Experimento 4: Cinética Química

Introdução

O conhecimento e o estudo da velocidade das reações químicas , ramo denominado cinética química, além ser muito importante para a indústria, também está relacionado ao nosso cotidiano. Por exemplo, quando guardamos alimentos na geladeira para retardar as reações que levam a decomposição ou usamos uma panela de pressão para aumentar a velocidade de cozimento dos alimentos.

Uma reação química é um rearranjo de átomos provocado pelas colisões entre as partículas dos reagentes. Para que ocorra uma reação química duas condições são necessárias: afinidade química entre as substâncias, e colisões entre as moléculas dos reagentes que levem a quebra de suas ligações para formação de novas ligações ,ou seja, colisões efetivas entre átomos dos reagentes para formação dos produtos. Em alguns casos as reações são resultado de colisões entre íons e moléculas, íons e íons, e íons e átomos neutros.

A relação entre as concentrações dos reagentes e a velocidade da reação é a equação da velocidade ou lei da velocidade. Em geral, uma reação homogênea como aA + bB → cC + dD , possui uma velocidade dada pela forma: v = k . [A]ˆa . [B]ˆb. onde k é a constante de velocidade.A equação da velocidade traduz o fato de a velocidade da reação ser proporcional às concentrações dos reagentes, cada qual elevada a uma certa potência. Os expoentes a e b na equação anterior, não são necessariamente os coeficientes estequiométricos da equação química equilibrada, mas devem ser determinados experimentalmente.

Alguns fatores que alteram a velocidade das reações são:

Concentração dos reagentes – O aumento da concentração dos reagentes promove o aumento do número de colisões entre as moléculas. Isso faz com que a probabilidade de colisões entre as moléculas. Isso faz com que a probabilidade de colisões efetivas acontecerem para a formação do complexo ativado seja maior.

Temperatura – Com o aumento da temperatura, aumenta a energia cinética média das moléculas em um sistema e consequentemente o número de colisões efetivas entre elas.

Natureza dos reagentes – Dependendo de quais substâncias reagem, o tempo de tais reações varia, ou, a rapidez ou velocidade com que se formam ou rompem as ligações dependem da natureza dos reagentes. Reações ácidas, a formação de sais, a troca iônica são reações rápidas.

Catalisadores – Os catalisadores aumentam a velocidade de uma reação química, mas não participam da formação dos produtos, sendo completamente regenerados no final. O catalisador acelera a reação, pois diminui a energia de ativação das moléculas, e o catalisador continua intacto ao final da mesma.

Pressão – Um aumento da pressão em um sistema em reação implica uma diminuição em seu volume. Desse modo, haverá um número maior de partículas reagentes por unidade de volume (aumento na concentração), o que possibilitará um maior número de colisões efetivas entre as partículas.

Superfície de contato – Se em uma reação atuam reagentes em distintas fases, o aumento da superfície de contato entre eles aumenta a velocidade das reações. Considerando, por exemplo, uma reação entre uma substância sólida e uma líquida, quanto mais reduzida a pó estiver a substância sólida, maior é a superfície de contato entre elas, e portanto, maior é a possibilidade de essas partículas colidirem umas com as outras.

Objetivos

Analisar os efeitos da concentração e temperatura na velocidade de uma reação, bem como estudar o efeito dos catalisadores em uma reação.Discutir os resultados obtidos e concluir fazendo uso de recursos como gráficos e tabelas que expressam quantitativamente o que ocorreu durante a reação. Contudo , devido à restrição de tempo não foi possível verificar experimentalmente a influência dos catalisadores sobre a velocidade de reações.

Procedimentos

1)Efeito da concentração na reação 2IO-3 + 5HSO-3 + 2H+ → I2 + 5HSO-4 + H2O:

Enumerou-se 5 tubos de ensaio de 18 x 150mm. Após a numeração adicionou-se aos tubos respectivamente 10, 8, 6, 4, 2mL de solução 0,01 mol/L de KIO3. Em seguida, inseriu nos tubos de número 2, 3, 4 e 5, respectivamente 2, 4, 6 e 8mL de água destilada para que todos os tubos obtivessem o mesmo volume. Pode-se concluir que nos tubos onde foi adicionado mais água destilada, menor ficou a concentração de KIO3 em solução. Para que houvesse uma maior homogeneização da solução agitou todos os tubos por um certo tempo. Logo após foi adicionado aos tubos 10mL de solução a 0,04% m/v de NaHSO3 e foi marcado o tempo até que ocorresse a reação de cada tubo de ensaio, com auxílio de um cronômetro, do instante em que se adicionou NaHSO3 até o aparecimento de uma coloração azul.

Nesta reação, o iodato e o bissulfeto , ambos incolores, reagem em meio ácido e formam iodo, bissulfato e água. O iodo , em presença de amido, apresenta coloração azul forte, o amido foi previamente adicionado na solução de bissulfeto de sódio. Assim, quando a primeira quantidade de I2 era formada , a solução começava a apresentar coloração azul.

A tabela a seguir apresenta as quantidades de reagentes adicionados em cada tubo com os respectivos tempos de reação.

Tabela 1 :

Tubo Número KIO3 (mL) Água Destilada(mL) NaHSO3(mL) Tempo (s)

1 10 0 10 45,65

2 8 2 10 56,85

3 6 4 10 80,94

4 4 6 10 129,96

5 2 8 10 282,06

Com essa tabela foi possível construir