RELATORIO 29-09

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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
Procedimento Experimental
Experimento (i)
Foram numerados 5 tubos de ensaio;
Ao tubo 1 foi adicionado 10mL de solução de KIO3 a 0,01 mol L-1;
Aos demais tubos foram adicionados respectivamente 8,6,4 e 2 mL desta solução de acordo com a numeração;
No tubo de número 2 foi adicionado 2 mL de água destilada;
Todos os tubos foram completados com água destilada para que o volume da solução igualasse a 10 mL;
Cada tubo foi agitado para homogeneizar as soluções;
No tubo de número 1 foi adicionado 10 mL de solução de NaHSO3 a 0,04% m/v;
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;
Tais resultados foram anotados na tabela I;
Foi repetidos os procedimentos 7,8 e 9 com os demais tubos de ensaio.
Experimento (ii)
Em um tubo de ensaio foi adicionado 5 mL de solução de KIO3;
Em outro tubo de ensaio foi adicionado 5 mL de solução de NaHSO³;
Foi medida a temperatura no interior dos dois tubos;
Ao tubo que continha a solução de KIO3 foi adicionado a solução de NaHSO3;
O tubo de ensaio foi agitado para homogeneizar a solução;
Com o auxilio de um cronometro, foi medido o tempo necessário para a reação acontecer.
Os procedimentos 1 e 2 foram repetidos, porém as soluções foram resfriadas utilizando um banho de gelo. 
O procedimento 4 foi repetido à temperatura de 10 ºC e de 0 ºC.
O procedimento 6 foi repetido para as duas temperaturas.
Tais resultados foram anotados na tabela II.
	Experimento (iii)
Foram numerados 3 tubos de ensaio;
Em cada tubo foi adicionado 1 mL de H2O2 a 10 volumes;
Ao tubo de número 1 foi adicionado 2 gotas de FeCl3;
Ao tubo de número 2 foi adicionado 2 gotas de CuCl;
Ao tubo de número 3 foi adicionado 3 gotas de Na2HPO4 e 2 gotas de FeCl3;
As observações foram colocadas na tabela III.
	
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.
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