Relatório - Cinética Química

Alunos: Rafael Santos Barroso Ayrton De La Cruz Curso: Engenharia Química Data: 23/11/2011 Local: Laboratório de Química Geral – IQ

Cinética Química

Química Geral Experimental Profº Gustavo Bezerra da Silva

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Introdução

A cinética química, também conhecida como dinâmica química, trata das velocidades das reações químicas. Nesta área da Química, estudamos os fatores que controlam o quão rapidamente as transformações químicas ocorrem. Estes incluem: 1 – A natureza dos reagentes e produtos. Sendo todos os fatores iguais, algumas reações são naturalmente rápidas e outras são naturalmente lentas, dependendo da composição química das moléculas ou íons envolvidos. 2 – A concentração das espécies reagentes. Para duas moléculas reagirem uma com a outra elas precisam se encontrar, e a probabilidade de que isso vá ocorrer numa mistura homogênea aumenta com o aumento de suas concentrações. Para reações heterogêneas, aquelas em que os reagentes estão em fases separadas, a velocidade também depende da área de contato existente entre as fases. Uma vez que muitas partículas pequenas possuem uma área bem maior do que uma partícula grande, de mesma massa total, diminuindo o tamanho da partícula, aumentaremos a velocidade da reação. 3 – O efeito da temperatura. Quase todas as reações químicas ocorrem de forma mais rápida quando suas temperaturas são aumentadas. 4 – A influência dos agentes externos chamados catalisadores. As velocidades de muitas reações, incluindo virtualmente todas as reações bioquímicas, são afetadas por substâncias chamadas catalisadores, que não são consumidas durante o curso da reação. [BRADY, 1986] Em geral, a velocidade de uma reação química pode ser expressa como a razão da variação de concentração de um reagente, ou produto, com uma variação de tempo. Para determinar a velocidade de uma dada reação química, devemos medir quão rapidamente a concentração de um reagente ou produto varia, durante o curso da investigação. Para qualquer reação, uma das mais importantes influências é a concentração dos reagentes. De fator, a velocidade é quase sempre diretamente proporcional à concentração dos reagentes, elevada a alguma potência. Por exemplo, uma reação do tipo: A+B→C+D A velocidade por ser escrita como v = k[A]x[B]y. Onde k é a constante de velocidade, x e y são as ordens de reação relacionadas aos reagentes (x + y é chamada de ordem global da reação). Essa equação é conhecida como lei de velocidade e é determinada experimentalmente. Objetivos

Estudar a velocidade das reações, observando os fatores que a influencia, como: temperatura, concentração, catalisadores e superfície de contato. Além de observar quantitativamente a influencia da concentração sobre o tempo necessário para que uma reação ocorra. Procedimento Experimental





tubos à temperatura ambiente, aqueceu-se um segundo em banho-maria a 50 ºC, aproximadamente e aqueceu-se o terceiro diretamente no bico de bunsen. Em dois beckers, adicionou-se cerca de 10 mL de água à temperatura ambiente e 10 mL de água quente, respectivamente. Dividiu-se um comprimido de antiácido em 2 partes iguais. Introduziu-se uma parte do comprimido em cada becker. Anotou-se o tempo de reação nos dois beckers. II

–

Efeito do catalisador

Colocou-se 3,0 mL de solução de ácido oxálico 1 mol/L e 1,0 mL de H2SO4 1,0 mol/L em 2 tubos de ensaio. Em um deles, adicionou-se alguns cristais de MnSO4. Com a ajuda de uma pipeta, gotejou-se solução de KMnO4 0,05 mol/L nos 2 tubos. III

–

Superfície de contato

Dividiu-se um comprimido de antiácido em 4 partes iguais. Triturou-se separadamente 2 dessas partes. Colocou-se 2,0 mL de água em 2 tubos de ensaio. No primeiro, adicionou-se o pedaço inteiro do comprimido e no segundo adicionou-se uma das partes trituradas. Anotou-se o tempo de reação nos dois casos. IV

–

Variação da concentração

Preparou-se 5 tubos de ensaio com diferentes concentrações da solução de KIO3, diluindo a solução A (sol. 0,020 mol/L de KIO3). Com o auxílio de uma proveta, realizou-se diluições de 4:5, 3:5, 2:5 e 1:5 com o volume final de 10 mL. Numerou como nº 1 o tubo contendo apenas a solução A, seguindo a ordem das diluições e o tubo nº 5 com a diluição de 1:5. Numerou-se 5 erlenmeyers e colocou-se em cada um 9,5 mL da solução B (sol. 0,2 g/L de NaHSO3 e 5,0 mL de H2SO4 1,0 mol/L) + 0,5 mL da solução C (sol. de amido). Adicionou-se a solução do tubo nº 1 à solução do elernmeyer nº1 disparando o cronômetro no momento em que as soluções se encontraram. Agitou-se o erlenmeyer com movimentos circulares. Parou-se o cronômetro no momento em que a solução apresentou uma coloração levemente azulada. Repetiu-se a experiência para as soluções restantes. Resultados e Discussão I

–

Efeito da Temperatura: Temperatura:

1 – A reação nesta parte da prática foi: 10 Fe(s) + 6 KMnO4(aq) + 24 H2SO4(aq) → 5 Fe2(SO4)3(aq) + 6 MnSO4(aq) + 3 K2SO4(aq) + 24 H2O(l)

O ferro foi lixado previamente para que não haja interferência do seu óxido na reação. No primeiro tubo, com KMnO4 e H2SO4 e o prego de ferro,em temperatura ambiente, não houve mudança de coloração imediata mas com o tempo a solução foi





bico de bunsen, reagindo mais rapidamente e adquirindo uma coloração muito escura, que depois ao deixar em repouso, a solução também foi ficando incolor. 2 – A reação desta parte foi: NaHCO3(aq) + H3C6H5O7 → H2O(l) + CO2(g) + NaH2C6H5O7(aq) O tempo de reação quando foi adicionado o comprimido antiácido no becker contendo água gelada foi de 1min20s. Já no Becker contendo água quente, o tempo foi de 37s. Tanto no Procedimento 1 e 2 da Parte 1, verificou-se que quando a temperatura é aumentada, a reação ocorre mais rápido. Ou seja, quando a temperatura é aumentada, a energia cinética também aumenta e conseqüentemente ocorrem mais choques entre as moléculas dos reagentes, formando assim mais produtos em menos tempo. II

–

Efeito do catalisador

O tubo onde se adicionou os cristais de MnSO4 reagiu mais rapidamente que o tubo que não continha esse catalisador, de forma que ele adquiriu a cor marrom mais rapidamente. Isso aconteceu pelo fato de que sem a presença de MnSO4, o KMnO4 não consegue oxidar o Ácido Oxálico rapidamente. Segundo a seguinte reação: 5 H2C2O4(aq) + 6 H+(aq) + 2 MnO4-(aq) → 2 Mn+2(aq) + 10 CO2(g) + 8 H2O(l) Já através do uso dos cristais de MnSO4, que é um catalisador, a reação ocorre rapidamente. Isso se deve ao fato do KMnO4 oxidar o Mn2+ a MnO2 e após isso oxidar o Ácido Oxálico mais rapidamente. Segundo as seguintes reações: 2 MnO4- + 3 Mn2+ + 2 H2O → 5 MnO2 + 4 H+ _______5 MnO2 + 5 H2C2O4 + 10 H+ → 5 Mn2+ + 10 CO2 + 10 H2O 2 MnO4-(aq) + 5 H2C2O4(aq) + 6 H+(aq) → 2 Mn2+ + 10 CO2 + 10 H2O O uso do catalisador nesta parte da prática foi muito importante devido ao fato dele acelerar a velocidade da reação através do decréscimo da energia de ativação, ou seja, ele faz com que a reação ocorra por um caminho diferente, mais curto. III

–

Superfície de contato

O tempo de reação do antiácido triturado foi de 1min53s, já o tempo de reação do antiácido inteiro foi de 4min. Segundo a seguinte reação: NaHCO3(aq) + H3C6H5O7 → H2O(l) + CO2(g) + NaH2C6H5O7(aq) Esse tempo mostra que triturando o antiácido, a reação ocorre mais rapidamente. Isso ocorre porque dessa forma, o antiácido tem maior superfície de contato, fazendo com que haja mais interação entre os reagentes (mais possibilidade das partículas colidirem com as outras). Já o antiácido inteiro terá menos superfície de contato, logo não haverá muita interação entre os reagentes, fazendo com que a reação ocorra lentamente. É bom lembrar que a velocidade não tem a ver com a força da reação. No





IV

–

Variação da concentração

Tabela 1. Resultados do experimento de efeito da concentração.

n.°

Vol.Sol. A(mL) 10,0 10,0 10,0 10,0 10,0

1 2 3 4 5

Vol.Sol. B+C(mL) 10,0 10,0 10,0 10,0 10,0

Tempo(s) 15,7 20,15 23,24 26,03 58,97

KIO3 (mol.L-1) 0,010 0,008 0,006 0,004 0,002

NaHSO3 (mol.L-1) 9,14.10-4 9,14.10-4 9,14.10-4 9,14.10-4 9,14.10-4

Verificou-se que ao diminuir a concentração do KIO3, a reação demora mais tempo para acabar, isso ocorre devido ao fato de que diminuindo a concentração de um reagente, diminui-se o número de choques, diminuindo assim a probabilidade da colisão ser efetiva. A reação global que rege a parte 4 é: 6 IO3- + 15 HSO3-

→

3 I2 + 3 H2O + 15 SO4-2 + 9 H+ (Reação Global)

Com as concentrações e tempos encontrados, construíram-se 3 diferentes gráficos afim de descobrir a ordem da equação de velocidade. O primeiro gráfico [KIO3]xTempo é usado quando a ordem da equação de velocidade é 0, já o segundo gráfico ln[KIO3]xTempo é utilizado quando a ordem da equação de velocidade é 1 e o terceiro gráfico 1/[KIO3]xTempo é utilizado quando a ordem da equação de velocidade é 2. 0.012

0.01

0.008 ]

3

O0.006 I K [

0.004

0.002

y = -0.0002x + 0.0105 R² = 0.7146

0 0

10

20

30

40

tempo(s)

50

60

70





0 0

10

20

30

40

50

60

70

-1 -2 ]

-3

3

O I K [ n-4 l

y = -0.0345x - 4.264 R² = 0.8786

-5 -6 -7

tempo(s)

600 500 400 ] 3 O I K300 [ / 1

y = 9.2483x - 38.185 R² = 0.9716

200 100 0 0

10

20

30

40

50

60

70

tempo(s)

Após uma análise dos três gráficos conclui-se que o que teve um gráfico mais linear e um “R” mais próximo de 1, foi o de 1/[KIO 3]xTempo, então afirmou-se que a equação da velocidade da reação era de ordem 2. Como a concentração do NaHSO3 é constante durante todo o tempo, considerou-se que a equação v = k.[KIO3]a.[NaHSO3]b a podia ser escrita como v = k’.[KIO 3] , e como descobriu-se através dos gráficos que a 2 equação da velocidade tem ordem 2, ela pode ser escrita como v = k’[KIO 3] . Conclusão

Verificaram-se experimentalmente os diferentes tipos de velocidades entre as reações químicas, e que essas velocidades dependem de diversos fatores como o uso de







Bibliografia 

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BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E., Química Geral, 2ª Ed. LTC Editora, Rio de Janeiro, 1986. Pg 454, 457 e 458. http://www.iq.ufrgs.br/ead/fisicoquimica/cineticaquimica/cinetica_quimi qu_introducao.html - acessado em 06/12/11 às 18:30.

Relatório - Cinética Química

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