Cinética Química: Conceitos e Experimentos

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UNIVERSIDADE PAULISTA
CURSO DE DIREITO
MATHEUS MUNIZ DA SILVA
CINÉTICA QUÍMICA
RELATÓRIO
CORNÉLIO PROCÓPIO
2017
1 INTRODUÇÃO
A prática realizada visou determinar a ordem de velocidade e a energia de ativação de uma reação, além de verificar, experimentalmente, conceitos básicos de cinética química. Definimos a velocidade de reação como sendo a variação de concentração de um dos reagentes ou produtos dividida pelo tempo que a mudança leva para ocorrer (ATKINS, P.; JONES, L., 2001, p.578). Logo, é possível afirmar que a velocidade de uma reação depende da concentração dos reagentes.
Contudo, não é só de concentrações que a velocidade de uma reação química depende. Segundo Brady e Humiston (1986), a velocidade também depende da natureza dos reagentes e produtos, da temperatura e da influência de agentes externos (catalisadores).
Para determinar a velocidade de uma reação, faz-se o uso da lei da velocidade. Aplicando-a num exemplo:
Sendo “[A]” a concentração (molar) do reagente, “x” sua ordem de reação, e, “k”, uma constante de velocidade própria para cada reação. A ordem de reação, segundo Atkins e Jones (2001), é a proporcionalidade da velocidade de reação à potência de concentração. Se a ordem de reação for 1, por exemplo, a velocidade é proporcional à primeira potência da concentração do reagente, logo, ao dobrar a concentração, a velocidade também dobra. O mesmo acontece quando, por exemplo, a ordem de reação é 2. Como a velocidade é proporcional à segunda potência da concentração do reagente, ao dobrar a concentração, a velocidade de reação quadriplica. Pode ocorrer também reações de ordem zero, onde a concentração do reagente não influencia na velocidade.
Estabelecidos os conceitos de velocidade e ordem de reação, pode-se achar também um meio de determinar a variação de concentração de um reagente no tempo, calculada com base na concentração inicial e da ordem de reação. Ainda por meio de cálculos, é possível, também, determinar a energia de ativação (energia mínima necessária para iniciar uma reação), valor próprio à cada reação química.
Contudo, no geral, não é possível determinar a lei de velocidade a partir de uma reação química, já que, normalmente, as reações são formadas a partir	 de outras. Cada reação elementar descreve um evento distinto, com frequência, uma colisão de partículas (ATKINS, P.; JONES, L., 2001, p.594).
As reações que formam uma reação “global” são chamadas de processos ou etapas elementares. A sequência de processos elementares que, finalmente, conduzem à formação dos produtos é o chamado mecanismo de reação (BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E., 1986, p.466). Ou seja, o mecanismo de reação é como se fosse o caminho que a reação percorre até alcançar o seu produto. Uma lei de velocidade pode ser escrita para cada etapa, e a lei de velocidade da equação global é igual à lei de velocidade da etapa mais lenta dentre as reações elementares. É importante ressaltar que um intermediário (espécie que aparece em uma etapa e no fim não é reagente ou produto) não pode definir a lei de velocidade global da reação.
Um outro fator que influencia a velocidade da reação química (além da concentração dos reagentes) é a temperatura. Qualitativamente, é visível que uma reação química ocorre mais rápido conforme a temperatura aumenta, o motivo sendo a relação da temperatura com a constante de velocidade (vista pelo cientista Arrhenius, ao descobrir que há relação num gráfico do logaritmo da constante de velocidade pelo inverso da temperatura, como citado por Atkins e Jones (2001)). Para ocorrer a reação química, também é considerado o modelo da colisão, que afirma que, para a reação ocorrer, as moléculas devem possuir uma orientação correta para que possa ocorrer a formação de produtos na colisão (além de uma energia favorável, que supere a energia de ativação).
Se todas as colisões que ocorrem em um frasco reacional fossem efetivas, produzindo transformações químicas, todas as reações químicas, incluindo as bioquímicas, seriam completadas quase que instantaneamente (BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E., 1986, p.470). Levando em conta a teoria das colisões, pode-se afirmar que a velocidade de uma reação química estaria ligada ao número de colisões efetivas (com orientação correta e energia suficiente) em um dado intervalo de tempo.
2 OBJETIVOS
O experimento teve por objetivo determinar a ordem de velocidade e a energia de ativação de uma reação química.
Mais especificamente, o objetivo compreende, também, a determinação da constante de velocidade em diferentes temperaturas, verificar a influência de fatores como concentração de reagentes e temperatura na velocidade da reação, determinar a energia de ativação, e, por fim, a ordem de reação.
A determinação da lei de velocidade para uma reação química é, segundo Atkins e Jones (2001), uma característica analisada experimentalmente, ou seja, uma lei empírica. Logo, através da prática, pode-se obter resultados mais precisos e observar, tanto qualitativamente quanto quantitativamente, todos os fatores que influenciam no fenômeno. Também, é válido comparar dados obtidos teoricamente com os dados obtidos experimentalmente, com o intuito de provar a lei da velocidade.
3 MATERIAIS E MÉTODOS
Neste experimento, foram utilizados 22 tubos de ensaio, um bastão de vidro, um cronômetro, um termômetro, uma pisseta com água deionizada, 3 pipetas graduadas de 10 ml, um béquer de 50 ml, bico de Bunsen, KIO3 (iodato de potássio), uma solução de NaHSO3 (amido + H2SO4), além do software Excel, utilizado para criação de gráficos.
A experiência em si foi dividida em duas partes, a primeira visando observar a variação da velocidade da reação química em um cenário onde a temperatura está variando e, a segunda, observar o mesmo fenômeno ocorrer enquanto as concentrações dos reagentes sofrem variação.
Na primeira parte, 10 tubos de ensaios foram separados e identificados, sendo os cinco primeiros enumerados de 1C a 5C e, os cinco últimos, de 1D a 5D. Em seguida, 1,5 ml de KIO3 e 3,5 ml de água deionizada foram adicionados aos tubos ‘C’ (totalizando 5 ml em cada frasco) e, aos tubos ‘D’, foram adicionados 5 ml da solução de NaHSO3 (amido + H2SO4).
Em primeiro lugar, os tubos 1C e 1D foram colocados (os tubos, não seus conteúdos) dentro de um béquer com 60 ml de água deionizada, juntamente com um termômetro. Após alguns segundos, mediu-se a temperatura da água presente no béquer:
Após a medida da temperatura da água presente no béquer, todo o conteúdo do tubo 1C foi colocado dentro do tubo 2D, misturando-os, de forma a acontecer uma reação química. Imediatamente após a mistura dos conteúdos dos tubos, o cronômetro foi acionado, de modo a marcar o tempo em que a reação ocorreu. Depois de homogeneizar brevemente o tubo, este foi colocado novamente dentro do béquer com água deionizada, juntamente com o termômetro. Ou seja, a reação química (dentro do tubo de ensaio) estava ocorrendo em um meio com a temperatura (T1) da água do béquer. Após alguns segundos, a reação química ocorreu (a cor da solução dentro do tubo de ensaio escureceu), e o tempo em que a reação levou para ocorrer, t1, foi marcado.
Em seguida, o tubo de ensaio foi retirado do meio e o béquer foi levado ao bico de Bunsen, para o aquecimento da água (feito com o termômetro, para verificar a temperatura, e o bastão de vidro a homogeneizar a água, para evitar o superaquecimento). Após a temperatura atingir, aproximadamente, 50 (T2), o béquer foi retirado do aquecimento e colocado sobre a flanela.
Após o aquecimento da água do béquer, os tubos 2D e 2C foram colocados dentro deste, juntamente ao termômetro, e mediu-se a temperatura.
Com isso, o mesmo procedimento feito antes foi realizado novamente. Colocou-se todo o conteúdo do tubo 2C no tubo 2D, o cronômetro foi acionado e o tubo 2D foi colocado dentro do béquer, juntamente ao termômetro. Depois de algum tempo, a reação química ocorreu (solução dentro do tubo de ensaio mudou de cor), e o tempo decorrido, t2, foi obtido.
Já se tornou notávelo quanto a velocidade da reação química aumentou com o aumento da temperatura. Em seguida, os tubos de ensaio 3C e 3D foram colocados dentro do béquer, juntamente ao termômetro, até a água do béquer atingir a temperatura T3.
Ao atingir a temperatura desejada, o mesmo procedimento foi realizado. Todo o conteúdo do tubo 3C foi colocado no tubo 3D, o cronômetro foi acionado e o tubo 3D foi colocado dentro do béquer. Após ocorrer a reação química, o tempo decorrido, t3, foi determinado.
Um tempo um pouco maior que o anterior, pois a temperatura do meio estava menor. Depois, os tubos 4C e 4D foram, junto ao termômetro, colocados dentro do béquer. Quando a água atingiu a temperatura T4, 40, o procedimento foi realizado novamente. Todo o conteúdo do tubo 4C foi despejado no tubo 4D, o cronômetro foi acionado e o tubo 4D foi colocado dentro do béquer. Ao ocorrer a reação química, o tempo decorrido, t4, foi obtido.
Por fim, os tubos 5C e 5D foram colocados dentro do béquer, junto ao termômetro. Quando a água do béquer atingiu T5, 35, o procedimento foi realizado pela última vez. Todo o conteúdo do tubo 5C foi despejado no tubo 5D, o cronômetro foi acionado e o tubo 5D foi levado ao béquer. Ao correr a reação química, o tempo decorrido, t5, foi anotado.
O aumento da velocidade da reação conforme o aumento da temperatura se tornou extremamente visível ao fim do experimento, haja vista que a diferença entre a velocidade da reação na temperatura T2 e a velocidade da reação à temperatura ambiente é, relativamente, grande.
Após o término desta, a segunda parte da prática foi iniciada. Os outros tubos de ensaio foram separados e identificados, sendo os seis primeiros enumerados de 1A a 6A, e, os seis últimos, de 1B a 6B. Como o objetivo da segunda parte da experiência é verificar a variação da velocidade da reação conforme a variação da concentração dos reagentes, diferentes “quantidades” de reagente foram colocadas em cada tubo de ensaio ‘A’, desta forma:
	Tubos
	KIO3
	Água Deionizada
	1A
	4 ml
	1 ml
	2A
	3,5 ml
	1,5 ml
	3A
	3 ml
	2 ml
	4A
	2,5 ml
	2,5 ml
	5A
	2 ml
	3 ml
	6A
	1,5 ml
	3,5 ml
E, nos tubos ‘D’ foram adicionados 5 ml da solução de NaHSO3. Esta parte do experimento não usará o béquer, pois o objetivo é visualizar a reação ocorrer à temperatura ambiente e com a variação de concentração do reagente KIO3. A prática foi realizada despejando todo o conteúdo de um tubo dentro do outro e cronometrando o tempo. Ao fim, foram obtidos os 6 tempos de reação para cada concentração diferente, e, assim como na primeira parte do experimento, a diferença da velocidade em altas e baixas concentrações do reagente é visível, sendo a reação com mais reagente muito mais rápida que a reação com menos.
Concluída a experiencia e tabelados os dados, o objetivo se tornou determinar a ordem da reação, a constante de velocidade e sua energia de ativação. A equação química, contra-íon, é:
Logo, partindo da equação, define-se a lei da velocidade para esta reação química, sendo e representando ordem de reação:
Isolando , cuja concentração é variada, tem-se:
Aplicando logaritmo neperiano em ambos os lados da equação, tem-se:
O que é uma equação da reta, sendo o coeficiente angular, (ln k’) o coeficiente linear e a concentração do reagente ‘‘ a variável ‘x’. Desta forma, através do gráfico, é possível definir a ordem de reação da reação química observada, além de sua velocidade (a variável ‘y’).
Para a determinação da constante de velocidade, tem-se duas equações que serão utilizadas:
Ou seja, como depende da velocidade, a constante de velocidade ‘k’ é única para cada seção do experimento, já que a velocidade varia, contudo, a energia de ativação é diferente. O ‘f’ presente na primeira equação é igual à fração de moléculas que podem ter energia maior ou igual que a energia de ativação, e, ‘A’, o fator de frequência, probabilidade de uma colisão favorável. A primeira equação também pode ser escrita da seguinte forma:
Assim relacionando a constante de velocidade com a energia de ativação (‘Ea’), com a temperatura (‘T’, em Kelvin) e com a constante dos gases (‘R’, de valor 8,314 J/mol K).
Aplicando o logaritmo neperiano em ambos os lados da equação, obtém-se outra equação da reta: 
Ou seja, é o coeficiente angular da reta, (‘ln A’) o coeficiente linear e o inverso da temperatura é a variável ‘x’. Desta forma, é possível obter, através do gráfico criado, a energia de ativação da reação química, além da constante de velocidade (a variável ‘y’).
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO
Após as reações realizadas na primeira parte do experimento, os seguintes dados foram obtidos:
	Tubos
	T ()
	t (s)
	1C~1D
	29
	59,94
	2C~2D
	50
	43,69
	3C~3D
	45
	47,19
	4C~4D
	40
	51,22
	5C~5D
	35
	57,09
É visível o aumento da velocidade da reação conforme a temperatura do meio aumenta. Em T1 (29 ), a reação demorou quase um minuto para ocorrer, e, em T2 (50 ), o tempo de reação diminuiu consideravelmente. Conforme a temperatura foi decaindo, os tempos de reação foram aumentando, e, ao atingir T5 (35 ), uma temperatura próxima da temperatura ambiente, o tempo decorrido para ocorrer a reação química foi quase o mesmo que o tempo inicial. 
Ou seja, experimentalmente, é possível observar que um dos fatores que alteram a velocidade de uma reação química é a temperatura do meio onde ela ocorre.
A segunda parte do experimento teve por objetivo observar a mudança na velocidade da mesma reação, contudo, mantendo a temperatura constante (temperatura ambiente) e variando a concentração dos reagentes, nesse caso, KIO3. Após realizar o experimento com cada par de tubos de ensaio, um mantendo 5 ml da solução de NaHSO3 e o outro concentrações variadas de KIO3, os seguintes dados foram obtidos:
	Tubos
	“Quantidade” de KIO3 (ml)
	t (s)
	1A~1B
	4
	23,84
	2A~2B
	3,5
	24,34
	3A~3B
	3
	29,53
	4A~4B
	2,5
	36,22
	5A~5B
	2
	44,38
	6A~6B
	1,5
	66,94
A variação da velocidade de reação conforme a variação da concentração do reagente KIO3 foi, assim como a variação de velocidade conforme a temperatura, notável. A diferença de tempo que a reação levou para se processar conforme a concentração do reagente diminuía foi cada vez ficando maior, com a reação levando mais de um minuto para se processar (com 1,5 ml de KIO3).
Ou seja, experimentalmente, também é possível observar, facilmente, que a velocidade de uma reação química depende, além da temperatura do meio, da concentração dos reagentes envolvidos.
Em seguida, a parte quantitativa da prática foi definida, com a determinação da ordem de reação, energia de ativação e constante de velocidade do experimento.
Em primeiro lugar, foi realizado o cálculo da ordem de reação, observando a parte do experimento em que a concentração do reagente foi variada (afinal, a ordem de reação está relacionada à concentração de reagentes).
O cálculo da concentração do reagente variado (neste caso, sem o contra-íon), , é feito da seguinte forma:
Onde é a concentração padrão do iodato de potássio (0,023 mol/L), V’ a “quantidade” de iodato de potássio utilizada (neste caso, começou em 4 ml) e, V, o volume total final no tubo de ensaio (10 ml, 5 ml da solução de NaHSO3 e 5 ml de KIO3 e água deionizada). Vale dizer que a concentração de é constante e igual a 0,00375 mol/L. O cálculo das concentrações de iodato de potássio resultou nos seguintes resultados:
	Tubos
	 (mol/L)
	1A
	0,0092
	2A
	0,00805
	3A
	0,0069
	4A
	0,00575
	5A
	0,0046
	6A
	0,00345
Em seguida, calculou-se a velocidade da reação dividindo a concentração de por três vezes o tempo necessário para a reação acontecer, o logaritmo neperiano dessa velocidade calculada, e, também, o logaritmo neperiano da concentração de calculada anteriormente:
	Tubos
	t (s)
	v = 
	ln (v)
	ln ()
	1A
	23,84
	5,24329
	-9,85597657
	-4,688551795
	2A
	24,34
	5,13558
	-9,87673282
	-4,822083188
	3A
	29,53
	4,23298
	-10,07001842
	-4,976233867
	4A
	36,22
	3,45113
	-10,27422318
	-5,158555424
	5A
	44,38
	2,81658
	-10,47740065
	-5,381698975
	6A
	66,94
	1,86734
	-10,88840842
	-5,669381048Com esses dados, foi possível criar o gráfico da seguinte reta:
Criando o gráfico e criando sua linha de tendência no software Excel, foi possível obter a seguinte equação da reta:
Comparando a equação obtida com a equação descrita anteriormente, sabe-se que o coeficiente angular desta reta é equivalente à ordem de reação. Logo, tem-se que:
Ou seja, a reação é de primeira ordem, o que significa que, ao dobrar a concentração dos reagentes, a velocidade da reação química também dobra, pois ela é proporcional à primeira potência da concentração do reagente.
Em seguida, foram realizados cálculos com o objetivo de encontrar a constante de velocidade da reação e sua energia de ativação.
Em primeiro lugar, as temperaturas foram convertidas para Kelvin (somando-se 273,15 aos valores obtidos em Celsius), a velocidade foi calculada (dividindo-se a concentração de , (0,00375 mol/L), por três vezes o tempo que a reação levou para se processar), a constante de velocidade ‘k’ foi calculada (dividindo-se a velocidade obtida pela multiplicação de e ), foi feito o logaritmo neperiano das constantes ‘k’ encontradas e, por fim, calculou-se o inverso da temperatura (já em Kelvin). É importante lembrar que, nesse experimento, as concentrações dos reagentes são constantes, sendo 0,00375 mol/L para e 0,00345 mol/L para .
Para a construção do gráfico, a seguinte tabela (com os resultados dos cálculos descritos acima) foi utilizada:
	Tubos
	T (K)
	t (s)
	v
	k
	ln (k)
	 (K-1)
	1C~1D
	302,15
	59,94
	2,08542
	1,611918
	0,477424697
	0,003309614
	2C~2D
	323,15
	43,69
	2,86107
	2,211452
	0,793649516
	0,003094538
	3C~3D
	318,15
	47,19
	2,64887
	2,047433
	0,716586754
	0,003143171
	4C~4D
	313,15
	51,22
	2,44045
	1,886340
	0,634638678
	0,003193358
	5C~5D
	308,15
	57,09
	2,18953
	1,692387
	0,526139789
	0,003245173
Com os dados calculados, foi possível construir o gráfico da seguinte equação da reta:
Pelo gráfico criado, pode-se dizer que a reta obtida foi:
Comparando com a equação da reta descrita anteriormente, sabe-se que o coeficiente angular da reta é igual a . Logo:
Assim, foi possível definir a energia de ativação da reação química, sua constante de velocidade (para cada velocidade diferente), observar a influência da concentração dos reagentes e da temperatura na velocidade de uma reação química e determinar, também, a ordem de reação.
5 CONCLUSÃO
No começo, o experimento visou somente a observação, de forma quantitativa, dos fenômenos que influenciam na velocidade de uma reação química, e, ao fim, uma forma de os quantificar e, cientificamente, provar sua influência.
Em primeiro lugar, a questão foi a influência da temperatura em uma reação química. À temperatura ambiente, a reação levou certo tempo para se processa, e, ao aumentar a temperatura para aproximadamente 50, a reação se processou de forma visivelmente mais rápida. Enquanto a temperatura diminuía de 50 até, aproximadamente, a temperatura ambiente, notava-se que o tempo de reação ia aumentando novamente, e, em uma temperatura próxima à temperatura ambiente (a última, 35 ), a diferença entre os tempos que a reação levou para ocorrer foi quase mínima. Após a observação quantitativa do experimento foi possível provar, matematicamente, que a temperatura do meio está ligada à constante de velocidade e que, quanto maior a temperatura, maior essa constante, que, segundo a lei de velocidade, multiplica a concentração dos reagentes para determinar a velocidade da reação.
Em segundo lugar, observou-se a variação da velocidade da reação de acordo com a variação da concentração de um dos reagentes. Iniciando com uma concentração de 4 ml do reagente iodato de potássio e diminuindo até 1,5 ml, foi possível notar que a velocidade da reação também foi diminuindo consideravelmente, sendo maior conforme a concentração do reagente aumenta. A diferença de tempo que a reação levou para se processar com 4 ml de iodato de potássio e 1,5 ml do mesmo reagente foi de quase trinta segundos.
Também matematicamente, foi possível provar que a velocidade está ligada (ou seja, “depende”) da concentração do reagente e da ordem de reação. Ou seja, quanto maior a concentração do reagente, maior a velocidade da reação. A ordem de reação é uma constante, diferente para cada reação química. 
A reação observada é de primeira ordem, ou seja, a concentração dos reagentes é diretamente proporcional à primeira potência da concentração do reagente, logo, ao dobrar a concentração, a velocidade da reação também dobra. O cálculo desta foi possível através da reta formada no gráfico “ln (v) x ln ”, onde a ordem de reação é o coeficiente angular da reta.
Por fim, foi feito o cálculo da constante de velocidade e da energia de ativação da reação observada.
Através das equações descritas, é claro dizer que a constante de velocidade está ligada à temperatura, à concentração dos reagentes e à energia de ativação da reação. Ou seja, a constante de velocidade é única para cada reação, variando até mesmo dentro de uma mesma reação com velocidades diferentes, seja por concentração de reagentes, temperatura ou qualquer outro fenômeno que possa influenciar uma variação de velocidade. Com a constante de velocidade, pode-se calcular a energia de ativação, que é a energia mínima necessária para ocorrer a reação química.
Algo como a velocidade de reação e outros fatores ligados a ela, ou seja, a cinética química em geral, deve ser observada e definida experimentalmente. Observar como ocorre o fenômeno e o que influencia no seu processo a partir somente de teoria seria próximo do impossível. Até mesmo uma análise quantitativa, como foi a parte inicial da prática aqui descrita, faz parte da análise de um fenômeno e se faz necessária, sendo um bom método de observar e descrever o que acontece. Por isso, pode-se dizer que, por meio deste experimento, foi possível observar e provar os conceitos básicos de cinética química, a velocidade de processamento de uma reação e os fatores que influenciam o comportamento desta.
6 REFERÊNCIAS
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral: Volume 2. 2. ed. São Paulo: Editora LTC, 1986.