velocidade das reações quimicas - relatório

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QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
RELATÓRIO EXPERIÊNCIA 5
VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Álvaro Costa Viana Campanharo e Larissa Bastos Paulino
SÃO MATEUS
2011
1.Resumo
Com o objetivo de se estudar a influência da temperatura, concentração dos reagentes e presença de catalisador na velocidade de reações químicas, foram realizadas experiências nas quais os enfoques foram diferentes.
Primeiro, estudou-se a influência da concentração na velocidade de reações: soluções de concentrações diferentes de reagentes foram preparadas. Foram misturadas diferentes combinações de soluções. 
Segundo, estudou-se a influência da temperatura na velocidade: soluções idênticas, mas a diferentes temperaturas, foram reagidas. 
Terceiro: a influência de catalisador foi analisada: em duas reações em condições idênticas, a uma delas foi adicionado catalisador.
Analisando os resultados, variações nesses três aspectos, influenciam, significativamente, na velocidade de uma reação química.
1. Introdução
As reações químicas envolvem a quebra e a formação de ligações, as respectivas velocidades dependem da natureza dos reagentes em si. Entretanto, existem quatro fatores que permitem a variação das velocidades, nas quais, reações específicas ocorrem:
1) O estado físico dos reagentes: os reagentes devem entrar em contato para que reajam. Quanto mais rapidamente as moléculas se chocam, mais rapidamente elas reagem. Portanto, uma superfície de contato maior promove a interação de mais moléculas por intervalo de tempo, aumentando a velocidade da reação.
2) As concentrações dos reagentes: à medida que a concentração aumenta, a freqüência com a qual as moléculas se chocam também o faz, levando a um aumento da velocidade.
3) A temperatura na qual a reação ocorre: o aumento da temperatura faz aumentar a energia cinética das moléculas. Com o movimento maior das moléculas, elas se chocam mais e com mais energia, aumentando a velocidade da reação.
4) A presença de um catalisador: catalisadores são agentes que aumentam a velocidade de reações sem serem consumidos por elas. Eles afetam os tipos de colisões (o mecanismo) que levam à reação.
A velocidade de uma reação química é a variação na concentração dos reagentes ou produtos por unidade de tempo (geralmente mol/s). Considerando uma reação hipotética aA + bB cC + dD. A velocidade dessa reação pode ser expressa como a taxa de desaparecimento dos reagentes A e B ou aparecimento dos produtos C e D, multiplicado, respectivamente pelo inverso de seus coeficientes: a, b, c, d. Em geral, tem-se: 
Velocidade= 
A expressão matemática que mostra como a velocidade da reação depende da concentração pode ser expressa como o produto da concentração dos reagentes, cada qual elevados a uma potencia que representa a ordem da reação. Para a reação hipotética acima, tem-se:
Velocidade= K[A]n[B]m
A constante k é chamada constante de velocidade, sua magnitude varia com a temperatura, evidenciando a influencia da mesma na velocidade da reação. O expoente “n” é a ordem de reação em relação ao reagente A e “m” é a ordem de reação em relação ao reagente B. n+m é chamada ordem global da reação.
2. Métodos e materiais
Foram realizadas diferentes reações químicas. Para cada grupo específico de reações, foram analisados os seguintes aspectos, separadamente: influência da concentração dos reagentes; influência da temperatura e influência de adição de catalisador. Para tanto, o experimento foi dividido em três partes: A (influência da concentração), B (influência da temperatura) e C (influência de catalisador), que serão abordados e analisados separadamente.
A. Influência da concentração
Dada a reação:
Na2S2O3(aq) + H2SO4(aq) Na2SO4(aq) + S(s) + SO2(g) + H2O(l), foi analisada a mudança na velocidade da reação ao variar as concentrações de tiossulfato de sódio e ácido sulfúrico. Para tanto, um cronômetro foi usado para marcar o tempo. O tempo inicial foi o instante em que os reagentes entraram em contato. O tempo final se deu pela total turvação da solução devido a produção de enxofre sólido.
Para determinar a quão turva a solução estava, um marco de caneta em papel foi colocado abaixo do tubo de ensaio onde a reação ocorria. Olhando de cima, o cronômetro foi parado quando não se via mais a marca feita pela caneta do outro lado do tubo de ensaio.
A.1 Influência da concentração do tiossulfato de sódio
Foi pipetado, a quatro tubos de ensaios limpos e secos as devidas proporções de tiossulfato de sódio 0,1mol/l e água destilada. 
Foi adicionado a outros quatro tubos de ensaio 6 ml de ácido sulfúrico 0,2 molar. Posteriormente, um tudo que continha o ácido foi vertido no tubo 1, e assim sucessivamente. Para cada vertida, o tempo inicial e final de ocorrência de reação foi cronometrado. As proporções, volume total das soluções e os tempos das reações estão na tabela 1:
Tabela 1: Proporções de tiossulfato de sódio, ácido sulfúrico, água destilada, volume total das soluções e tempo de reação.
	TUBO DE ENSAIO
	Na2S2O3(aq) (ml)
	ÁGUA DESTILADA (ml)
	H2SO4(aq) VERTIDO
(ml)
	VOLUME TOTAL DA SOLUÇÃO (ml)
	TEMPO DE REAÇÃO (s)
	1
	6,00
	0,00
	6,00
	12,0
	50,7
	2
	4,00
	2,00
	6,00
	12,0
	80,1
	3
	3,00
	3,00
	6,00
	12,0
	107,1
	4
	2,00
	4,00
	6,00
	12,0
	 155
A.2. Influencia da concentração do ácido sulfúrico
	Foi adicionado a quatro tubos de ensaio, como no procedimento A.1.
	Foi feito a adição de 6,00 ml de tiossulfato de sódio 0,1M em outros quatro tubos de ensaio e misturado, tubo por tubo, para observar o tempo em que a reação iria ocorrer, com o mesmo papel marcado pela caneta. 
	As proporções, volume total das soluções e os tempos das reações estão na tabela 1:
Tabela 2: Proporções de Ácido Sulfúrico, tiossulfato de sódio água destilada, volume total das soluções e tempo das reações.
	TUBO DE ENSAIO
	ÁCIDO SULFÚRICO (ml)
	ÁGUA DESTILADA (ml)
	Na2S2O3(aq) VERTIDO (ml)
	VOLUME TOTAL DA SOLUÇÃO (ml)
	TEMPO DE REAÇÃO (s)
	1
	6,00
	0,00
	6,00
	12,0
	44,1
	2
	4,00
	2,00
	6,00
	12,0
	50,0
	3
	3,00
	3,00
	6,00
	12,0
	53,5
	4
	2,00
	4,00
	6,00
	12,0
	62,6
	
B. Influência de temperatura
Foram enumerados três tubos de ensaio, limpos e secos, e adicionados a cada deles 4,00 ml de uma solução de tiossulfato de sódio a 0,1 mol/L. A outros tubos, enumerados, foi pipetado 4,00 ml de H2SO4 a 0,2 mol/L. Após os seis tubos estarem com seus devidos volumes, os mesmos foram colocados a um béquer de 250 ml com água, para aquecê-los à banho-maria, até 30 graus Celsius, utilizando um termômetro para acompanhar o aumento da temperatura. Após as soluções estarem em 30°C, foram retiradas e vertidas como no procedimento A.
Foram feitos os mesmos processos com mesmas soluções, mas para temperaturas de 40 e 50°C. Os valores de tempo obtidos foram anotados na tabela 3.
Tabela 3: Temperatura e tempo de reação
	TUBO DE ENSAIO
	TEMPERATURA (°C)
	TEMPO (s)
	1
	30
	39
	2
	40
	29,7
	3
	50
	18,5
C. Influência do catalisador
Foi dada a reação a seguir:
2 Fe(SCN)3(aq) + 2 Na2S2O3 	2 Fe(SCN)2 + 2 NaSCN(aq) + Na2S4O6
	Com quatro tubos de ensaio, foram pipetados, em dois tubos, 5 ml de Na2S2O3, cada um, e, nos outros dois, foram adicionados 5 ml de Fe(SCN)3, em cada um.
	As soluções foram vertidas em dois momentos. No primeiro momento, foi observada ocorrência da reação acima, sem a presença de catalisador. O tempo foi observado e cronometrado até que a solução tivesse o desaparecimento da cor alaranjada. No segundo momento, foi adicionado à solução um catalisador, CuSO4, e observado o mesmo procedimento do primeiro momento e anotado o tempo gasto. Os dados estão explícitos na tabela 4.
Tabela 4: presença e ausência de catalisador em uma reação.
	PRESENÇA DE CATALIZADOR
	TEMPO (s)
	Sem CuSO4
	88,3
	Com CuSO4
	11,5
3. Resultados e Discussões
	
	Para A.1 foi feito o Gráfico 1 do inverso da concentração de tiossulfato de sódio pelo tempo das reações, já que esse teve sua concentração alterada, enquanto o ácido sulfúrico foi mantido àconcentração constante.
Gráfico 1: 1/[Na2S2O3] X Tempo
	Do gráfico 1 pode-se notar que a ordem de reação para o tiossulfato de sódio é 2, pois o gráfico é linear.
	
	Para A.2, tendo o tiossulfato de sódio constante e ácido sulfúrico variando, tem-se o Gráfico 2 que mostra a relação do logaritmo natural da concentração de ácido sulfúrico pelo tempo. Pode-se concluir, portanto, pela reta gerada pelo gráfico em questão, que a ordem de reação para o ácido sulfúrico é 1.
	De tal modo, tem-se a lei da velocidade de reação para a reação da parte A é:
	Velocidade = K[Na2S2O3]2[H2SO4]1
	Pode-se perceber, olhando para a lei da velocidade de reação da parte A que a velocidade da reação depende de ambos reagentes. Ou seja, variando a concentração de qualquer um dos dois reagentes a velocidade se altera o que pode ser percebido pelo tempo de reação observados na tabela 1 e 2.
	Deduz-se, também, que a reação não é elementar. A soma dos coeficientes estequiométricos (1+1=2) não é igual à ordem da reação (2+1=3).
Gráfico 2: ln[H2SO4] X Tempo
	Para a parte B: como mostrado na tabela 3, a temperatura influencia na velocidade da reação. Isso pode ser percebido pela variação de tempo que a reação levava para concluir-se em diferentes temperaturas. De modo que, como esperado, aumentando a temperatura, a reação tende a se processar mais rapidamente. A energia cinética média das moléculas aumentou, aumentando o numero de colisões e, por conseqüência, aumentando a velocidade da reação. Nota-se, por exemplo, que, aumentando 66,7% da temperatura (de 30ºC para 50ºC), o tempo da reação caiu pela metade. 
	Para a parte C: como mostrado na tabela 4 a presença ou ausência de catalisador em uma reação química influencia na velocidade. Para a reação em questão, o tempo da reação sem CuSO4 é 2200% maior do que com ele, como conseqüência, a velocidade é substancialmente menor com a presença do mesmo.
	Como catalisadores não participam efetivamente da reação, ou seja, não são consumidos em seu processamento, seu papel é diminuir a energia de ativação da reação. Essa energia vem a ser àquela necessária para promover a colisão correta dos átomos das substâncias, superando, assim, a energia de repulsão das nuvens eletrônicas.
	Abaixo se tem uma reação hipotética com e sem a presença de catalisador:
Gráfico 3: diagrama de entalpia de uma reação com e sem catalisador
4. Conclusões
	Como o esperado, variações nas concentrações, na temperatura e a adição de catalisadores alteram a velocidade de uma reação. 
	Em geral, todas essas variáveis discutidas são diretamente proporcionais à velocidade das reações. De modo que, aumentando a concentração dos reagentes, a temperatura e adicionando um catalisador elas se processaram mais rapidamente.
	Para a parte A pode-se concluir, observando os gráficos 1 e 2, que a lei da velocidade é: Velocidade = K[Na2S2O3]2[H2SO4]1 . Logo, a reação é de terceira ordem.
	Já que a ordem de reação para o tiossulfato de sódio é 2, variando esse último, a velocidade decresce ou aumenta mais rapidamente em comparação com a mesma variação nas concentrações de ácido sulfúrico. Isso é reafirmado quando se nota que a concentração do ácido é de primeira ordem. Uma amostra mais quantitativa dessa variação é observar os tempos de reação das tabelas 1 e 2.
	Observando a reação A: Na2S2O3(aq) + H2SO4(aq) Na2SO4(aq) + S(s) + SO2(g) + H2O(l), a soma dos coeficientes estequiométricos dos reagentes é 2, enquanto que a reação é de terceira ordem. Portanto, ela não é uma reação elementar.
	Para a parte C tem-se uma diferença absurda no tempo de reação. O tempo de reação chega a ser 2200% maior sem catalisador do que com ele, afirmando, assim, a importância dessas substâncias para uma promoção mais efetiva de reações químicas.
5. Referências Bibliográficas
BROWN, T. L.; LeMAY Jr., H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. (2005). Química: a ciência central, Pearson Prentice Hall, São Paulo.
Química geral experimental, Manual de Instruções e roteiros dos experimentos.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_elementar. Acessado em 23/09/2010
Valores Y	43.2	50	54.75	63.56	-1.	6094379124340998	-2.0249533563957662	-2.3025850929940437	-2.8134107167600382	Tempo (s)
ln[H2SO4]
Valores Y	41.1	80	100	174	10	16.666666666666668	20	33.333333333333336	Tempo (s)
1/[Na2S2O3] L/mol