Resultados e Discussão

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Resultados e Discussão
Procedimento 1
	Em cinco tubos de ensaio foram adicionados volumes diferentes, em ordem crescente, de solução de KIO3 : 10ml, 8ml, 6ml, 4ml e 2ml, respectivamente. Em seguida, adicionou-se 2ml de água destilada no tubo número 2 e prosseguiu-se adicionando volumes de água destilada nos seguintes tubos em ordem crescente, de modo que todos os tubos ficaram com volume de 10ml de solução. Cada tubo foi agitado para homogeneizar a solução. Após esses procedimentos, a cada tubo foi adicionado 10ml de solução NaHSO3 e cronometramos o tempo desde o momento em que se começou a adicionar NaHSO3 até o início do aparecimento de uma coloração azul. É bom lembrar que cada tubo foi analisado separadamente e os resultados estão expressos na tabela a seguir.
	Tubo Número
	KIO3 (mL)
	Água Destilada (mL)
	NaHSO3 (mL)
	Tempo Decorrido (s)
	1
	10
	0
	10
	42s 56ms
	2
	8
	2
	10
	50s 37ms
	3
	6
	4
	10
	1min 12s 22ms
	4
	4
	6
	10
	2min 8s 69ms
	5
	2
	8
	10
	4min 16s 91ms
 
	A partir da análise da tabela, é possível perceber que quanto maior a concentração de KIO3 , mais rapidamente ocorre a reação. Isso fica evidente se levarmos em conta que no tubo 1, por exemplo, não foi adicionado água destilada e, portanto, a solução de KIO3 não foi diluída, sendo este o tubo em que a reação ocorreu com maior velocidade. Como os volumes de solução foram os mesmos em todos os tubos e somente a concentração de KIO3 variou, fica evidente que é este fator que determinou a s velocidades das reações no experimento. A Cinética Química explica que uma maior concentração dos reagentes possibilita um maior número de colisões efetivas que culminam em uma velocidade maior da reação. O experimento evidenciou isso claramente.
	Tomados os resultados obtidos na experiência, foi construído um gráfico do volume da solução de KIO3 em função de 1/t para evidenciar o comportamento das reações em relação à velocidade, em que a concentração de KIO3 varia. Deste modo, as velocidades podem ser descobertas quantitativamente, além de se possibilitar a análise da variação da velocidade em função da concentração de KIO3 .
Procedimento 2
	Em um tubo de ensaio, foi adicionado 5ml de solução de KIO3 e em outro tubo de ensaio foi adicionado 5ml de NaHSO3 . Após medidas as temperaturas no interior dos tubos e determinado como estando à temperatura ambiente, adicionamos ao tubo contendo a solução de KIO3 a solução de NaHSO3 . Marcamos então, o tempo necessário para que a reação ocorresse. Esse procedimento foi efetuado mais duas vezes, sendo que as soluções estavam em temperaturas diferentes da ambiente: 15° C e 5° C. Para se obter essas temperaturas, foram preparados banhos de gelo previamente. 
	Os resultados obtidos foram descritos na tabela a abaixo.
	Tubo Número
	Temperatura (°C)
	Tempo Decorrido (s)
	1
	23°C
	40s 94ms
	2
	15°C
	52s 28ms
	3
	5°C
	1min 39s 10ms
	O procedimento 2 demonstra o efeito da temperatura na reação 
2 IO3- + 5 HSO3- + 2 H+ ( I2 + 5 HSO4- + H2O.
Como vimos anteriormente, o objetivo do procedimento 1 era demonstrar como a concentração de um reagente pode interferir na velocidade. No procedimento 2, a variável foi a temperatura, logo, o objetivo é analisar a velocidade em função da temperatura.
A partir da observação dos resultados obtidos experimentalmente concluímos que quanto maior a temperatura maior a velocidade da reação. Isso já havia sido estudado teoricamente em Cinética Química e o experimento evidenciou a veracidade da teoria. 
Procedimento 3
	O procedimento 3 evidenciou o efeito do catalisador sobre a reação 
H2O2 ( H2O + ½ O2 .
	Em três tubos de ensaio foram adicionados cerca de 1,0 ml de água oxigenada a 10 volumes em cada um. No tubo 1, adicionamos 2 gotas de FeCl3, no tubo 2 adicionamos 2 gotas de CuCl2 e no tubo 3 adicionamos 3 gotas de Na2HPO4 e 2 gotas de FeCl3. Os resultados e observações estão expressos na tabela a seguir.
	Tubo Número
	Solução a ser adicionada
	Volume a ser adicionado
	Observações
	1
	FeCl3
	2 gotas
	Observou-se desprendimento rápido e imediato de bolhas, o que evidencia que o FeCl3 é um bom catalisador para a reação.
	2
	CuCl2
	2 gotas
	Observou-se demora para o início do desprendimento de bolhas, a reação demorar para iniciar. CuCl2 é um catalisador menos eficaz.
	3
	Na2HPO4
FeCl3
	3 gotas
2 gotas
	A reação também demora a iniciar e comporta-se de forma lenta, o que evidencia que o Na2HPO4 interfere na ação do catalisador FeCl3 . 
	Analisando os dados experimentais podemos perceber que o FeCl3 é o catalisador mais eficiente, no entanto, quando em presença de Na2HPO4 , age com menos eficácia. Podemos concluir, portanto, que Na2HPO4 inibe a ação do FeCl3 .
Conclusão
	A partir do Experimento 4, foi possível evidenciar, através de resultados, análises e discussão, os princípios da Cinética Química. Assim, observamos o comportamento da velocidade em função da concentração de reagentes e em função da temperatura. Tornou-se claro, através da observação, as implicações que concentrações e temperatura podem causar em uma reação, trazendo um maior conhecimento e inspiraçãm maior conhecimento e inspiraçm uma reaçocidade em funçtato com que o de Na2HPO4 e 2 gotas de FeCl3. ados �������������������