QUI112_-_Experimento_3_-_Cintica_qumica_-_16-9_-_PRONTO

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Instituto de Física e Química
EXPERIMENTO 3:
CINÉTICA QUÍMICA
➢ Professor: DANIEL HENRIQUES SOARES LEAL
➢ dhsleal@unifei.edu.br
➢ J2 (Biomateriais), 2º andar, sala J2203
QUI112 - Experimento 3 - CINÉTICA QUÍMICA 1
QUI112
mailto:dhsleal@unifei.edu.br
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INTRODUÇÃO
− Atividades:
− Atividades pré-laboratório:
1) O calcário em pedra deve reagir mais
lentamente ou mais rapidamente com uma
solução de H2SO4 que o calcário em pó?
Explique.
2) Na reação do procedimento 1:
2 IO3
-
(aq) + 5 HSO3
-
(aq) + 2 H
+
(aq) → I2 (s) + 5 HSO4
-
(aq) + H2O (l)
o íon HSO3
- é o agente oxidante ou redutor?
Explique.
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INTRODUÇÃO
− Cinética química:
− Ramo da Química que trata do estudo das velocidades das reações químicas.
− Enquanto algumas reações se processam muito rapidamente, outras são mais lentas.
− Processos que envolvem íons geralmente mais rápidos que os que envolvem moléculas ou
grupos ligados covalentemente.
− Principais fatores que controlam a velocidade de uma reação química:
− natureza de reagentes e produtos;
− concentração das espécies reagentes;
− temperatura;
− superfície de contato;
− presença de catalisadores;
− O aumento da concentração dos reagentes e da temperatura aumenta a possibilidade de
colisões entre as moléculas, aumentando a velocidade da reação.
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INTRODUÇÃO
− Objetivos:
− Ao final do experimento, os alunos deverão ser capazes de:
a) Observar os efeitos sobre a velocidade de uma reação química dos seguintes fatores:
I. concentração dos reagentes;
II. temperatura;
III. superfície de contato;
IV. catalisador.
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PARTE EXPERIMENTAL
− Materiais:
− Erlenmeyer de 10 ou 25 mL (5);
− Tubos de ensaio (3);
− Pipeta graduada de 10 mL (2);
− Pipetas volumétricas de 10 mL (1) e de 3 mL (1);
− Pipetas graduadas de 2 mL (2) e de 5 mL (1);
− Béqueres de 50 mL (2), 25 mL (2) e de 250 mL (1);
− Estante para tubos de ensaio;
− Cronômetro;
− Pinça de madeira.
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PARTE EXPERIMENTAL
− Reagentes:
− Soluções aquosas de:
− KIO3 a 0,02 mol/L;
− NaHSO3 a 0,01 mol/L;
− MnSO4 a 0,05 mol/L;
− H2C2O4 (ácido oxálico) a 0,05 mol/L;
− H2SO4 a 0,5 e a 0,05 mol/L;
− KMnO4 a 0,01 mol/L.
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PARTE EXPERIMENTAL
− Procedimento 1 (efeito da concentração):
1) Em 5 (cinco) erlenmeyers, béqueres ou tubos de ensaio, numerados de 1 a 5, adicione,
seguindo a ordem: KIO3, H2O e NaHSO3, conforme a Tabela 1:
a) Em 5 béqueres numerados de 1 a 5, adicione os volumes de KIO3 e H2O conforme a
Tabela 1. Obs: é importante agitar os tubos após a mistura com a água.
Procedimento 1 - 01a1 - adição de KIO3.mp4
Procedimento 1 - 01a2 - adição de H2O.mp4
b) Em 5 tubos de ensaio igualmente numerados de 1 a 5, adicione NaHSO3, conforme a
Tabela 1.
Procedimento 1 - 01b - adição de NaHSO3.mp4
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PARTE EXPERIMENTAL
− Procedimento 1 (efeito da concentração):
Erlenmeyer / 
béquer
KIO3 (mL) H2O (mL) NaHSO3 (mL)
Tempo para 
observação (s)
1 10 0 10 A preencher
2 8 2 10 A preencher
3 6 4 10 A preencher
4 4 6 10 A preencher
5 2 8 10 A preencher
Tabela 1: Protocolo para verificação do efeito da concentração na velocidade de uma reação.
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PARTE EXPERIMENTAL
− Procedimento 1 (efeito da concentração):
2) Marque o tempo zero (acione o cronômetro) no momento em que a solução de NaHSO3 é
adicionada e o tempo final no momento da mudança de cor. Use um fundo branco para
facilitar a visualização.
Obs: A solução passará de incolor para laranja.
Procedimento 1 - 02a - mistura no béquer 1.mp4
Procedimento 1 - 02b - mistura no béquer 2.mp4
Procedimento 1 - 02c - mistura no béquer 3.mp4
Procedimento 1 - 02d - mistura no béquer 4.mp4
Procedimento 1 - 02e - mistura no béquer 5.mp4
Procedimento 1 - visualização de todos os béqueres.mp4
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PARTE EXPERIMENTAL
− Procedimento 2 (efeitos da temperatura e adição de catalisador):
1) Em 3 (três) tubos de ensaio, numerados 6, 7 e 8, coloque 3 mL de solução de H2SO4 a 0,05
mol/L e 2 mL de solução de H2C2O4 a 0,05 mol/L.
Procedimento 2 - 01 - adição de H2SO4 e H2C2O4.mp4
2) Ao tubo 6, adicione 2 mL de solução de KMnO4 a 0,01 mol/L e anote o tempo em que a
reação se processa.
Procedimento 2 - 02 - adição de KMnO4 ao tubo 6.mp4
Obs: A reação terá se completado quando a cor violeta, do permanganato, desaparecer, ou seja, ficar 
incolor. Neste ponto deverá ser anotado o tempo final de reação.
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PARTE EXPERIMENTAL
− Procedimento 2 (efeitos da temperatura e adição de catalisador):
3) Ao tubo 7, adicione 2 mL de solução de KMnO4 a 0,01 mol/L e coloque imediatamente em
banho-maria. Anote o tempo em que a reação se processa.
Procedimento 2 - 03 - adição de KMnO4 ao tubo 7.mp4
4) Ao tubo 8, adicione 2 mL de solução de KMnO4 a 0,01 mol/L e 2 mL de solução de MnSO4 a
0,05 mol/L. Anote o tempo.
Procedimento 2 - 04 - adição de KMnO4 ao tubo 8.mp4
Obs: A reação terá se completado quando a cor violeta, do permanganato, desaparecer, ou seja, ficar 
incolor. Neste ponto deverá ser anotado o tempo final de reação.
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PARTE EXPERIMENTAL
− Procedimento 2 (efeitos da temperatura e adição de catalisador):
− Dados de tempo medidos: Dados do experimento.pdf e Dados do experimento.docx
Tudo de ensaio H2SO4 (mL) H2C2O4 (mL) KMnO4 (mL) MnSO4 (mL)
Tempo para 
observação (s)
6 3 2 2 - A preencher
7 (colocar em 
banho-maria)
3 2 2 - A preencher
8 3 2 2 2 A preencher
Tabela 2: Protocolo para verificação do efeito da temperatura e do catalisador na velocidade da 
reação.
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ENCERRAMENTO
− Execute as atividades pós-laboratório referentes ao experimento 03:
− Atividades pós-laboratório:
1) Por que, em geral, um aumento de temperatura aumenta a velocidade de uma reação
química?
2) Faça um gráfico de 1/t (tempo) ou t-1 versus volume (em mL) de solução de KIO3.
3) A partir do gráfico 1/t (t-1) vs. volume de IO3
-, discuta qual é o efeito do aumento da
concentração de IO3
– sobre a velocidade da reação.
4) Discuta por que foram adicionados, no procedimento experimental sobre efeito da
concentração, 0, 2, 4, 6 e 8 mL de água, respectivamente.
5) Qual o efeito observado na variação de temperatura sobre a velocidade da reação?
6) Comente qual é o papel do catalisador, MnSO4, na velocidade da reação.
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ENCERRAMENTO
− Referências bibliográficas:
− ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio
Ambiente. 5ª ed. Bookman: Porto Alegre, 2012.
− BROWN, T. L.; LEMAY JR, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química: A Ciência
Central. 9ª ed., Pearson: São Paulo, 2005.