Quimica Experimental - Relatório 4

         UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS- UFMG[pic 1]

FARMÁCIA –DIURNO

MARINA CRISTINA DE SOUZA PINTO

PEDRO MIZIARA

YAN FERNANDES DE OLIVEIRA

RELATÓRIO DE QUÍMICA EXPERIMENTAL 4

PROFESSORA: CYNTHIA PERES DEMICHELI

BELO HORIZONTE, 03 DE OUTUBRO DE 2019.

RELATÓRIO DE QUÍMICA EXPERIMENTAL 4- 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 padrão para todas as reações químicas, cada uma acontece em sua velocidade específica, sendo algumas mais lentas que outras.

Um exemplo para ilustra a situação são as 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, e os catalisadores diminuem a energia de ativação, atuando proporcionando um caminho alternativo de energia de ativação do sistema, aumentando, desta forma, a sua velocidade.

Em geral, a velocidade de uma reação química hipotética é:

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.

OBJETIVO

Neste experimento, o aluno estudará os efeitos da concentração e temperatura na velocidade de reação, bem como o efeito dos catalisadores.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiais

10 tubos de ensaio 18x150 mm; 03 tubos de ensaio 12x120 mm; 02 pipetas graduadas de 10 ml, 01 béquer de 250 ml; 01 béquer de 100 ml; 01 béquer de 250 ml;  04 conta-gotas; 01 suporte para tubo de ensaio; 01 termômetro ( 0 ºC a 100ºC); 01 cronometro; 01 frasco de resíduo.

Reagente e Indicadores:

Os reagentes e indicador estão indicados na apostila de química experimental- cinética química.

PROCEDIMENTOS

PARTE 1

Efeito da concentração na reação:

 2IO(aq)- + 5HSO3-(aq)+ 2H(aq) --> I2(aq) + 5HSO4(aq) + H2O(l)

• Separamos e enumeramos 5 tubos de ensaio;
•  No tubo 1 adicionamos 5 mL de solução 0,01 mol/L de KIO3;
•  Colocamos nos demais tubos 4,3,2 e 1 mL da solução respectivamente, na ordem crescente de suas numerações;
• Adicionamos no segundo tubo 1 mL de água destilada, no terceiro 2 mL, no quarto 3 mL e no quinto 4 mL;
• Agitamos os tubos para homogeneizar os tubos;
• Colocamos no tubo 1, 5 mL de solução a 0,04% m/v de NaHSO3 ;
• Com um cronômetro, marcamos o tempo desde o momento da adição de NaHSO4 até o início do aparecimento de uma coloração azul, anotamos o resultado na tabela abaixo;
• Repetimos o procedimento nos demais tubos de ensaio;
• Construímos um gráfico do volume da solução de KIO3 em função de 1/t(proporcional a velocidade.

Segue abaixo a tabela relacionada aos resultados dos experimentos:

Tubo	KIO3/ mL	Água destilada / mL	NaHSO3/ mL	Tempo decorrido/s
1	5 mL	0 mL	5 mL	49 s
2	4 mL	1 mL	5 mL	56 s
3	3 mL	2 mL	5 mL	77 s
4	2 mL	3 mL	5 mL	120 s
5	1 mL	4 mL	5 mL	273 s

Ao analisarmos os resultados obtidos com a reação percebemos que a concentração influencia na velocidade da reação. Quando maior o volume de KIO3 para o mesmo volume de NaHSO3 a coloração adquire coloração azul mais rápido. Isso ocorre por que quando maior for a concentração de reagentes, maior será a probabilidade de haver colisões efetivas entre as moléculas.

O processo ocorre de acordo com as seguintes reações:

1º: O iodo e o íon sulfato de hidrogênio são gerados pela reação: 2 H+(aq) + 5 HSO3- + 2 IO3-(aq) -> I2(aq) + 5 HSO4-(aq) + H2O(l) que constitui a etapa limitante da velocidade reacional.

2º: O iodo continua a reagir de acordo com: H2O(l) + HSO3-(aq) + I2(aq) -> 2 I3-(aq) + HSO4-(aq) + 2 H+(aq) para formar o íon tri-iodeto, que ao reagir com o amido forma o complexo azul: I3-(aq) + amido -> complexo amido-I3- (azul).

A mudança de coloração da solução, de incolor para azul pode ser explicada pela sequência de reações apresentadas acima.

O gráfico do volume de solução de KIO3 em função de 1/t (proporcional à velocidade) está anexado ao final do trabalho.

PARTE 2

Efeito da temperatura na reação:

2 IO-3(aq)+ 5HSO-3(aq)+ 2H+(aq) 🡪 5HSO4(aq)+ H20(l)

• Colocamos em um tubo de ensaio, 5mL de solução KIO3;      
• Colocamos em outro tubo 5 mL de solução NaHSO3;
• Medimos a temperatura no interior dos tubos e adicionamos o tubo com a solução KIO3 a solução NaHSO3;
• Agitamos bem o tubo para homogeneizar;
• Cronometramos o tempo necessário para que a reação ocorresse;
• Anotamos o resultado;
• Repetimos o experimento, mas desta vez com os tubos a 15 C° e 5 C°;
• Para conseguir estas temperaturas colocamos os tubos em banho de gelo até que atingissem a temperatura desejada.

Segue abaixo a tabela do tempo de reação em função da temperatura.

Número do tubo	Temperatura( C°)	Tempo decorrido(s)
1	21 C°	48 segundos
2	15 C°	58 segundos
3	5 C°	76 segundos

Neste experimento, ao medirmos o tempo de reação ocorrida nos três tubos em diferentes temperaturas evidenciamos diferentes resultados. Percebemos que quanto menor a temperatura, mais tempo é necessário para ocorrer a reação. Isso ocorre pois a temperatura reduz a energia cinética das partículas e assim o número de colisões efetivas diminuíram.

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