Relatório Cinética Química

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Departamento: Química
8822-G2
Cinética Química 
Equipe técnica:
Maria Victória M. Torquato
Ricardo Duarte
Yasmin Aguiar Sena
Salvador
2016
Equipe técnica:
Maria Victória M. Torquato
Ricardo Duarte
Yasmin Aguiar Sena
Relatório solicitado pelo professor Robert Newton à turma 8822 para a obtenção da nota parcial da quarta unidade do curso de Química, modalidade integrado.
Salvador
2016
Sumário 
1. Introdução................................................................................................................... 3
2. Objetivos..................................................................................................................... 5
3. Materiais e reagentes.................................................................................................. 5
4. Procedimento.............................................................................................................. 5
5. Resultados e discussão............................................................................................... 6 
5.1. Parte 1: Influência da temperatura na velocidade de uma reação química......... 
5.2. Parte 2: Influência da concentração do(s) reagente(s) na velocidade de uma reação química....................................................................................................
5.3. Parte 3: Influência da luz na velocidade de uma reação química.......................
5.4. Parte 4:
5.5. Parte 5:
6. Conclusão..................................................................................................................
7. Referências................................................................................................................
1. Introdução 
A química, em geral, é responsável pela investigação de mudanças que ocorrem no cotidiano em especial em relação às reações químicas. Nessas reações há a conversão de substancias com propriedades definidas em outras, com propriedades diferentes. O estudo desses processos concentra-se na formação de substancias a partir de um conjunto de reagentes, investigando, portanto, os fatores que influenciam a velocidade dessas reações. 
No cotidiano, muitas reações acontecem de forma lenta ou rápida e é de fundamental importância a determinação dos fatores que controlam a velocidade de tais processos. Por conta desse fato a química apresenta um ramo que investiga em especial as velocidades das reações químicas: a Cinética Química. [1]
A Cinética Química, como já salientada, ocupa-se da velocidade das reações e dos fatores externos que influenciam na rapidez da reação, como temperatura, concentração, estado dos reagentes, entre outros. A cinética é, portanto, dividida em duas linhas de estudo: o nível macroscópico e o nível particulado. O primeiro corresponde ao significado de velocidade de reação e como se pode determina-la experimentalmente e como a temperatura e a concentração dos reagentes podem afetar na aceleração da reação. O segundo nível está relacionado aos mecanismos de reação, ou seja, no estudo das partículas que influenciam na rapidez do processo, detalhando o caminho percorrido por átomos e por moléculas durante uma reação. Essa divisão da cinética é feita para conciliar a química macroscópica com o nível particulado em reações químicas de modo a aplicar essa informação no controle de processos químicos.[2]
Velocidade é definida como sendo a modificação que ocorre num dado intervalo de tempo. Em termos de velocidade de reação química a exemplo de uma reação química hipotética, A→B, a velocidade da reação é a medida da rapidez em que A é consumido transformando-se em B. Dessa forma, para certo intervalo de tempo, a velocidade média dessa reação é dada pela relação entre o numero de mols de B produzidos e o intervalo de tempo para formar todo o produto (Equação 1, página 3):
Vm= 								 Equação 1
Por conta da estequiometria da reação química considerada, a velocidade do consumo de A é equivalente à velocidade de formação de B. A estequiometria é, portanto, de fundamental importância na determinação da velocidade da reação de consumo do reagente e na formação do produto em termos de quantidade e concentração.[1]
 	A concentração é o fator mais importante que interfere na velocidade de uma reação química. Para medir a velocidade em termos da concentração usa-se a Lei da Ação das Massas (Guldberg-Waage), onde é enunciada da seguinte forma: “A velocidade de uma reação química, a uma dada temperatura, é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes elevadas aos coeficientes de cada um na reação química considerada.”. Dessa forma, considerando a reação aA + bB → cC + dD, a velocidade dessa reação segundo a Lei de Guldberg-Waage é dada por (Equação 2, página 4):
V= K [A]a . [B]b									 Equação 2
Onde, K é a constante de velocidade, dependente apenas da temperatura.
 	Para que uma reação possa acontecer os reagentes precisam entrar em contato a partir da chamada colisão molecular. Essa colisão é o requisito mínimo para que haja uma reação. As colisões moleculares necessitam de uma orientação adequada e devem estar providas de uma mínima energia para que possam iniciar uma reação, dessa forma a colisão molecular é dita como efetiva. Mesmo se uma colisão não tiver uma orientação adequada, pode ser produtiva desde que tenha uma alta energia. Essa mínima energia necessária para efetivar uma colisão, ou seja, para que resulte numa reação química, é chamada de energia de ativação. A energia de ativação contribui na velocidade da reação de forma que quanto maior a energia de ativação, maior será o tempo gasto para reagir. Isso se deve, pois as partículas dos reagentes passam por um caminho energético grande o que acarreta numa demora maior para a ocorrência da reação. Em contrapartida, quanto menor for a energia de ativação, mais rápida será a reação. Durante o alcance da energia de ativação há a ocorrência de um estado de transição que se caracteriza por apresentar uma energia superior ao do sistema reagente em que as ligações químicas e não estão formados e nem rompidas originando o complexo de formação. 
A temperatura é a medida da energia cinética média das partículas de uma substancias, tendo a capacidade de aumentar a velocidade das reações quanto maior for a temperatura. Isso se deve, pois o aumento do numero de partículas com energia maior que a energia de ativação e o aumento da energia cinética das partículas, aumenta a probabilidade de ocorrer colisões efetivas, aumentando assim, a velocidade da reação. A regra que relaciona a temperatura com a velocidade é dada pela regra de Van’t Hoff, que é uma relação matemática bastante empírica e limitada, não sendo usada à risca em todas as reações. Um aumento de 10°C na temperatura de um sistema provoca a duplicação da velocidade da reação (Equação 3, página 4):
V= 2n . V1 ; n=(T2-T1)/10 						 	Equação 3					 
Outros fatores que influenciam na velocidade das reações são a natureza dos reagentes e a superfície de contato.[3]
Para que uma reação aconteça mais rapidamente, comumente usa-se uma substancia conhecida como catalisador. O catalisador é uma substancia que altera a velocidade de uma reação química sem sofrer modificação química permanente no processo. Ou seja, o catalisador diminui a energia de ativação de uma reação, tanto no sentido direto como no inverso.
A luz e a eletricidade também ajudam na rapidez de uma reação ou ate mesmo a promove, fornecendo energia para que algumas moléculas atinjam ou ultrapassem a energia de ativação.[2]
 
2. Objetivos
· Verificar a influencia de alguns fatores na velocidade de algumas reações químicas como: luz, temperatura, superfície de contato e concentração;
· Verificar que a velocidade de uma reação pode ser alterada em função de substancias diferentes dos reagentes.
3. Materiais e Reagentes
Tabela 1- Materiais e Vidrarias
	Materiais e Vidrarias
	Quantidade
	Capacidade
	Provetas
	3
	5, 10, 20 e 1000 mL
	Pipetas
	3
	1, 2 e 5 mL
	Béqueres
	350, 250 e 600 mL
	Cronômetro 
	1
	-
	Tubos de ensaio
	12
	-
	Rolha
	3
	-
	Gelo
	-
	-
Tabela 2- Reagentes
	Reagentes
	Quantidade
	HCl 6 mol/L
	6 mL
	AgNO3 0,5 mol/L
	2 mL
	Ácido Oxálico 0,25 mol/L
	15 mL
	KMnO4 0,008 mol/L
	20 mL
	H2SO4 4,0 mol/L
	10 mL
	NaCl 1 mol/L
	6 mL
	H2O2 a 10 volumes
	-
	MnO2 em pó
	-
	Pedaços de batata
	-
	Mármore em pó ou em pedaços 
	-
4. Procedimento
Parte 1: Influência da temperatura na velocidade de uma reação química.
	Em três tubos de ensaio adicionou-se 3 mL da solução de ácido oxálico e 2 mL de ácido sulfúrico. Aqueceu-se um dos tubos em banho-maria e adicionou-se 4 mL da solução de permanganato de potássio, acionando o cronômetro no instante em que caiu a primeira gota desse reagente. Marcou-se o tempo que levou ao descoramento total da solução. Procedeu-se da mesma forma com um dos tubos que não foi aquecido, enquanto o terceiro tubo foi resfriado em banho de gelo. Em seguida, executou-se o mesmo procedimento com o tubo mantido em banho de gelo.
Parte 2: Influência da concentração do(s) reagente(s) na velocidade de uma reação química.
	Adicionou-se 4 mL da solução de permanganato de potássio em dois tubos de ensaio. A um deles adicionou-se 4 mL de água; ao segundo 8 mL de água. Em outros dois tubos de ensaio, adicionou-se a cada um 3 mL de ácido oxálico e 2 mL de ácido sulfúrico. Num deles foi adicionado à primeira solução de permanganato de potássio preparada. Mediu-se o tempo de descoloração da solução. Ao outro tubo, adicionou-se a segunda solução de permanganato de potássio preparada e mediu-se o tempo de descoloração da solução. 
Parte 3: Influência da luz na velocidade de uma reação química.
	Em dois tubos de ensaio foi colocado 3 mL de solução de cloreto de sódio e 1 mL da solução de nitrato de prata. Colocou-se um dos tubos ao armário e o outo foi exposto à luz solar. 
Parte 4: Influência da superfície de contato dos reagentes na velocidade de uma reação química.
Em dois tubos de ensaio foi colocado 3 mL de solução de ácido clorídrico. Em um deles colocou-se um pedaço de mármore e no outro uma pequena porção de mármore em pó.
Parte 5:
	Em três tubos de ensaio, foram adicionados alguns mL de água oxigenada a 10 volumes. Em um dos tubos adicionou-se pedaços de batata, em outro se adicionou certa quantidade de dióxido de manganês e depois todos os três tubos foram fechados com uma rolha com uma mangueira acoplada a um furo da rolha. A mangueira foi posta dentro de uma proveta com 1 L de água. 
5. Resultados e Discussão
5.1. Parte 1: Influência da temperatura na velocidade de uma reação química.
5.2. Parte 2: Influência da concentração do(s) reagente(s) na velocidade de uma reação química.
Adicionou-se 2 mL de permanganato de potássio em dois tubos de ensaio distintos. Em seguida, colocou-se 4 mL e 8 mL de água em cada tubo, referenciando-os como 1 e 2. Analogamente, outros dois tubos foram preparados com ácido oxálico e ácido sulfúrico, referenciados também como 1 e 2. Verteu-se o tubo contendo permanganato em maior concentração, tubo 1, no tubo com os ácidos com o número 1. O procedimento foi repetido com os tubos 2.
A descoloração do tubo 1, onde a concentração de permanganato era maior, levou 9 minutos e 45 segundos. Já a descoloração do tubo 2, onde a concentração de permanganato era menor, levou 10 minutos e 50 segundos.
No experimento, o tubo onde a concentração de KMnO4 era maior a reação ocorreu em um intervalo de tempo mais curto se comparada ao tubo de menor concentração. Segundo a lei da velocidade, "A velocidade de uma reação química é proporcional às concentrações molares dos reagentes, elevadas a expoentes que são determinados experimentalmente", ou seja, quanto maior a concentração mais rápida será a reação.[4]
Por outro lado, quanto maior o número mols dos reagentes, maior a tendência de ocorrerem choques efetivos entres as moléculas, o que torna a reação mais rápida. Para que uma reação se processe é necessária à colisão efetiva entre as moléculas. Assim, o aumento da concentração dos reagentes faz com que se tenha uma maior quantidade de partículas ou moléculas confinadas num mesmo espaço. Isso aumenta a quantidade de choques entre elas e aumenta também a probabilidade de ocorrerem colisões eficazes que resultem na ocorrência da reação. O resultado é que a reação ocorre com maior rapidez. Uma menor concentração dos reagentes, na prática de permanganato de potássio, resultou em um menor números colisões efetivas, reduzindo a velocidade da reação.[5]
5.3. Parte 3: Influência da luz na velocidade de uma reação química. 
Nos dois tubos (o exposto ao sol e o guardado no armário) ocorreu a seguinte reação (Reação tal, página tal):
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)					 Reação 2 	O AgCl é um composto fotossensível, ou seja, quando exposto à luz tende a sofrer decomposição. Portanto, além da reação tal, outra reação ocorreu no tubo exposto ao sol (Reação tal, página tal).
2AgCl(s) -luz→ 2Ag(s) + Cl2(g) 						 Reação 3
	Nesse processo denominado Fotólise, que ocorre quando moléculas maiores (AgCl) formam moléculas menores (Cl2 e Ag) sob o efeito da luz, os comprimentos de onda absorvidos pelo sistema fornecem energia para algumas moléculas que conseguem ultrapassar a “elevação” da energia de ativação. 
	Sem a presença da luz, o tubo guardado no armário não sofre nenhuma reação a mais, pois não há nenhum fator externo que faça com que as moléculas do AgCl formado ultrapassem a barreira energética que possibilita a ocorrência da reação (Figura tal, página tal). [6] 
FIGURA
5.4. Parte 4: Influência da superfície de contato dos reagentes na velocidade de uma reação química.
Em dois tubos de ensaio foram adicionadas iguais quantidades de ácido clorídrico 6 mol.L-1. No primeiro tubo fora colocado um pedaço de mármore (composto por carbonato de cálcio) e no segundo tubo foi colocado mármore em pó (figura tal, página tal).
Figura tal
Em ambos os tubos houve liberação gasosa, indicando a ocorrência de uma reação química, que pode ser representada pela equação (Reação tal, página tal):
CaCO3 (S) + 2HCl (aq) CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)			 Reação 4
No tubo que continha mármore em pó foi perceptível que a efervescência foi maior, sendo assim, a velocidade da reação também foi maior.
Isso pode ser explicado da seguinte forma: as colisões entre as partículas dos reagentes ocorrem na superfície do sólido [4]. Quanto mais fragmentado, isto é, quanto maior a superfície de contato do sólido, maior será o número de colisões efetivas, ocasionando um aumento na velocidade da reação [3].
5.5. Parte 5:
Em dois tubos, acoplados com mangueiras na saída lateral, foram colocadas 20 mL de água oxigenada, e os recipientes foram fechados logo em seguida com uma rolha cada. As mangueiras foram acopladas em uma proveta contendo 1000 mL de água destilada.
FIGURA DO SISTEMA
	Ao primeiro tubo, contendo água oxigenada, adicionou-se uma pequena porção de dióxido de manganês (MnO2) e no segundo tubo, também contendo água oxigenada, adicionou-se um pequeno pedaço de batata. Após a adição do MnO2 foi possível perceber o aumento da liberação gasosa do sistema, de acordo com a reação: 
 H2O2(aq) MnO2→ H2O(l) + O2(g)							 Reação 5
	O dióxido de manganês atua como um catalisador da reação, isto é, ele tem o papel de acelerar a velocidade da reação de decomposição da água oxigenada pelo abaixamento da energia de ativação, o que acaba proporcionando um maior número de colisões efetivas (Figura tal, página tal).
Figura tal:
O MnO2 não reage quimicamente, mas é consumido e regenerado em um estágio posterior no mecanismo da reação, sendo assim, ele não tem sua massa e composição alteradas.
	Outro aumento da liberação gasosa pôde ser observado com a adição da batata à água oxigenada. Isso por que a batata possui uma enzima, chamada catalase, que acelera a velocidade da reação de decomposição da água oxigenada, sendo assim, atua como um catalisador da reação. Apesar das enzimas serem grandes moléculas que vão de 10.000 até 1 milhãode u.m.a, a reação é catalisada num sítio particular da enzima, o sítio ativo. A substância que sofre reação nesse sítio é o substrato. Num modelo de chave e fechadura, o substrato se ajusta num sítio particular da enzima muito ao modo de uma chave ao segredo de uma fechadura, formando um complexo enzima-substrato. Quando há esse ajuste, as moléculas do substrato ficam “ativadas” e podem participar de reações extremamente rápidas. Uma vez terminada a reação, os produtos se afastam e deixam o sítio ativo livre. No caso do H2O2 há a liberação de O2 no final da reação. [1] 
6. Conclusão
7. Referências 
[1] BROWN; LEMAY; BURSTEN. Química: Ciência central. LTC editora. 7ª edição. P. 324 a 343.
[2] KOTZ; TREICHEL. Química Geral 2 e Reações Químicas. Cengage Learning. 5ª edição. p. 1 a 37.
[3] RICCIO, Cleide Maria da Silva. Apostila Cinética Química – (Coordenação de Química) - 2016
[4] http://m.brasilescola.uol.com.br/quimica/concentracao-dos-reagentes-velocidade-das-reacoes.htm
[5] FELTRE, Ricardo. Química: Físico-química. Vol.2. Editora Moderna.
[6] USBERCO, J. SALVADOR, E. Química, São Paulo: Saraiva (1996), v. 2
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