuimica.pdf .Acesso em: 25 Maio 2019.
· Apostila Disciplina QUI017. Instituto de física e química. Cursos: Bacharelado em Química, Licenciatura em Química e Engenharia Química.
Efeito da concentração na velocidade da reação
Concentração x tempo	10	8	6	4	2	35	42	60	91	224	Volume IO3- (mL)
tempo (s)