QUIM_EX003

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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
NYCOLAS RANGEL CYPRIANO
RELATÓRIO EXPERIMENTAL 4
Cinética Química
Belo Horizonte
Setembro de 2019
Sumário
1	INTRODUÇÃO	1
2	OBJETIVOS	1
3	MATERIAIS E MÉTODOS	1
3.1	EQUIPAMENTOS ULTILIZADOS	1
3.2	REAGENTES E INDICADORES	2
4	PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS	2
4.1	PROCEDIMENTO 1	2
4.2	PROCEDIMENTO 2	3
5	RESULTADOS E DISCUSSÃO	3
5.1	PROCEDIMENTO 1	3
5.2	PROCEDIMENTO 2	6
6	CONCLUSÃO	8
REFERÊNCIAS	9
ANEXO A	10
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INTRODUÇÃO
Cada reação possui um determinado tempo para que a mesma se complete. Reações iônicas por exemplo costumam ser rápidas, uma vez que íons de cargas opostas se atraem e reagem entre si. Em contra partida, reações que envolvem compostos covalentes tendem a levar um maior tempo, já que há a necessidade da quebra de ligações e as partículas devem necessariamente se colidir de maneiras especificamente orientadas.
A velocidade de uma reação depende de diversos fatores, tais quais a natureza e concentração dos reagentes, superfície de contato (em caso de reagentes sólidos), temperatura e a presença de catalisadores ou anticatalisadores são os mais influentes na determinação do tempo de uma reação.
Segundo a teoria da colisão, para que moléculas reajam elas devem necessariamente se colidir umas com as outras, a velocidade no qual esse processo ocorre é dado pelo número de moléculas reagentes em um determinado intervalo de tempo e a fração de colisões eficazes das mesmas. Essas colisões devem ocorrer de maneira orientada com um mínimo de energia, essa energia então é denominada “energia de ativação”. A presença de catalisadores por exemplo faz com que seja reduzida essa energia, de modo a acelerar o processo da reação.
OBJETIVOS
O presente relatório tem como objetivo estudar a cinética química, ou seja, a velocidade em que as reações ocorrem em diversas reações químicas realizadas em ambiente laboratorial, bem como suas propriedades e características em relação a concentração de reagentes, temperatura e presença de catalisadores. 
MATERIAIS E MÉTODOS
EQUIPAMENTOS ULTILIZADOS
Tubos de ensaio 18 x 150 mm; tubos de ensaio 12 x 120 mm; pipetas graduadas de 10 mL; béquer de 50 mL; béquer de 100 mL; béquer de 250 mL; conta-gotas; suporte para tubos de ensaio; termômetro (0ºC a 100ºC); cronmetro; ^pró-pipeta ou pera; frasco de resíduos.
REAGENTES E INDICADORES
Solução 0,01 mol L-1 de KIO3 (50 mL); solução NaHSO3 0,04% m/v (70 mL); H2O2 10 volumes (5 mL); solução FeCl3 0,5 mol L-1 (1 mL); solução de CuSO4 0,5 mol L-1 (1 mL); solução Na2HPO4 0,25 mol L-1 (1 mL); gelo.
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
Todos os procedimentos adotados neste relatório tiveram como base a Apostila de Química Geral (2014), assim como as orientações dadas em laboratório.
PROCEDIMENTO 1
Efeito da concentração na reação: 2IO3-(aq) + 5HSO3-(aq) + 2H+(aq) → I2(aq) + 5HSO4(aq) + H2O(l)
Para início do procedimento, foi disposta uma estante de tubos onde foram numerados e alocados 5 tubos de ensaio de 18 x 150 mm. Em seguida, aplicou-se 5, 4, 3, 2 e 1 mL de uma solução de KIO3 (0,01 mol L-1) nos tubos de forma respectiva a ordem crescente de suas numerações.
Logo após foram adicionados, a partir do segundo tubo, 1, 2, 3 e 4 mL de água destilada aos recipientes, também de forma respectiva a ordem crescente de suas numerações. Resultando por fim em 5 mL de solução em cada tubo de ensaio. Por fim homogeneizou-se as soluções com auxílio de um bastão de vidro.
Foram adicionados então 5 mL de uma solução de NaHSO3 (0,04% m/v) no tubo 1, sendo cronometrado desde a aplicação até a manifestação de uma coloração azul na solução, anotou-se o tempo obtido e foi repetido o procedimento para todos os demais tubos.
Efeito da temperatura na reação: 2IO3-(aq) + 5HSO3-(aq) + 2H+(aq) → I2(aq) + 5HSO4(aq) + H2O(l)
Para início do procedimento foram adicionados 5 mL de uma solução de KIO3 (0,01 mol L-1) em um tubo de ensaio. Em um segundo tubo, adicionou-se 5 mL de uma solução de NaHSO3 (0,04% m/v) e em seguida os dois tubos foram colocados em banho de gelo dentro de um recipiente contendo um termômetro de mercúrio (± 0,5ºC). Por fim, reservou-se o sistema por um período de tempo afim que a temperatura das soluções abaixasse.
Passado um certo período de tempo mediu-se e anotou-se a temperatura do sistema, em seguida adicionou-se a solução de KIO3 (0,01 mol L-1) do sistema a solução de NaHSO3 (0,04% m/v) sendo cronometrado e anotado o tempo decorrido desde a dissolução até a observação da manifestação de uma coloração azul. 
Por fim, comparou-se os resultados obtidos com os resultados do tubo nº 1 da experiencia anterior, o qual reagiu em temperatura ambiente (21º C) e com os mesmos volumes e concentrações de reagentes.
PROCEDIMENTO 2
Efeito do Catalisador sobre a reação: 2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)
Para início do procedimento, foram adicionados com auxílio de um pipeta conta-gotas 1 mL de peróxido de hidrogênio (H2O2) à 3 tubos de ensaio numerados e dispostos em um estante.
Em seguida, aplicando-se diretamente do recipiente, adicionou-se 2 gotas de cloreto de ferro (FeCl3), 2 gotas de sulfato de cobre (CuSO4) e 3 gotas de fosfato dissódico (Na2HPO4) respectivamente em cada tubo. Foram observados e anotados os resultados. Logo após, adicionou-se 2 gotas de cloreto de ferro (FeCl3) ao tubo 3 contendo a solução de H2O2 e Na2HPO4, os resultados foram novamente observados e anotados.
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
PROCEDIMENTO 1
Efeito da concentração na reação: 2IO3-(aq) + 5HSO3-(aq) + 2H+(aq) → I2(aq) + 5HSO4(aq) + H2O(l)
Dado o procedimento realizado em laboratório, obtemos a seguinte equação:
2IO3-(aq) + 5HSO3-(aq) + 2H+(aq) → I2(aq) + 5HSO4(aq) + H2O(l)
Note que a proporção dos reagentes e produtos é verificada como:
2IO3-(aq) : 5HSO3-(aq) : 2H+(aq) : 1I2(aq) + 5HSO4(aq) : 1H2O(l)
A velocidade em a reação ocorre depende de fatores como a natureza dos reagentes, temperatura, presença de catalisadores e a concentração dos reagentes envolvidos. Pela teoria das colisões, essa velocidade também está relacionada com o número de moléculas reagentes na unidade de tempo e a fração de colisões eficazes das moléculas, que por sua vez está diretamente ligada a concentração dos reagentes.
Este fato pode ser observado quando analisamos os resultados obtidos para as diferentes concentrações de reagentes nos tubos de ensaio na tabela abaixo:
Tabela 1 – Concentrações dos reagentes e tempo de reação
	Tubo Número
	KIO3 / mL
	Água Destilada / mL
	NaHSO3 / mL
	Tempo decorrido / s
	1
	5,0
	0,0
	5,0
	50 ± 0,5
	2
	4,0
	1,0
	5,0
	61 ± 0,5
	3
	3,0
	2,0
	5,0
	83 ± 0,5
	4
	2,0
	3,0
	5,0
	122 ± 0,5
	5
	1,0
	4,0
	5,0
	275 ± 0,5
Observe que o tempo decorrido para a consumação da reação e manifestação da coloração azul aumenta de acordo em que a concentração de KIO3 diminuí, uma vez que a concentração de NaHSO3 é distribuída igualmente entre os tubos, ou seja, a frequência e a probabilidade de ocorrer colisões efetivas entre as moléculas dos reagentes diminui de acordo com que a concentração de KIO3 é reduzida e consequentemente o mesmo ocorre com a velocidade da reação. Podemos melhor verificar pelo gráfico:
Gráfico 1 - Volume IO3- / mL x (1/t/s-1)
A configuração do gráfico “Volume de mL IO3- / mL X Inverso do tempo de reação (1/t/s-1)” se comporta aproximadamente como uma reta uma vez que a concentração de KIO3 é diretamente proporcional ao inverso do tempo decorrido para a realização completa da reação, ou seja, quanto maior a concentração de KIO3 menor será o tempo decorrido.
Efeito da temperatura na reação: 2IO3-(aq) + 5HSO3-(aq) + 2H+(aq) → I2(aq) + 5HSO4(aq) + H2O(l)
Dada a equação da reação realizada em laboratório:
2IO3-(aq) + 5HSO3-(aq) + 2H+(aq) → I2(aq) + 5HSO4(aq) + H2O(l)
Temos que em uma reação química o aumento da temperatura (energia cinética das partículas dos reagentes) implica no aumento do número de partículas com energia maior ou igual à energia de ativação e consequentemente o número de colisões efetivas. O inverso também é verdade uma vez que é reduzida a energia cinética do sistemade partículas, dessa forma, a velocidade da reação.
Podemos observar isso por meio da comparação das reações realizadas entre o sulfito de hidrogênio (HSO3-) e o iodato (IO3-) nas situações de temperatura ambiente (tubo 1 - ambiente) e de temperatura amena em banho de gelo (tubo 2 – ameno). A temperatura final do sistema em banho de gelo foi medida como 7º C e o tempo decorrido para a realização da reação pode ser observada na tabela abaixo:
Tabela 2 - Temperaturas e tempo de reação
	Tubo Número
	Temperatura (ºC)
	Tempo Decorrido (s)
	Volume de HSO3- (mL)
	Volume de IO3- (mL)
	1
(ambiente)
	21,0 ± 0,5
	50 ± 0,5
	5,0
	5,0
	2
(ameno)
	6,0 ± 0,5
	70 ± 0,5
	5,0
	5,0
Note que há um aumento no tempo de reação quando os reagentes se encontram em uma temperatura mais baixa, ou seja, quando as moléculas dos reagentes possuem uma menor energia cinética. Este fato reforça a relação direta entre a energia cinética das partículas com e a velocidade da reação.
PROCEDIMENTO 2
Efeito do Catalisador sobre a reação: 2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)
O peróxido de hidrogênio (H2O2) é uma substancia instável que quando perturbada facilmente se decompõe em H2O e O2. Essa decomposição pode ser representada pela equação:
2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)
Note que é uma reação do tipo oxirredução, dessa forma temos:
2H2O21-(aq) → 2H2O2-(l) + O20(g) 
O1- - 2e- → 2O0 (oxidação)
2O1- + 2e- → 2O2- (redução)
H2O2 é ao mesmo tempo agente oxidante e redutor
Um dos fatores que interfere na velocidade em que essa reação ocorre é a presença de catalisadores, ou seja, agentes que diminuem a energia de ativação, podendo promover um caminho molecular diferente para a reação. 
De forma a verificar este fato, após a realização dos procedimentos em laboratório, obtemos os seguintes resultados:
Tabela 3 - Soluções adicionadas e observações
	Tubo Número
	Solução a ser adicionada
	Volumes adicionados
	Observações
	1
	FeCl3
	2 gotas
	Formação de gases e rápida liberação
	2
	CuSO4
	2 gotas
	Nenhuma ocorrência
	3
	Na2HPO4
FeCl3
	3 gotas
2 gotas
	Nenhuma ocorrência
Nenhuma ocorrência
Observamos que no tubo nº 1 ao adicionarmos o cloreto de ferro (FeCl3) a decomposição do peróxido de hidrogênio (H2O2) que ocorre naturalmente houve um rápido aumento na formação e liberação de gases O2, ou seja, o cloreto de ferro atua como agente catalizador. Essa reação pode ser verificada pela equação:
2FeCl3 + H2O2 → 2FeCl2 + O2 + 2HCl
2Fe3Cl3 + H2O2- → 2Fe2Cl2 + O20 + 2HCl
Note que é uma reação do tipo oxirredução, dessa forma temos:
 Fe3 + 2e- → 2Fe2 (redução)
2O- - 2e- → 2O0 (oxidação)
FeCl3 é o agente oxidante, H2O2 é o agente redutor.
Nos tubos 2 e 3, em uma primeira aplicação, não foram observadas nenhuma ocorrência, dessa forma podemos afirmar que nem o CuSO4 quanto o Na2HPO4 são agentes catalizadores da reação. 
Ao ser adicionado o catalizador cloreto de ferro (FeCl3) a solução de Na2HPO4 + H2O2 também foi observada nenhuma ocorrência. Concluísse então, que o Na2HPO4 se comporta como um agente anticatalisador, ou seja, a sua diluição aumentou a energia de ativação da reação que mesmo com a presença do cloreto de ferro não pode ser atingida.
CONCLUSÃO
Ao longo dos procedimentos realizados em laboratório bem como como as análises feitas no presente relatório. Foi possível verificar os diversos fatores que influenciam na velocidade em que uma reação ocorre, como a cinemática das partículas, concentração e natureza dos reagentes assim como os agentes catalizadores ou anticatalisadores presentes. Nota-se a relevância do estudo dessas propriedades para aplicação por exemplo em meio industrial, uma vez que se torna possível a otimização e aceleração de processos, dentre outras diversas aplicações.
REFERÊNCIAS
DEMICHELI, P. CYNTHIA; SOUZA, A. B. ANA LÚCIA; SANTOS, N. EDUARDO; REIAS, F. A. GERALDO; CARVALHO, M. D. MARIA ELIZA; FABIANO, L. RONALDO; et al. Química Geral. Belo Horizonte, 2014. (Apostila).
ANEXO A
Questionário
1) 5NaHS4O3 + 2KI5O3 → I20 + K2S6O4 + Na2S6O4 + 3NaHS6O4 + H2O
5S4 - 10e- → 5S6 (oxidação)
2I5 + 10e- → 2I0 (redução)
a) NaHSO3 é o agente redutor.
b) Variação de 10e-.
2) A formação dos produtos I2 e HSO4.
3) O aumento na concentração de KIO3 aumenta a frequência e probabilidade de colisão com as moléculas de NaHSO3, resultando no aumento da velocidade de reação. 
A partir do gráfico podemos concluir que a concentração de KIO3 é diretamente proporcional ao inverso do tempo decorrido para a realização completa da reação, ou seja, quanto maior a concentração de KIO3 menor será o tempo decorrido.
4) A temperatura influencia diretamente na velocidade da reação uma vez que a variação da mesma significa a variação da energia cinética das moléculas, ou seja, a energia presente nas colisões das partículas é também variada, alterando a efetividade do mesmo, consequentemente o tempo da reação.
O aumento do tempo da reação obtida se justifica uma vez que a temperatura foi reduzida, ou seja, as energias cinéticas das moléculas dos reagentes também foram reduzidas. 
5) Energia de ativação é a energia mínima para que uma reação química possa ocorrer.
O catalisador participa da formação do complexo ativado de forma a acelerar a produção do mesmo reduzindo a energia de ativação mínima.
6) Dizer que a água oxigenada é de10 volumes implica dizer que a substância libera 10 litros de O2 (g) por litro de solução.
7) Os efeitos obtidos foram:
FeCL3 Efeito catalisador: aumentou a velocidade da decomposição
CuSO4 Nenhuma ocorrência 
Na2HPO4 Efeito inibidor: aumento a energia de ativação 
8) Oxirredução.
9) Reações iônicas: os íons de cargas opostas se atraem e reagem entre si, resultando em uma rápida reação.
Moléculas: reações que envolvem compostos covalentes tendem a levar um maior tempo, já que há a necessidade da quebra de ligações e as partículas devem necessariamente se colidir de maneiras especificamente orientadas.
Valores Y	0.02	1.6393442000000001E-2	1.2048191999999999E-2	8.1967213100000002E-3	3.6363636400000001E-3	5	4	3	2	1	Inverso do tempo de reação (1/t/s-1)
Volume de mL IO3- / mL