RELATORIO 29-09

Prévia do material em texto

CINÉTICA QUÍMICA 
 
 
Introdução 
 
 A cinética química estuda os fatores que influenciam uma reação química e 
também a velocidade em que ela ocorre. Sabe-se que as reações podem se 
processar lenta ou rapidamente. 
 Não existe uma velocidade geral para todas as reações químicas, cada uma 
acontece em sua velocidade específica. Algumas são lentas e outras são rápidas. 
Como por exemplo: ao se guardar alimentos na geladeira, retarda-se a sua 
decomposição; a neutralização de um ácido por uma base e a queima do álcool 
etílico ocorre rapidamente; já a oxidação de um metal exposto ao ar ocorre 
lentamente. 
Reações químicas que envolvem interações de íons ocorrem rapidamente, pois, 
eles são capazes de atrair-se reagirem entre si, ao contrário das espécies 
covalentes, que reagem lentamente. 
 A velocidade das reações químicas depende de uma série de fatores: a 
concentração das substâncias reagentes, a temperatura, a luz, a natureza dos 
reagentes, a presença de catalisadores e a superfície de contato. 
 A velocidade de uma reação é controlada por dois fatores: 
 1- O número de moléculas que estão reagindo (Isso aumenta o número de 
colisões efetivas). 
 2- A fração de colisões efetivas que ocorrem. 
 A energia mínima para que as espécies se colidam é chamada de energia de 
ativação. Catalisadores diminuem a energia de ativação fazendo com que a 
velocidade da reação ocorra mais rapidamente. 
A velocidade de uma reação química, aA + bB + cC..., é: 
Velocidade = K(A)¹ (B)² (C)³, onde 1, 2 e 3 são índices obtidos do estudo do 
mecanismo da reação. 
 
 
Objetivos 
 
 Observar os efeitos da concentração e temperatura na velocidade de 
reação, bem como o efeito dos catalizadores. 
 
 
Desenvolvimento 
 
I. Procedimento Experimental 
Experimento (i) 
1. Foram numerados 5 tubos de ensaio; 
2. Ao tubo 1 foi adicionado 10mL de solução de KIO3 a 0,01 mol L
-1; 
3. Aos demais tubos foram adicionados respectivamente 8,6,4 e 2 mL 
desta solução de acordo com a numeração; 
4. No tubo de número 2 foi adicionado 2 mL de água destilada; 
5. Todos os tubos foram completados com água destilada para que o 
volume da solução igualasse a 10 mL; 
6. Cada tubo foi agitado para homogeneizar as soluções; 
7. No tubo de número 1 foi adicionado 10 mL de solução de NaHSO3 a 
0,04% m/v; 
8. Utilizando um cronômetro, foi marcado o tempo desde o momento 
que se começou a adicionar a solução de NaHSO3, até o início do 
aparecimento de uma coloração azul; 
9. Tais resultados foram anotados na tabela I; 
10. Foi repetidos os procedimentos 7,8 e 9 com os demais tubos de 
ensaio. 
 
Experimento (ii) 
1. Em um tubo de ensaio foi adicionado 5 mL de solução de KIO3; 
2. Em outro tubo de ensaio foi adicionado 5 mL de solução de NaHSO³; 
3. Foi medida a temperatura no interior dos dois tubos; 
4. Ao tubo que continha a solução de KIO3 foi adicionado a solução de 
NaHSO3; 
5. O tubo de ensaio foi agitado para homogeneizar a solução; 
6. Com o auxilio de um cronometro, foi medido o tempo necessário 
para a reação acontecer. 
7. Os procedimentos 1 e 2 foram repetidos, porém as soluções foram 
resfriadas utilizando um banho de gelo. 
8. O procedimento 4 foi repetido à temperatura de 10 ºC e de 0 ºC. 
9. O procedimento 6 foi repetido para as duas temperaturas. 
10. Tais resultados foram anotados na tabela II. 
 
 Experimento (iii) 
1. Foram numerados 3 tubos de ensaio; 
2. Em cada tubo foi adicionado 1 mL de H2O2 a 10 volumes; 
3. Ao tubo de número 1 foi adicionado 2 gotas de FeCl3; 
4. Ao tubo de número 2 foi adicionado 2 gotas de CuCl; 
5. Ao tubo de número 3 foi adicionado 3 gotas de Na2HPO4 e 2 gotas de 
FeCl3; 
6. As observações foram colocadas na tabela III. 
 
II. Resultados 
 
Tabela I 
 
Tubo KIO₃ (mL) Água 
destilada 
(mL) 
NaHSO₃ 
(mL) 
Tempo 
decorrido 
(s) 
Cor 
 
1 10 mL ------------ 10 mL 39 s Azul 
2 8 mL 2 mL 10 mL 44 s Azul 
3 6 mL 4 mL 10 mL 61 s Azul 
4 4 mL 6 mL 10 mL 101 s Azul 
5 2 mL 8 mL 10 mL 235 s Azul 
 
 
Tabela II 
 
Tubo Temperatura (°C) Tempo Decorrido (s) 
1 5°C 67s 
2 15°C 59s 
3 25°C 35s 
 
Tabela III 
 
Tubo 
Número 
Solução a ser 
adicionada 
Volume a ser 
adicionado 
Observações 
1 FeCl3 2 gotas Houve rápida liberação de 
gás e a solução se tornou 
amarelada 
2 CuCl2 2 gotas Não houve liberação de gás 
como nos outros tubos e a 
solução ficou ligeiramente 
azulada. 
3 Na2HPO4 
FeCl3 
3 gotas 
2 gotas 
Iniciou-se a liberação de gás 
mais lentamente que no tubo 
um. 
 
 
III. Análise dos Resultados 
 
Experimento (i) 
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 . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gráfico I 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Experimento (ii) 
 
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. 
 
 Experimento (iii) 
 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 e como é 
necessário o cuidado da exatidão desses fatores em laboratório para que possíveis 
erros sejam evitados. 
 
Referências 
 
Trindade, D.F., Oliveira, F.P., Banuth, G.S. & Bispo,J.G.; “Química Básica 
Experimental”; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
Giesbrecht,E.; “ Experiências de química , Técnicas e Conceitos Básicos – PEQ – 
Projetos de Ensino de Química”; Ed. Moderna – Universidade de São Paulo, SP 
(1979). 
Russell, J.B. ; “ Química Geral ”,2ª Edição, Makron Books Editora Ltda., São 
Paulo (1994). 
Apostila de Aulas Práticas de Química Geral; Universidade Federal de Minas 
Gerais, MG (2 semestre 2010). 
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA DE CINÉTICA QUIMICA - QUI204 
Segundo semestre de 2011 – Turma U2B Farmácia / Diurno 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
COMPONENTES: 
Bianca Henriques de Oliveira Fonseca 
Nayhane Luna de Souza Barros 
Pedro Henrique Gonçalves Moreira 
 
PROFESSOR: 
Raquel Vieira Mambrini