IFBA- INSTITUTO FEDERAL DA BAHIA

CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA

DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II

PROFESSOR: Dr. LUCIANO DA SILVA LIMA

CINÉTICA QUÍMICA

PORTO SEGURO/2013

CINÉTICA QUÍMICA

POR

ANA LUISA CARVALHO

FABIANA BARBOSA

MATEUS CARAPIÁ

NILMA REIS

SHEILA SILVA

Relatório apresentado à disciplina

Química Geral Experimental II

ministrada pelo Professor Dr.

Luciano da Silva Lima como requisito

parcial de avaliação.

Semestre 2013.2

PRÁTICA 4: REALIZADA EM 16/10/2013

LISTA DE FIGURAS E TABELAS

TABELA 1 - Materiais e reagentes preparo de soluções............................................7

TABELA 2 - Materiais e reagentes..............................................................................9

TABELA 3 - Tubos de ensaio com quantidades de soluções a ser acrescidas.......10

TABELA 4 - Resultados do tempo de reação do procedimento 1.............................11

TABELA 5 - Resultados do tempo de efeito da concentração..................................12

FIGURA1- Gráfico de linearização 1/[IO-3] versus tempo.........................................13

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO.............................................................................................................5

OBJETIVO...................................................................................................................7

MATERIAL E REAGENTES: PREPARO DE SOLUÇÕES.........................................7

PROCEDIMENTOS: PREPARO DE SOLUÇÕES.......................................................7

MATERIAL E REAGENTES: PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL...........................9

PROCEDIMENTO: PRÁTICA EXPERIMENTAL.........................................................9

RESULTADO E DISCUSSÃO...................................................................................11

CONCLUSÃO............................................................................................................16

REFERÊCIAS............................................................................................................17

INTRODUÇÃO

O entendimento sobre a velocidade das conversões de reagentes em

produtos, ou seja, as reações químicas, e os fatores associados a isso, são os

objetos de estudo do ramo da ciência chamado Cinética Química.

A velocidade de uma reação é determinada através da rapidez com que os

reagentes são consumidos ou rapidez com que os produtos são formados. Se

tratando de velocidade de reações químicas no cotidiano é possível encontrar dois

tipos principais:

Reações Lentas: Se os produtos são formados em um longo intervalo de tempo,

como ocorre na corrosão ou no apodrecimento de material orgânico, por exemplo.

Reações Rápidas: Sabemos que uma reação química é rápida se os produtos são

formados rapidamente, ou seja, se ocorrem em um curto intervalo de tempo, como

acontece, por exemplo, em uma reação de precipitação ou em um a explosão. [4]

Os reagentes podem interferir de formas distintas na velocidade de uma

reação, esse efeito é denominado como ordem de reação ou lei de velocidade. A lei

de velocidade (ou equação de velocidade) é determinada experimentalmente e pode

ter a forma geral: V= k[A]n1[B]n2, onde:

•k é a “constante de velocidade” da reação ou “velocidade específica”;

•n1 e n2 correspondem às ordens de reações parciais em relação aos reagentes A e B, respectivamente;

•n= n1+n2 corresponde à ordem global da reação. k e n são conhecidos como “parâmetros cinéticos”. [1]

Ordem de uma reação:

Ordem zero em relação a um reagente se a alteração da concentração desse

reagente, não causa alteração à sua velocidade.

Primeira ordem em relação a um reagente se, duplicar a concentração, duplica a

velocidade da reação também.

É de ordem n em relação a um reagente se, duplicar a concentração aumenta de

2n a velocidade da reação.

Esse efeito se dá pelo grau de interferência que a concentração de um

reagente, implica no acréscimo ou decréscimo da velocidade de uma reação

química. [1] 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:

Orientação dos reagentes para que uma reação ocorra às moléculas dos

reagentes devem colidir com a orientação correta e com energia suficiente para

formar produtos. Choques.

Temperatura: com o aumento da temperatura, aumenta a energia cinética

media das moléculas em um sistema e consequentemente o numero de colisões

efetivas entre elas. Um exemplo disso são os alimentos que ficam na geladeira, eles

demoram mais para estragar porque as reações químicas feitas pelos micro-

organismos são retardadas pelas baixas temperaturas.

Pressão: quando se aumenta a pressão de um sistema gasoso, aumenta-se

a velocidade da reação.

Superfície de contato: A superfície de contato é um fator que influencia na

rapidez de uma reação química. Nos Sólidos, as reações químicas começam na

superfície externa para depois alcançarem seu interior. A superfície externa é a que

propicia o contato direto entre os reagentes.

Presença de um catalisador: os catalisadores aumentam a velocidade de

uma reação química. Atuam ao promover rotas de reação com menor energia de

ativação. O catalisador acelera a reação, pois diminui a energia de ativação das

moléculas. O abaixamento da energia de ativação é que determina o aumento da

velocidade da reação.

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. O número de

colisões irá depender das concentrações dos reagentes. [1,2,3,7]

OBJETIVOS

Verificar experimentalmente os efeitos da concentração, temperatura e do

catalisador na velocidade de reações químicas.

PROCEDIMENTO

Preparo de solução:

Tabela1- materiais e reagentes Preparo de soluções

Materiais Reagentes

Balança KIO3

Béquer de 250 mL NaHSO3

Bastão de vidro Água Destilada

Balão volumétrico 100mL

Espátula

Funil

Pera

Pipeta graduada 25mL

Pisseta

Os materiais e reagentes da tabela 1 acima foram utilizados para o preparo das soluções descritas abaixo:

1. Preparar 100 mL de solução aquosa de IO3- (KIO3) de concentração

aproximadamente 0,02 mol/L.

Foram feitos os cálculos para encontrar a quantidade de (KIO3) a ser pesada

através da seguinte cálculo:

Após tarar o béquer de 100 mL, foram pesados 0,428 g de KIO3.

C= mMM.V

→ 0,02= m214 .0,1

=0,428 g

Foi acrescida ao béquer 30 mL de água destilada, apenas o suficiente para

dissolver o soluto.

A solução foi transferida para um balão volumétrico de 100 mL, com auxílio

de um funil. A transferência foi feita de forma quantitativa. O recipiente foi

lavado pelo menos 3 vezes sendo transferida as águas das lavagens para o

balão.

O volume do balão foi completado, enchendo-o com água destilada até o

traço de referência. O balão foi devidamente arrolhado e agitado sendo feita a

homogeneização.

A solução foi utilizada na prática.

2. Preparar 100 mL de solução aquosa de Solução de HSO-3 (NaHSO3) de

concentração aproximadamente 0,02 p/v.

Foram feitos os cálculos para encontrar a quantidade de (NaHSO3) a ser

pesada através da seguinte cálculo:

Após tarar o béquer de 100

mL, foram pesados 0,208 g de NaHSO3.

Foi acrescida ao béquer 30 mL de água destilada, apenas o suficiente para

dissolver o soluto.

A solução foi transferida para um balão volumétrico de 100 mL, com auxílio

de um funil. A transferência foi feita de forma quantitativa. O recipiente foi

lavado pelo menos 3 vezes sendo transferida as águas das lavagens para o

balão.

O volume do balão foi completado, enchendo-o com água destilada até o

traço de referência. O balão foi devidamente arrolhado e agitado sendo feita a

homogeneização.

A solução foi utilizada na prática descrita abaixo.

PARTE EXPERIMENTAL

C= mMM.V

→

0,02= m104 .0.1

=0,208 g

Material Reagentes

Tubos de ensaio Solução 0,02 mol/L de IO3- (KIO3)

Estante para tubos de ensaio Batata crua

Bastão de vidro Solução 0,02 % p/v de HSO-3 (NaHSO3)*

Cronômetro H2O2 a 10 volumes

Béquer Comprimidos efervescentes contra azia

Pipeta graduada de 5 mL Água Destilada

Pera Água gelada e gelo

Termômetro (0ºC a 100ºC)

Proveta

Pistilo

Tabela 2- matérias e reagentes

*Esta solução contém amido como indicador e 10 mL de H2SO4 1 mol/L.

A tabela 2 acima descreve os materiais e reagentes que foram utilizados na prática.

PROCEDIMENTO

1. Efeito da superfície de contato

Foram aferidos com o auxilio do pistilo 40 mL de água destilada em cada um dos

dois béqueres.

Com auxilio de um almofariz e uma espátula de vidro, foi triturado um comprimido

de antiácido efervescente e reservado.

Foi adicionado no primeiro béquer, o comprimido sem triturar e, no segundo

béquer, o triturado. Ambos foram adicionados no mesmo instante.

As observações foram feita e o tempo das reações devidamente anotadas.

2. Efeito da concentração

Em suporte para tubo de ensaio, foram colocados 5 tubos de ensaio sendo

numerados de 1 a 5. Foram adicionados conforme a tabela 3 abaixo, as seguintes

quantidades:

Tabela 3 – Tubos de ensaio com quantidades de soluções a ser acrescidas.

Tubo1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5

5mL de IO-3

0,02 mol.L-1 (mL)

4 mL de IO-3

0,02 mol.L-1

(mL)

3 mL de IO-3

0,02 mol.L-1

(mL)

2 mL de IO-3

0,02 mol.L-1

(mL)

1 mL de IO-3

0,02 mol.L-1

(mL)

1 mL de água

destilada

2 mL de água

destilada

3 mL de água

destilada

4 mL de água

destilada

5mL de HSO-3

0,02% p/v(mL)

5mL de HSO-3

0,02% p/v(mL)

5mL de HSO-3

0,02% p/v(mL)

5mL de HSO-3

0,02% p/v(mL)

5mL de HSO-3

0,02% p/v(mL)

Primeiramente nos tubos de 1 a 5, foram adicionadas as quantidades da

solução de IO-3 0,02 mol.L-1 (mL) descrita acima, posteriormente nos tubos de 2 a 4

água destilada sendo então homogeneizado a solução, posteriormente foram

adicionados em cada tubos (1 a 5), 5mL de HSO-3 0,02% p/v(mL) e, com auxílio de

um cronômetro o tempo foi cronometrado, desde o momento em que aferiu o HSO -3

até o início do aparecimento da cor amarelo ouro. Os resultados foram devidamente

anotados.

3. Efeito da temperatura

Utilizaram-se dois tubos de ensaio. Em um tubo foram acrescidas 5 mL de

solução de IO-3. Em outro tubo, adicionou-se 5 mL de solução de HSO-3.

Ambos os tubos foram colocados em um banho de gelo, durante 10 minutos. A

temperatura do banho foi medida com um termômetro.

Foi entornado o conteúdo de um dos tubos dentro do outro, e o tempo

devidamente cronometrado, desde o início da mistura até o aparecimento da

coloração amarelo ouro.

4. Efeito do catalisador

Adicionou-se 5 mL de Peróxido de hidrogênio (H2O2) 10 volumes em cada um

dos 2 béqueres.

Em um deles, foi colocado um pedaço de batata crua.

Foram feitas as observações e os resultados foram devidamente anotados.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Procedimento 1 - Efeito da superfície de contato

No procedimento 1, tomaram-se 2 béqueres com água, enumerou-os, e adicionou

ao primeiro um comprimido de antiácido triturado e ao segundo um comprimido

inteiro, sendo que foram colocados no mesmo instante. Em ambos foram

cronometrados o tempo de reação e obteve os seguintes valores:

Tabela 4 – Resultados do tempo de reação do procedimento 1

Tempo de reação do comprimido triturado

Tempo de reação do comprimido inteiro

22 segundos 55 segundos

A partir dos valores obtidos na tabela 4, foi possível notar que o tempo de

dissolução e consequentemente maior liberação de CO2 do comprimido de antiácido

triturado ocorreu de forma mais efetiva que o comprimido de antiácido inteiro. Isto

acontece, pois sendo a superfície de contato um fator que influencia na aceleração

de uma reação química. Ao adicionarmos 40 mL de água ao comprimido de

antiácido, as reações químicas começam na superfície externa para depois

alcançarem seu interior. A superfície externa é a que propicia o contato direto entre

os reagentes, tornando a reação mais lenta.

Pode-se observar que ao ser colocado o antiácido triturado em 40 mL de

água, o efervescente triturado teve sua superfície de contato inúmeras vezes

aumentada, ocasionando uma aceleração muito grande na reação. Nesse caso,

dizemos que houve um aumento da superfície de contato do material, ou seja, houve

um aumento da região em que os reagentes entraram em contato.

Consequentemente, houve um aumento na velocidade da reação.

Procedimento 2 – Efeito da concentração

Tomou-se um suporte com cinco tubos de ensaio e enumerou-os de 1 a 5.

As soluções de IO3- e HSO3

-, necessárias para o experimento, foram preparadas a partir de cálculos matemáticos de concentração apresentados abaixo:

Concentração do KIO3

C= mMM.V

=>0,02mol . L−1= m214 x 0,1

=¿m=0,428 gde KI O3

Concentração do NaHSO3

C= mMM.V

=>

0,02mol . L−1= m104 x 0,1

=¿m=0,208g de NaHSO3

A cada tubo adicionou-se diferentes volumes de IO-3 0,02% e água destilada como

mostra a tabela 5 abaixo. Cronometrou-se o tempo ao iniciar a adição de 5 mL do HSO-

3 até atingir uma cor amarelo ouro.

Tabela 5 – Resultados do tempo de efeito da concentração

Nº do tubo IO-3 0,02%

mol.L-1 (mL)Água

destilada (mL)

HSO-3 0,02%

p/v (mL)Tempo

marcado

1 5 0 5 0min. 58s2 4 1 5 1min. 08s3 3 2 5 1min. 49s4 2 3 5 3min. 20s5 1 4 5 Indeterminado

Ao adicionar 5 mL de HSO-3 em cada tubo, notou-se que o tempo de reação

aumentou de acordo com a diminuição da concentração.

Um dos principais fatores que atuam na velocidade de uma reação química

é a concentração das espécies reagentes. O aumento da concentração dos

reagentes aumenta a possibilidade de colisões entre as moléculas, aumentando

assim a velocidade da reação. Portanto, quanto maior a quantidade de soluto por

volume da solução, maior será a concentração e consequentemente maior será a

velocidade da reação.

No procedimento 2, observou-se que nos tubos de ensaio contendo

diferentes volumes de IO-3, adicionado ao volume de H2O, o surgimento da coloração

amarelo ouro ao adicionar o bissulfito, ocorreu de forma relativamente rápida nos

tubos 1e 2, devido à concentração do reagente (IO-3) conforme mostra a tabela

acima.

Diferentemente do que se notou nos tubos de ensaio 3, 4 e 5. Quando o

volume de IO-3 foi diminuído e o volume de H2O aumentado, a solução tornou-se

mais diluída, assim o aparecimento da coloração amarelo ouro demorou um pouco

mais para acontecer, conforme esta representado abaixo, figura 1 gráfico de

1/tempo versus volume de solução de IO-3 .

Figura1- Gráfico de linearização 1/[IO-3] versus tempo

0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.50

1

2

3

4

5

6f(x) = 3.84837798287969 x -̂0.55121266018272R² = 0.980649896866135

tempo, s

1/

[IO-3

]

A reação de Landolt, também conhecida como a "reação do relógio de

iodo", entre os íons bissulfito e iodato em meio ácido, com formação de iodo.

Envolve várias etapas com velocidades distintas, durante as quais espécies

intermediárias são formadas e posteriormente consumidas.

Inicialmente, a bissulfito (HSO3-) reage lentamente com iodato (IO3

-),

formando bissulfato (HSO4-) e iodeto (I-): 3 HSO3

- + IO3- → 3 HSO4

- + I- (lento).

A medida que o iodeto vai sendo formado lentamente, este reage

rapidamente com o iodato, ainda presente em grande quantidade, gerando iodo

elementar (I 2):

IO3- + 5 I- + 6H+ → 3 I2 + 3 H2O (rápido). Enquanto houver bissulfito na

solução, este consumirá imediatamente o iodo formado, produzindo novamente

iodeto:

3 HSO3- + I2 + 3 H2O → HSO4

- + 2 I- + 3 H+ (muito rápido). [

É importante ressaltar, que os processos que envolvem íons ocorrem mais

rapidamente do que aqueles que envolvem moléculas, ou grupos ligados por

covalência que levam mais tempo para ocorrer. [5]

A reação entre o iodato de potássio (KIO3), bissulfito de sódio (NaHSO3) e água do

procedimento 2, pode ser representada pela seguinte equação iônica simplificada:

2 IO3-(aq) + 5 HSO3

-(aq) + 2 H+

(aq) I2(l) + HSO4-(aq) + H2O(l)

Em uma reação iônica simplificada, somente os íons que se modificam

durante a reação são representados, assim, foi possível calcular o número de

oxidação dos elementos. [2]

O número de oxidação dos elementos nos mantém informados sobre os

elétrons durante as reações químicas. A oxidação de um elemento resulta no

aumento do número de oxidação, enquanto a redução é acompanhada por

diminuição no número de oxidação. A oxidação de uma substância é sempre

acompanhada pela redução de outra, já que os elétrons são transferidos entre elas. [1, 2,7]

Desta forma, após o cálculo do número de oxidação dos elementos, pode-se

observar que o íon HSO3- oxidou-se, pois, seu número de oxidação variou de 4+ para

6+ e, portanto o íon HSO3- foi o agente redutor da reação. O íon IO3- reduziu, pois,

seu número de oxidação variou de 5+ para 0 e, portanto foi o agente oxidante da

reação.

Procedimento 3 – Efeito da temperatura

Foram tomados dois tubos de ensaio, no primeiro, foi colocado 5 mL de IO -3 ,

no segundo, 5 mL de HSO-3 , em seguida foram colocados em banho de gelo

( temperatura à 0˚C) por dez minutos. Após esse tempo, o conteúdo de um dos

tubos foi vertido dentro do outro e cronometrou-se o tempo até atingir a coloração

amarelo ouro.

Comparando esse experimento com o tubo n˚ 1 do procedimento 2, há uma

diferença significativa no tempo de reação. Nos dois procedimentos havia os

mesmos reagentes com concentrações iguais e mesmas quantidades, porém o

tempo de reação variou.

No experimento 2, o tubo de nº 1 levou 58 segundos para oxidar e o

procedimento 3 levou 2 minutos e 12 segundos. Essa variação de tempo com os

dois experimentos se deve a diferença de temperatura (o procedimento 2 foi feito a

25˚C e o 3 a 0˚C), pois a temperatura é um dos fatores que afetam a velocidade de

uma reação. Quanto maior a temperatura maior a velocidade da reação, devido ao

grau de agitação entre as moléculas, que proporciona uma quantidade maior de

choques efetivos entre elas, acelerando assim a reação.

Procedimento 4 – Efeito do catalizador

Pegaram-se dois béqueres e adicionou 5 mL de H2O2 em cada. Em seguida,

em um deles foi colocado um pedaço de batata.

No béquer 1, houve uma reação lenta, sendo que dentre os produtos

formados (H2O2→H2O + O2↑), a liberação do O2 aconteceu em um intervalo maior de

tempo. Já o béquer 2 a liberação de O2 foi mais rápida,isto é , aconteceu em um

curto intervalo de tempo, devido a presença de uma proteína presente na batata

chamada catalase. Essa proteína é uma enzima, pois acelera a reação atuando

como catalisador. O catalisador na reação cria uma rota alternativa, diminuindo a

energia de ativação, acelerando assim o tempo da reação. É importante lembrar que

um catalisador acelera a reação, mas não aumenta o rendimento, ou seja, ele

produz a mesma quantidade de produto, mas num período de menor tempo. No final

do processo o catalisador é devolvido intacto, sem passar por nenhuma modificação.

CONCLUSÃO

A partir dos experimentos realizados, pode-se concluir que as reações

químicas podem ter diferentes tipos de velocidade. Além disso, existem fatores que

podem acelerar a velocidade de uma reação como: a concentração dos reagentes,

temperatura na qual a reação ocorre e a presença de catalisadores, dentre outros

fatores.

Pode-se observar que, com o aumento da concentração dos reagentes os

números de colisões eficazes aumentam e consequentemente a velocidade da

reação também aumenta.

Em relação à temperatura, pode-se concluir que é proporcional ao aumento

de velocidade quando se aumenta a temperatura de um sistema, ocorre também um

aumento na velocidade da reação. Aumentar a temperatura significa aumentar a

energia cinética das moléculas, em regra, a velocidade de uma reação, nas

proximidades da temperatura ambiente, duplica com a elevação de 10 ºC. O

aumento da temperatura ocasiona o aumento das frações de moléculas que

possuem energias mais elevadas, assim, a energia dessas frações de moléculas é

suficiente para superar a barreira de energia de ativação, aumentando, portanto a

velocidade da reação.

O catalisador aumentou a velocidade da reação, diminuindo a energia de

ativação, sem que ele sofresse uma variação química permanente no processo.

Com isso podemos dizer que a prática foi concluída com êxito.

REFERÊNCIAS

[1] ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando

a Vida Moderna e o Meio Ambiente; tradução Ricardo Bicca de Alencastro. 3ª

Edição. Editora Bookman. Porto Alegre, 2006.

[2] BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química:

a ciência central. 9 ed. Pearson -Prentice-Hall, São Paulo,2005.

[3] CANTO, E. L.; PERUZZO, F. M. Química na abordagem do cotidiano vol. 2 4ª ed. São Paulo: Moderna, 2006.

[4] LAVORENTI, Arquimedes. Professor Associado do Depto. de Ciências

Exatas USP. Cinética Química, – Publicação Destinada ao Ensino de Ciências -

Química - ESALQ/USP, Piracicaba –SP .2002

LEMBO, A.; SARDELLA, A. Química vol. 2. 12ª ed. São Paulo: Ática, 1991.

[5] Schiavon, M.A.; Santos, J.M.S; Mano, V.Química Geral Experimental I,

São João Del Rei, 2005.

[6] PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. Química na abordagem do cotidiano vol. 1. 4ª ed. São Paulo: Moderna, 2010.

Disponível em:

[6] http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade09.pdf 19/10/2013

[7] http://www.mundoeducacao.com/quimica/cinetica-quimica.htm 21/10/2013