Velocidade de reação

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INSTITUTO FEDERAL DE BRASÍLIA –
CAMPUS GAMA
LABORATÓRIO DE FÍSICO QUÍMICA
VELOCIDADE DE REAÇÃO
CURSO: Licenciatura em química
TURMA: 20211810107A
NOME MATRÍCULA NOTA
1 Karine Vitoria Alves da Silva 171028100022
Data da realização do experimento: 27/05/2021
Data da entrega do relatório: 02/06/2021
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO 3
OBJETIVOS 3
MATERIAIS, EQUIPAMENTOS E REAGENTES 3
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 3
RESULTADOS E DISCUSSÃO 4
CONCLUSÃO 7
REFERÊNCIAS 7
1. INTRODUÇÃO
Transformações químicas acontecem a todos momentos no dia a dia, podem
ser físicas e químicas, e segundo Russel (2006) essas transformações são
chamadas de reações químicas onde substâncias são destruídas e outras,
novas, são formadas.
Durante esse processo alguns fatores podem influenciar o tempo em que
essa reação irá acontecer. “A velocidade de reação mede quão rapidamente
um reagente é consumido ou um produto é formado, durante a reação.” Pilling
(2012). A temperatura em que a reação ocorre, o estado físico dos reagentes,
um catalisador presente no experimento e as concentrações podem interferir
na velocidade em que a reação será realizada, este último será o objeto de
estudo deste trabalho.
A cinética química é o ramo da físico-química responsável por estudar as
velocidades e os mecanismos das reações químicas. As concentrações dos
reagentes, dos produtos e até mesmo de substâncias que não aparecem na
reação influenciam diretamente na velocidade da reação. (SMITH, 1981)
2. OBJETIVOS
Estudar a influência da concentração de reagentes na velocidade de uma
reação.
3. MATERIAIS E REAGENTES
Os equipamentos e materiais utilizados para realização do experimento estão
listados abaixo:
● 20 tubos de ensaio
● Água destilada
● Amido
● Bureta
● Cronômetro
● Solução de KIO3 0,02M
● Solução de NaHSO3 0,005M
● Suporte universal
4. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
Na metade dos tubos de ensaio, identificados de 1 ao 10, e os outros de I a X
(números romanos).
A solução aquosa de iodeto de potássio (KIO3) 0,02 mol/L é chamada de solução
A e a solução de bissulfito de sódio (NaHSO3).
As soluções devem ser distribuídas conforme a tabela 1.
Tabela 1: Identificação dos tubos e quantidade de soluções em cada um deles.
ID Tubos Solução A (ml) Água ID Tubos Solução B+C K (ml)
1 10 0 I 10
2 9 1 II 10
3 8 2 III 10
4 7 3 IV 10
5 6 4 V 10
6 5 5 VI 10
7 4 6 VII 10
8 3 7 VIII 10
9 2 8 IX 10
10 1 9 X 10
A proporção da solução B+C é de 2,5 ml de C para 47,5 ml de B.
Deve-se juntar as soluções em cada um dos 2 tubos em um tubo só e iniciar o
cronômetro ao mesmo tempo.
Em seguida homogeneizar a solução e esperar o indicador do amido
tornar-se azul-violeta, que indica a formação de I2(s) e então a relação é
encerrada.
Quando a mistura mudar de cor o cronômetro deve ser finalizado.
Para finalizar, é necessário anotar os valores cronometrados para produzir os
gráficos.
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Segundo Russel (2006), a velocidade de uma reação é diretamente
proporcional a sua concentração, de forma que a equação de velocidade de
uma reação hipotética em 1 pode ser representada pela equação 2. Esta
representa a relação entre a velocidade da reação e as concentrações das
espécies participantes.
𝐴 + 2𝐵 + 𝐶 → 𝐷 + 𝐸 (1)
𝑣 = 𝑘. [𝐴]α. [𝐵]β (𝐸𝑞. 1)
onde:
=constante de velocidade𝑘
e = são os coeficientes estequiométricos de A e B respectivamente.α β
A temperatura também é um fator que pode variar a velocidade da reação,
assim a constante k, é uma função de temperatura, usualmente crescendo
com a mesma. Nesse experimento a temperatura é constante, e portanto o
único fator que irá influenciar o tempo da reação é a concentração dos
reagentes.
Com o aparecimento da coloração na reação é possível concluir que o
bissulfito de potássio ( ) é o reagente limitante da reação, quando ele𝐻𝑆𝑂
3
−(𝑎𝑞)
acaba, não ocorre a terceira etapa da reação e forma o Iodo ( )), fazendo𝐼
2
(𝑠
com que o amido reaja e a cor violeta apareça. As etapas da reação são
apresentadas abaixo:
𝐼𝑂
3
−(𝑎𝑞) + 3𝐻𝑆𝑂
3
−(𝑎𝑞) → 𝐼−(𝑎𝑞) + 3𝑆𝑂
4
2−(𝑎𝑞) + 3𝐻+(𝑎𝑞) (2)
5𝐼−(𝑎𝑞) + 6𝐻+(𝑎𝑞) + 𝐼𝑂
3
−(𝑎𝑞) → 3𝐼
2
(𝑠) + 3𝐻
2
𝑂(𝑙) (3)
𝐼
2
(𝑠) + 𝐻𝑆𝑂
3
−(𝑎𝑞) + 𝐻
2
𝑂(𝑙) → 2𝐼−(𝑎𝑞) + 𝑆𝑂
4
2−(𝑎𝑞) + 3𝐻+(𝑎𝑞) (4)
As equações 2 e 3 demonstram as etapas para se calcular a velocidade. E
com isso é possível verificar que o valor consumido será sempre igual, assim,
o tempo é o que mudará a velocidade.
[𝐴]
𝑖
0,02. 𝑉
𝐴
= [𝐴]
𝑓
 . 𝑉
𝑓
 (𝐸𝑞. 2)
onde:
concentração da solução A = 0,02
Va = volume da solução A sem água
V = volume final
𝑉
𝑟𝑒𝑎çã𝑜
=
𝑛 𝐼𝑂
3
−
𝑡 (𝐸𝑞. 3) 
onde:
IO3 = corresponde ao iodato consumido
t = corresponde ao tempo cronometrado
Levando em consideração a estequiometria da reação 3 é possível estabelecer
a relação apresentada na equação 5 e após multiplicar esse valor pelo volume
final da solução, encontramos o resultado.
[𝐼𝑂
3
−] = 13 . [𝐻𝑆𝑂3
−] = 13 . 0, 005 (𝐸𝑞. 4)
3,33.10-5 mol[𝐼𝑂
3
−] = 13 . 0, 005. 20. 10
−3 =
Com esses dados são plotados os gráficos 1 e 2, com os dados apresentados
no quadro 1.
Quadro 1: Dados experimentais
Tubos 1-I 9-IX
Tempo t(A) 10.45 54.41
t-1(s-1) 0,0957 0,0184
[IO3-] (mol/L) 0,01 0,002
V (mol/s) 3,187.10-6 6,120.10-7
Fonte:https://www.youtube.com/watch?v=7mqs0t9CNz8
Gráfico 1: Variação da concentração com relação à velocidade
Gráfico 2: Variação da concentração com relação ao tempo
https://www.youtube.com/watch?v=7mqs0t9CNz8
6. CONCLUSÃO
A velocidade em que a reação acontece no tubo no primeiro tubo é mais
acelerada do que se comparado ao nono tubo, e isso é explicado pois a
concentração no primeiro é maior, como apresentado no quadro 1.
De forma que os resultados obtidos de forma prática são coerentes aos
estudos teóricos, a reação acontece de forma mais acelerada no tubo com
mais concentração do reagente pois o número de moléculas é maior,
aumentando-se as colisões entre os átomos.
7. REFERÊNCIAS
PILLING, Sergio. Físico-Química Experimental I: cinética química. São Joe dos
Campos - Sp: Univap, -. 11 p. Disponível em:
https://www1.univap.br/spilling/FQE1/FQE1_EXP3_Cinetica.pdf. Acesso em: 31
maio 2021.
RUSSELL, J. B. Química Geral, Vol. 1. 2ª edição, São Paulo; Makron Books,
1994.
SMITH, Jeremy M. Chemical Engineering Kinetics. 3rd. ed. McGraw-Hill, 1981.