Cinética Química

Cinética Química

1. INTRODUÇÃO TEÓRICA

A Cinética Química é o ramo na ciência que estuda as velocidades das reações químicas e os fatores que a influenciam. O conhecimento da cinética de qualquer processo é de grande importância, devido a suas aplicações na físico–química, para o estudo das ligações químicas (energia de ligação, estabilidade de compostos); na química orgânica, para a determinação dos mecanismos das reações; em engenharia química, para o desenvolvimento de teorias de combustão, explosões, transferência de massa e energia e no cálculo de reatores; no âmbito farmacêutico, nos estudos de estabilidade e degradação de medicamentos.[1]

Pode se definir reações químicas como sendo um conjunto de fenômenos nos quais duas ou mais substâncias reagem entre si, dando origem a diferentes compostos. A equação química é a representação gráfica de uma reação química, onde os reagentes aparecem no primeiro membro, e os produtos no segundo.[2]

A + B C + D

Reagentes Produtos

A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou rapidez com que os produtos são formados. A combustão de uma vela e a formação de ferrugem são exemplos de reações lentas. Em contrapartida, na dinamite, a decomposição da nitroglicerina é uma reação rápida. As velocidades das reações químicas são determinadas através de leis empíricas, chamadas leis da velocidade, deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade da reação.[2]

As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas, porque além da concentração de reagentes e produtos, as velocidades das reações dependem também de outros fatores como: [2]

a concentração de reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes, maior será a velocidade da reação. Para que aconteça uma reação entre duas ou mais substâncias é necessário que as moléculas se choquem, de modo que haja quebra das ligações com consequente formação de outras novas. Logo, se aumentarmos o número de moléculas de reagentes, as moléculas colidirão com maior frequência, e então, a reação será mais rápida;

a superfície de contato: um aumento da superfície de contato entre os reagentes aumenta a velocidade da reação, devido à existência de maior área de contato;

a pressão: aumentar a pressão implica na redução do volume, crescendo a aproximação das moléculas e intensificando as colisões das moléculas, aumentando a velocidade da reação;

a temperatura: quando se aumenta a temperatura de um sistema, a energia cinética das moléculas também crescem;

a utilização de catalisadores: os catalisadores são substâncias que aceleram o mecanismo sem sofrerem alteração permanente, isto é, durante a reação eles não são consumidos. Eles permitem que a reação tome um caminho alternativo, que exige menor energia de ativação, fazendo com que a reação se processe mais rapidamente. Apesar de acelerar a reação, não aumenta o rendimento, ou seja, ele produz a mesma quantidade de produto, só que num período de menor tempo.

Os reagentes utilizados na experiência foram o H2SO4 (ácido sulfúrico) e o NA2S2O3 (tiossulfato de sódio). O H2SO4 é um líquido incolor, viscoso e oxidante, com densidade de 1,84kg/cm³. É um ácido forte, formado por duas moléculas de hidrogênio, uma de enxofre e quatro de oxigênio.[3] O NA2SO3 é um sal muito solúvel em água, com densidade 1,67 g/cm³. É formado por duas moléculas de sódio, uma de enxofre e três moléculas de oxigênio. [4]

2. OBJETIVOS

Determinar a velocidade de reação entre o ácido sulfúrico e o tiossulfato de sódio em diferentes concentrações.

3. MATERIAIS E MÉTODOS

3.1. MATERIAIS:

Beckers;

Buretas;

Tubos de ensaio;

Cronômetro;

Água destilada;

Solução H2SO4 0,3 mol/L (H+);

Solução Na2SO3 0,3 mol/L (S2O3-2).

3.2. MÉTODOS

Identificou-se 3 buretas e 3 bequeres (H2O, H+ e S2O32- ).

Encheram-se corretamente as respectivas buretas com os respectivos líquidos.

Pegou-se 6 tubos de ensaio limpos e, utilizando a bureta colocou-se em cada um 4,00 mL de uma solução 0,30 mol/L de H2SO4.

Numerou-se outros 6 tubos de ensaio.

Utilizando as buretas colocou-se nestes tubos numerados uma solução 0,30 mol/L de Na2S2O3 e água conforme descrito na tabela a seguir:

TABELA 1 – Volume dos conteúdos e tempos para os tubos de ensaio

TUBOS VOLUMES EM mL T (s)

S2O32- H2O Total

1 6,00 0,00 6,00  

2 5,00 1,00 6,00  

3 4,00 2,00 6,00  

4 3,00 3,00 6,00  

5 2,00 4,00 6,00  

6 1,00 5,00 6,00  

Pegou-se o tubo 1 do item 3 (que contém 4,00 mL de ácido sulfúrico 0,30 mol/L) e adicionou-se ao tubo 1 da Tabela 1, o cronômetro foi acionado imediatamente.

Colocou-se atrás do tubo uma folha branca e parou-se o cronômetro assim que a turvação (produto da reação) não permitia a visualização desta. Anotou-se o tempo na Tabela 1.

Descartou-se o conteúdo deste tubo em recipiente fechado e ele foi lavado imediatamente.

Repetiram-se os passos 6,7 e 8 para os tubos de 2 a 6 da Tabela 1, um de cada vez, anotando os respectivos tempos de reação.

Foi feito um gráfico de velocidade (mols/s) versus concentração (mols/L).

4. RESULTADOS E DISCUSSÃO

O experimento foi realizado com duas substâncias, o ácido sulfúrico (H2SO4) com concentração de 0,3 mol/L e o tiossulfato de sódio (Na2SO3) com concentração