Cinetica Quimica

INTRODUÇÃO

A cinética química aborda a rapidez com que os reagentes são consumidos e os produtos são formados. [1] A sua grande importância é permitir analisar as reações químicas a partir de diferentes aspectos. Além dos aspectos quantitativos que são o tipo como as velocidades são medidas, existem ainda fatores que influenciam na velocidade das reações. Como as reações envolvem a quebra e a formação de ligações, as respectivas velocidades dependem da natureza dos reagentes entre si. [2]

Pra medir a velocidade de uma reação é necessário analisar alguns fatores que podem influenciar na velocidade como:

• 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. A maioria das reações que consideramos é homogênea, envolvendo gases, ou soluções liquidas. Quando os reagentes estão em fases diferentes, como quando um é gás e o outro é sólido a reação está limitada à área de contato. Portanto, as reações que envolvem sólidos tendem a prosseguir mais rapidamente se a área superficial do sólido for aumentada.

• As concentrações dos reagentes. A maioria das reações químicas prossegue mais rapidamente se a concentração de um ou mais dos reagentes é aumentada. À medida que a concentração aumenta, a frequência com a qual as moléculas se chocam também o faz, levando a um aumento das velocidades.

• A temperatura na qual a reação ocorre. As velocidades de reações químicas aumentam conforme a temperatura aumenta. O aumento da temperatura faz aumentar as energias cinéticas das moléculas. À medida com que as moléculas se movem mais rapidamente, elas se chocam com mais frequência e também com energia mais alta, ocasionando aumento de suas velocidades.

• A presença de um catalisador. O catalisador é toda e qualquer substância que acelera a velocidade de uma reação diminuindo a energia de ativação, sem serem consumidos. Eles afetam os tipos de colisões que levam à reação. [2]

Uma Lei de velocidade oferece uma base para a classificação de reações de acordo com a sua cinética. A vantagem de se ter tal classificação é que as reações que pertencem a mesma classe tem comportamento cinético semelhante. A classificação de reações baseia-se em sua ordem, a potência à qual é elevada a concentração de uma espécie na lei da velocidade. [1] Por exemplo, uma reação com a lei de velocidade:

Velocidade=k[A][B]

Essa reação é de primeira ordem em A e primeira ordem em B.

A ordem global de uma reação é a soma das ordens de todos os componentes, neste caso corresponde a uma reação de segunda ordem global. É necessário ressaltar que a ordem de uma reação não pode, em geral, ser predita a partir da equação química: uma lei de velocidade é uma lei empírica. Em outras palavras, uma lei de velocidade é uma característica da reação determinada experimentalmente e não pode, no geral, ser escrita a partir da estequiometria da equação química da reação. [3]

Uma indicação útil da velocidade de uma reação de primeira ordem é a meia vida de um reagente, definido como o tempo necessário para que a concentração de uma espécie caia à metade de seu valor inicial.

Tempo de meia vida:

A meia vida de uma reação de primeira ordem é característica da reação e não depende da concentração inicial. Uma reação cuja constante de velocidade é grande tem um tempo de meia-vida curto. [3]

OBJETIVO

A prática teve como objetivo determinar em uma reação de primeira ordem a constante de velocidade e o tempo de meia vida da decomposição do peróxido de hidrogênio.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Em sete Erlenmeyers, de 125 mL numerados, colocou-se 5 mL de solução de ácido sulfúrico. Em um Erlenmeyer de 250 mL colocou-se 100 mL de solução de peróxido de hidrogênio. Transferiu-se 10 mL de solução de cloreto férrico para o Erlenmeyer contendo peróxido de hidrogênio utilizando uma pipeta graduada. O cronômetro foi acionado neste instante e a mistura foi agitada por seis minutos. Colocou-se 5 mL da mistura reativa no Erlenmeyer de número 1 e titulou-se rapidamente com permanganato de potássio (0,008mol/L). Em intervalos de dois minutos adicionou-se 5 mL da mistura reativa a cada Erlenmeyer e titulou-se a solução até completar sete titulações. Os tempos e volumes foram anotados para cada titulação. A concentração do peróxido de hidrogênio foi calculada e traçou-se um gráfico do ln[H2O2] x tempo de paralisação da reação.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

A tabela 1 mostra os valores de volume gasto de permanganato de potássio e o tempo transcorrido antes de cada adição, a partir do momento em que a solução de cloreto férrico foi transferida ao Erlenmeyer contendo a solução de peróxido de hidrogênio.

Tabela 01 - Volumes de KMnO4 gastos e tempo decorrido.

Erlenmeyer Tempo (min) Volume Gasto

1 6 8,0

2 8 5,0

3 10 3,1

4 12 2,2

5 14 1,5

6 16 1,2

7 18 1,0

Os volumes gastos de KMnO4 são cada vez menores devido à menor concentração de peróxido de hidrogênio na solução titulante.

A água oxigenada se decompõe lentamente de acordo com a equação:

Para estudos cinéticos, o processo de decomposição é acelerado com adição de um catalisador, por exemplo, um ácido de Lewis como o cloreto férrico. A reação se processa