O Relatório Cinética

Resumo

Neste experimento foram realizados dois procedimentos. No primeiro foram colocados em 5 tubos de ensaio com :10,0; 8,0; 6,0; 4,0; 2,0 mL de solução de KIO3 com concentração de  0,01 mol L-1 nos tubos de 1 a 5 respectivamente. Nesses mesmos tubos, foram adicionados em, ordem crescente, 0,0; 2,0; 4,0; 6,0; 8,0 mL de água destilada. Novamente, em ordem crescente, foi adicionado: 10,0; 8,0; 6,0; 4,0; 2,0 mL de solução de NaHSO3 com concentração de 0,04 mol L-1. Como resultado, pode-se observar houve uma grande diferença de tempo e, conseqüentemente de velocidade, devido à concentração de IO3- nos 5 tubos ser distinta. Com isso, nos tubos que tinham maior quantidade do reagente IO3- obtiveram menores tempos de reação e, assim, maior velocidade cinética durante o ocorrido da reação que, neste caso, foi o tubo 1 . No segundo procedimento, 2, 5 mL de solução de KIO3 foram adicionados a 3 tubos de ensaio. No primeiro foi misturado 5 mL de NaHSO3,  colocado anteriormente em um outro tubo de ensaio, na temperatura ambiente. Primeiramente, foi medido a temperatura com um termômetro para depois adicionar o NaHSO3  ao KIO3. e em seguida medido o tempo da reação. Esse procedimento foi repetido mais duas vezes, um quando a temperatura foi 15ºC e o outro quando a temperatura foi 5ºC. Com isso, conclui-se que nos tubos que tinham maior temperatura obtiveram menores tempos de reação e, assim, maior velocidade cinética durante o ocorrido da reação que, neste caso, foi o tubo 1 com temperatura ambiente.

Introdução

        

        A cinética química, ou cinética de reações estuda a velocidades da reações químicas e os fatores que à influenciam. A velocidade ou taxa de reação de uma reação química indica a variação da quantidade de reagentes e produtos com o passar do tempo.

Considerados os pais da cinética química,  Peter Waage e Cato Guldberg  formularam a lei de ação das massas em 1864, a qual estabelece que a velocidade de reação é proporcional a quantidade reagentes.

Foi a partir da lei da ação das massa,  que Maximilian Guldberg e Peter Waage proporam, em 1867” A Lei da Velocidade “, que afima: “ A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados.”[1]

        Com isso, foi possível criar uma equação que fornece a velocidade que a reação ocorre

aA + bB <=> cC + dD (Eq 1)

V = K.[A]x.[B]y (Eq 2)

Em que: V = velocidade da reação
                          K = constante de velocidade
                          [A] = concentração molar de A
                          [B] = concentração molar de B
                          X e Y = expoentes experimentalmente determinados

Sabe-se que a velocidade de uma reação é controlada por dois fatores: 1- O número de moléculas que estão reagindo, ou seja, a concentração dos reagentes uma vez que quanto mais reagente maior 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, quanto menor a energia de ativação, mais rápido a reação ocorre. Esses fatores são alterados a partir de mudanças na temperatura, uma vez que com uma maior temperatura a energia cinética das partículas dos reagentes é maior, desse modo a chance de uma colisão efetiva é maior, logo quanto mais alta a temperatura, mais rápida a reação.  Em reações com reagentes gasosos, a pressão também modifica a velocidade da reação. Quando maior a pressão mais rápida a reação, uma vez que quando aumentamos a pressão sobre o sistema, o volume diminui e as moléculas ou partículas dos reagentes ficam mais próximas umas das outras, o que aumenta a probabilidade de ocorrência de colisões efetivas. A superfície de contato também influencia na velocidade. Isso ocorre porque as reações acontecem entre as moléculas que ficam nas superfícies dos reagentes. Portanto, quanto maior for a superfície de contato, mais moléculas estarão em contato umas com as outras, maior será a probabilidade de ocorrerem choques efetivos e mais rápida será a reação. Por ultimo, os catalisadores são responsáveis por aumentar a velocidade de uma reação sem terem participação na reação( sem serem consumidas). Eles proporcionam caminhos alternativos de energia de ativação do sistema.

O estudo da cinética química é muito importante e está presente em inúmeras situações do dia-a-dia. Em várias situações do cotidiano, pessoas utilizam princípios da cinética química para se beneficiar de alguma forma. Alguns exemplos são: guardar alimentos na geladeira, guardar alimentos à vácuo, partir comprimidos efervescentes antes de coloca-los na água, utilização de panela de pressão para cozinhar alimentos entre outras coisas.

Parte experimental

        O procedimento de cinética química foi realizado da seguinte maneira:

        No primeiro procedimento foram colocados em 5 tubos de ensaio de 18 x 150 mm numerados:10,0; 8,0; 6,0; 4,0; 2,0 mL de solução de KIO3 com concentração de  0,01 mol L-1 nos tubos de 1 a 5 respectivamente. Nesses mesmos tubos, foram adicionados em, ordem crescente, 0,0; 2,0; 4,0; 6,0; 8,0 mL de água destilada. Novamente, em ordem crescente, foi adicionado: 10,0; 8,0; 6,0; 4,0; 2,0 mL de solução de NaHSO3 com concentração de 0,04 mol L-1. No instante que se adiciona o NaHSO3,com auxilio de um cronometro, deve-se marca o tempo até o inicio do aparecimento de uma coloração azul. Os resultados foram anotados em uma tabela e foi feito um gráfico de Volume de ml de IO3 por tempo em s-1.

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