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EFB501 – QUÍMICA
CINÉTICA QUÍMICA
Maria Carolina dos Santos Neves Kahwage – RA: 10.01447- Isabella Constance Ramos – RA: 10.02391- Bruno – RA: 10.01566-
Nome do Professor: Lincoln
SÃO CAETANO DO SUL
CINÉTICA QUÍMICA
Maria Carolina dos Santos Neves Kahwage – mariakahwage@yahoo.com.br Isabella Constance Ramos – vitao_sampaio@hotmail.com Bruno – walter_kral@hotmail.com Centro Universitário do Instituto Mauá de Tecnologia Grupo 6 – Turma 12 – Laboratório 24 Prof. Lincoln
Resumo: Este relatório tem como objetivo a observação e análise da cinética química de uma reação quando há mudança de temperatura ou de concentração dos reagentes. As
observações visam inclusive a construção de gráficos representando o comportamento da reação e sua variação de velocidade.
Palavras-chave: cinética química, reação, velocidade e temperatura, produtos e reagentes.
1. INTRODUÇÃO
Estudaremos o efeito da concentração e da temperatura na reação relógio de iodo que ocorre em três etapas:
1ª) 3 HSO 3 + IO 3 I + 3HSO 4 Etapa lenta
2ª) IO 3 + 5I + 6H 3I 2 + 3H2O Etapa rápida
3ª) HSO 3 + I 2 + H2O HSO 4 + 2I + 3H Etapa muito rápida
A primeira etapa (lenta) forma iodeto (I) e hidrogenossulfato (HSO4), sendo que o íon I
formado é consumido pelo iodato (IO (^) 3) na segunda etapa (rápida), formando iodo (I2). Ainda existindo íons hidrogenossulfito (HSO (^) 3) na solução ocorre a terceira etapa (muito rápida), formando mais íons HSO 4 e I. No entanto, quando se esgota o íon hidrogenossulfito da solução, não mais ocorre a terceira etapa e, portanto, há o acúmulo de I 2 que, juntamente com o amido presente na
solução forma um complexo azul escuro indicando o final da reação. A partir da modificação das concentrações poderemos criar uma curva que estima o comportamento da reação ao longo do tempo, permitindo assim, que se resultados sejam previstos a partir destas observações.
2. REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
A cinética química é um ramo de estudo muito importante em diversas áreas da química, na criação de catalisadores para acelerar reações químicas, ponto essencial nas indústrias. Em segundo plano também nos permite compreender mais profundamente a natureza das reações químicas e a partir daí prever resultados a partir de variáveis, fator essencial na engenharia. O estudo da cinética química começou em 1864 quando Peter Waage e Cato Maximiliam Guldberg, formularam a Lei das Massas, que afirma que a velocidade de uma reação é proporcional á quantidade de reagentes envolvidos. Com o passar do tempo e após aprofundamento e pesquisa foram elencados fatores que influenciam diretamente uma reação química: ■ Reações com muitas ligações a serem quebradas ou formadas são mais lentas, o mesmo acontece se as ligações forem intensas
■ Maior concentração de reagentes proporciona mais colisões, colaborando para a formação do complexo ativado
Figura 1 – Bureta Figura 2 – Tubo de Ensaio + composto AZUL
Foram realizadas 9 repetições da experiência com variação somente da concentração de KIO (^) 3. Para isso, utilizou-se de três tubos de ensaio e uma bureta para medir as quantidades
de reagentes. No primeiro tubo, foram colocados 10,0mL de ; no segundo, 10,0mL de. A seguir os conteúdos foram misturados em um terceiro tubo de ensaio. Após um curto espaço de tempo, observou-se a reação finalizar-se com a formação de um composto azul-escuro no tubo, como pode ser observado na figura 2. O tempo desde o início da reação até a formação do composto azul foi cronometrado e anotado na tabela 1, juntamente com sua respectiva concentração de KIO 3 corrigida. O mesmo processo foi repetido mais 8 vezes, e a cada vez foi subtraído 1ml de KIO (^) 3e
adicionado 1ml de H (^) 2O destilada, até finalmente serem utilizados 8ml de H (^) 2O e 2ml de KIO (^) 3.
Tabela 1 – Valores de tempo e [KIO 3 ] corrig para a reação Relógio de Iodo t(s) [KIO^3 ]corrig (mol/L) 24,87 0, 32,44 0, 35,53 0, 47,82 0, 64,09 0, 73,28 0, 126 0, 235,44 0, 491,37 0,
Na segunda experiência foram utilizados novamente 3 tubos de ensaio e os mesmos reagentes da reação anterior além de bico de bunsen, béquer, termômetro e gelo, porém as quantidades de reagente foram fixas de 5,0mL de , 5,0 mL de e 10mL de e o que variou-se neste experimento foi a temperatura da reação. Foram realizados cinco experimentos: no primeiro, resfriou-se os tubos de ensaio, um contendo e o outro contendo , até uma temperatura próxima de 0ºC, submergindo parte do tubo em uma mistura de água, gelo e sal grosso. Reagiu-se tudo no terceiro tubo. Anotou-se o tempo decorrido até a formação do complexo azul na tabela 2 junto às temperaturas correspondentes medidas com o termômetro.
Tabela 2 – Valores de tempo e temperatura para a reação Relógio de Iodo t(s) T(°C) 204,00 - 160,09 6 121,97 26 71,59 34 57,92 40
O mesmo foi feito para temperaturas próximas de 10°C, 20°C, 30°C e 40°C, sucessivamente, tendo precaução para que a temperatura de 50°C não fosse alcançada pois poderia haver decomposição térmica dos reagentes.
Figura 3 – Composto azul Figura 4 – Reação à baixa temperatura + Materiais
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Se o bissulfito fosse mais facilmente decomposto termicamente, quando aumentássemos a temperatura ele iria decompor, alterando sua concentração e influenciando na velocidade da reação. Como estamos considerando sua temperatura constante, se ela não fosse, teríamos um erro no tempo da reação.
Questões:
- É correto dizer que o iodo (I (^) 2) se forma somente no final da reação? Explique.
Etapas da Reação: 1ª) IO 3 -^ + 3 HSO 3 I -^ + 3 HSO 4 -^ (Lenta) 2ª) IO 3 -^ + 5 I -^ + 6 H +^ 3 H (^) 2O + 3 I 2 (Rápida) 3ª) I 2 + HSO 3 -^ + H2O 2 I -^ + HSO 4 -^ + 3H+^ (Muito rápida) O iodo (I (^) 2) se forma na segunda etapa da reação, que é uma etapa rápida. O iodo produzido nessa 2ª etapa da reação é consumido na 3ª etapa da reação (etapa muito rápida) pela reação com o HSO 3 -. Ou seja, o Iodo não se forma apenas no final da reação mas como as duas últimas etapas são rápidas, então, quando a concentração de Iodo aumenta e ele entra em contato com o amido tornando a mistura azul e indicando que todo o HSO 3 -^ foi utilizado e chegou ao fim da reação.
- Qual a função do amido nessa experiência e porque ele não atua desde o início da reação?
A função do amido é fazer com que quando a concentração de Iodo aumenta, a mistura torna-se azul e é possível determinar o termino da reação. Ele não atua desde o início da reação porque nas primeiras etapas a concentração de iodo é baixa.
- (^) Seria possível a determinação da ordem reação (F 06 2 ) em relação ao íon H +^ e a ordem (F 06 7 ) em relação ao íon HSO 3 -^? Como podemos fazer isso experimentalmente?
É possível fazer a determinação da ordem da reação variando a quantidade do reagente que deseja-se calcular e mantendo-se fixa a quantidade dos outros reagentes. Dessa forma pode-se fazer um gráfico do log da concentração do determinado reagente pelo log(1/t). Então, encontra-se uma reta da qual pode-se calcular o seu coeficiente angular que será a ordem do reagente.
- O que deve ocorrer com a velocidade quando a ordem de reação em relação a um determinado reagente for igual a zero?
Quando a ordem da reação em relação a um determinado reagente for igual a zero não haverá alteração na velocidade da reação porque qualquer número elevado a zero é um. Isso prova que quando a ordem for zero a velocidade da reação será independente da concentração desse determinado reagente.
- O que deve ocorrer com a velocidade quando a ordem de reação em relação a um determinado reagente for igual -1?
A velocidade da reação deverá diminuir, uma vez que a ordem de um reagente sendo -1, a velocidade tornar-se-ia o inverso da concentração desse determinado reagente, ou seja, ela diminuiria em relação a uma ordem de reação positiva.
4. CONCLUSÃO
A partir do conteúdo estudado em classe e pesquisado, e a partir das experiências realizadas em laboratório, concluímos que a velocidade de uma reação depende de diversos fatores, que variam dependendo do reagente utilizado. Nas mesmas condições, um reagente pode ou não ter mais influência do que outro na velocidade, e nem sempre a velocidade é a mesma para uma quantidade definida de reagente. É preciso levar em conta fatores como o tipo de reagente, a temperatura na qual a reação está sendo executada, a proporção de reagentes, entre outros. Vimos em laboratório que as reações apresentaram tempos diferentes, porém próximos, para cada grupo que realizou os experimentos de forma adequada e no mesmo dia, mas em dias em que a temperatura era um pouco diferente da do dia da experiência os resultados eram ligeiramente alterados, porém proporcionalmente. Dessa forma, é possível manipular o tempo de uma reação, seja para torná-la mais rápida ou mais devagar, dependendo da necessidade. É importante para o dia-a-dia que consigamos retardar a decomposição de alimentos, roupas e móveis, por exemplo. Para uma indústria, pode-se acelerar a produção de um produto químico para suprir a demanda ou retardá-la para dar tempo à armazenagem do mesmo.
5. BIBLIOGRAFIA
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http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm Acesso em: 09 out. 2010. http://www.coladaweb.com/quimica/fisico-quimica/cinetica-quimica Acesso em: 09 out.
http://www.colegioweb.com.br/quimica/lei-de-guldberg-waage.html Acesso em: 09 out.
http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p7.php Acesso em: 09 out. 2010.
