Relatório de Cinética Químicas

1. INTRODUÇÃO:

Das reações químicas que se observa dentro ou fora de um laboratório, pode-se verificar que cada uma delas acontece em uma determinada velocidade. Além de afinidade entre os reagentes, de acordo com a Teoria das Colisões as ocorrências das reações físico-químicas devem basicamente ao número de moléculas de seus reagentes (concentração) e a fração de colisões dessas moléculas (Energia de ativação)^[1]. Visto isso, faz-se necessário o estudo da velocidade em que as reações químicas acontecem, ou seja, a cinética química.

A Cinética Química é o estudo da velocidade das reações. Nela é analisado o tempo em que os reagentes são consumidos e que ocorrem as transformações.

Além disso, experimentalmente, verificou-se que a velocidade e o rendimento das reações são influenciados por alguns fatores, fazendo-as ocorrer rapidamente ou inibi-las.

Dentre os fatores pode-se citar

● Temperatura

● Superfície de contato

● Pressão

● Concentração

● Presença de luz

● Catalisadores^[2] 

● Inibidores^[3] 

1. OBJETIVOS:

Por se tratar de experimentos relacionados à cinética química, ou seja, a velocidade da ocorrência das reações, as seguintes práticas têm como objetivo, estudar e analisar os possíveis efeitos de alteração das condições de ocorrência de reação, como:  alterações de concentrações dos reagentes, diferentes temperaturas e o uso de catalisadores e inibidores nas reações.

1. MATERIAIS:

Béqueres de 50mL, 100mL e 250mL, Cronometro, Pipetas graduas de 10 mL, Pró-pipeta, Suporte para tubos de ensaio, Termômetro (0 ºC á 100 ºC) e Tubos de ensaio.

1. REAGENTES:

• Peróxido de Hidrogênio 10 volumes (H2O2)
• Solução de 0,04 % m/v de Bissulfito de Sódio (NaHSO3) com 0,2% de amido
• Solução de 0,5 mol L-1 de Cloreto de Ferro III (FeCl3)
• Solução de 0,25 mol L-1 de Fosfito Dissodio (Na2HPO3)
• Solução de 0,01 mol L-1 de Iodato de potássio (KIO3)
• Solução de 0,5 mol L-1 de Sulfato de cobre (CuSO4)

1. PROCEDIMENTOS:

1. Procedimento 1: Efeito da concentração na reação

Enumerou-se os tubos de ensaio de 1 à 5 e colocou-os em um suporte. Adicionou-se 5 mL da solução de Iodato de Potássio (KIO3) no tubo “5”. Aos demais tubos adicionou-se 4, 3, 2, e 1 mL da solução de (KIO3), respectivamente, em ordem crescente. Logo após adicionou-se 1, 2, 3, 4 ml de água destilada a partir do segundo tubo (tubo numero “2”), seguindo a ordem crescente.

Em seguida, colocou-se no tubo “1” 5 mL de Bissulfito de sódio (NaHSO3) e, com auxílio do cronometro, foi marcado o tempo desde a adição do Bissulfito de sódio até o aparecimento de uma coloração azul. O procedimento acima foi realizado com os demais tubos. Os resultados foram anotados para fazer as análises.

[pic 1]

Figura 1:Tubos de ensaio com as soluções de  (KIO3) e (NaHSO3)

1. Procedimento 2: Efeito da temperatura na reação

Em três tubo de ensaio, adicionou-se 5 mL de solução Iodato de Potássio em cada tubo . Em outros três tubo, adicionou-se 5 mL de solução de Bissulfito de Sódio (NaHSO3) em cada tubo. Com um termômetro, mediu-se a temperatura no interior de um tubo (temperatura ambiente). Colocou-se à um tubo que continha a solução de KIO3 a solução de NaHSO3, agitou-se a solução utilizando um bastão de vidro para homegenizar a solução e foi marcado o tempo de reação com ajuda do cronometro .

Em seguida adicionou-se gelo com um pouco de água em dois dos béqueres de 250 mL, de modo que suas respectivas temperaturas apresentassem valores diferentes. Mediu-se a temperatura no interior dos béqueres e anotou-se. Inseriu-se um tubo com KIO3 em cada béquer e um tubo com NaHSO3 em cada béquer. Utilizando as soluções que estavam nos tubos de ensaio dentro do béquer com gelo, adicionou-se a solução KIO3 a solução de NaHSO3. Agitou-se a solução com um bastão de vidro para homogeneizar. Mediu-se o tempo de reação (desde o despejo do KIO3 até o início da reação) e anotou-se o resultado. O mesmo procedimento foi realizado com os tubos que estavam no outro béquer.

1. Procedimento 3: Efeito do catalisador sobre a reação

Foi colocado Peróxido de Hidrogênio (H2O2) em três tubos (10 gotas em cada tubo). No primeiro tubo, adicionou-se 2 gotas de solução de Cloreto de Ferro III (FeCl3) e anotou-se os resultados. No segundo tubo, adicionou-se 2 gotas de solução de Sulfato de Cobre (CuSO4)e anotou-se os resultados. No terceiro tubo, foram adicionadas 3 gotas de Fosfito Dissodio (Na2HPO3) e 2 gotas de Cloreto de ferro III (FeCl3) e anotou-se os resultados.

[pic 2]

Figura 2 Adição de (FeCl3) no tubo 1

1. RESULTADOS E DISCUSSÕES:

1. Experimento 1

A reação ocorrida deste experimento pode ser descrito pela equação 1:

[pic 3]

(1)

Os resultados obtidos com os procedimentos são apresentados na tabela1

Tubo Número	KIO3 / mL	Água destilada / mL	NaHSO3 / mL	Tempo decorrido / s
1	5 mL	0 mL	5 mL	45 s
2	4 mL	1 mL	5 mL	57 s
3	3 mL	2 mL	5 mL	80 s
4	2 mL	3 mL	5,1 mL	118 s
5	1 mL	4 mL	5 mL	270 s

Tabela 1: Concentrações dos reagentes X Tempo das reações

Pode-se inferir o seguinte gráfico:

[pic 4]

A principal informação que se pode obter desta análise é que quanto maior a concentração de IO3-, maior será a velocidade da reação.

Este fato pode ser confirmado pela “Lei da velocidade” uma reação química hipotética, pode ser estabelecida pela seguinte equação: