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Índice

Objetivos.........................................................................................................................2

Introdução Teórica..........................................................................................................3

Procedimento Experimental

Material Utilizado.....................................................................................................6

Substâncias Utilizadas...............................................................................................6

Parte Experimental....................................................................................................7

Resultados e Discussão...................................................................................................8

Conclusão......................................................................................................................10

Referências Bibliográficas............................................................................................11

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Objetivos

- Avaliar a correspondência entre a velocidade de reação e a concentração dos

reagentes;

- Analisar mecanismos de reação;

- Averiguar a divergência entre catalisador e reagentes;

- Compreender alterações no equilíbrio tendo por base o princípio de Le Chatelier.

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Introdução Teórica

Sendo a cinética química a parte da química que estuda a velocidade das reações e os

fatores que a alteram, vê-se a sua importância como um todo. Algumas reações ocorrem com

mais rapidez, podendo gerar inclusive uma explosão, outras mais lentamente, durando horas,

dias ou anos.

A velocidade média das reações é dada pela fórmula:

Sendo variação de concentração (mol/L) e variação do tempo (geralmente em

segundo).

Pode-se ajustar as condições da reação para adequar a velocidade de acordo com o que se

deseja, por meio da temperatura, da concentração e da adição de um catalisador. A

temperatura, quando aumentada, altera a velocidade da reação, aumentando-a também. Em

geral, para cada10°C a mais, duplica-se a velocidade da reação. A concentração também é

diretamente proporcional a velocidade da reação. Com o incremento na concentração dos

reagentes, haverá o aumento na velocidade da reação, já que haverá maior número de colisões

entre as moléculas. Desse modo, tendo como base a reação genérica:

tem-se a fórmula:

Onde k é a constante de velocidade, [A] é a concentração molar de A, [B] é a

concentração molar de B, x e y exponentes experimentalmente determinados, os coeficientes

das espécies na reação.

Pode ocorrer de a reação acontecer em mais de uma etapa. Quando isso acontece, a

equação da velocidade depende da etapa mais lenta. A cinética em questão nessa prática é da

reação entre o íon iodeto e o íon persulfato.

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2I-2 + S2O8-2 → I2 + 2SO4

-2 (1)

Essa reação aparenta precisar de uma colisão ao mesmo tempo de três íons, o que não é

algo que ocorra com frequência. Geralmente, quando se tem mais de um íon ou moléculas em

uma reação, ela acontece em etapas. Uma possível sequência seria:

S2O8-2 + I- → SO4

-2 + 2SO4I-

Mecanismo 1:

SO4I- + I- → I2 + SO4I-

Como a etapa mais lenta é a determinante da velocidade, a velocidade total do

processo é primariamente a velocidade da etapa mais lenta. Se isso ocorrer, para o mecanismo

1, a equação da velocidade é somente a expressão da primeira etapa:

V = k[I-][S2O8-2]

Se a segunda etapa for a mais lenta, a expressão a mesma da reação em uma única

etapa, mesmo sendo improvável:

V = k[I-]2[S2O8-2]

Uma outra possível sequência seria:

2 I- → I2-2

Mecanismo 2:

I2-2 + S2O8

-2 → I2 + 2SO4-2

Se a primeira etapa for a mais lenta, tem-se:

V = k[I-]2

Se a segunda etapa for a determinante, tem-se, novamente:

V = k[I-]2[S2O8-2]

Nessa prática também se verá uma reação chamada de reação relógio, utilizada em

meio ai método de medir a velocidade.

I2(aq) + 2S2O3-2

(aq) → 2 I-(aq) + S4O6

-2(aq) (2)

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Ao comprar a reação (2) com a (1), vê-se que ela é instantânea. O iodo na reação (1)

reage inteiramente com o tiossulfato, tendo como concentração final, zero. Após isso, quando

o tiossulfato é consumido, o iodo começa a ser produzido e sua concentração passa a

aumentar, fazendo com que o amido presente indique sua presença e deixe a coloração azul

escuro na solução.

Em geral, o que será medido vai ser o tempo necessário para que a concentração de

S2O8-2 caia em um valor constante.

Um exemplo do efeito do catalisador, que é uma substância que aumenta a velocidade

da reação, diminuindo a energia das etapas de formação do produto, é a decomposição do

peróxido de hidrogênio:

2H2O2 → H2O + O2

Observa-se a velocidade dessa reação de rápida liberação de oxigênio.

Quando a velocidade da reação direta se iguala a velocidade da reação inversa, diz-se

que se atingiu o estado de equilíbrio. Ao se mudar a concentração, por exemplo, de reagentes

ou produtos de uma reação já em equilíbrio, o ponto de equilíbrio desloca-se para que

minimize-se a mudança. Um químico francês, Louis Le Chatelier, explanou sobre isso

dizendo: “uma reação química que é deslocada por uma mudança de condição (concentração,

temperatura, pressão e volume) procederá na busca de um novo estado de equilíbrio na

direção que pelo menos parcialmente minimizará a mudança nessa condição.”

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Procedimento Experimental

Material Utilizado

- Tubos de ensaio;

- Pipetas graduadas;

- Cronômetro;

- Béquer.

3.2. Substâncias Utilizadas

- KI (0,2M);

- Na2S2O3 (0,0050M em amido 0,4%);

- KCl (0,2M);

- K2SO4 (0,1M);

- CuSO4(0,1M);

- (NH4)2S2O8 (0,1M);

- NaOH (2,5M);

- H2SO4 (2M);

- KMnO4 (0,1M);

- CuSO4 (0,2M);

- H2O2 (2M);

- Solução de 15 mL de Fe(NO3)3 (0,1M) e 15 mL de KSCN (0,1M) diluída em água a um volume de 250 mL;

- Fe(NO3)3 (0,1M);

- KSCN (0,1M);

- NaOH (6M).

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Parte Experimental

Parte A – Velocidade de uma Reação

Pegou-se oito tubos de ensaios e adicionou-se reagentes de acordo com a tabela abaixo

(sendo o (NH4)2S2O8 (0,1M) adicionado por último):

Soluções Solução para cada experiência (mL)

Tubos 1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º

KI (0,2M) 2 2 2 1 0,5 2 2 2

Na2S2O3 (0,0050M em amido

0,4%)

1 1 1 1 1 1 1 1

KCl (0,2M) 1 1,5

K2SO4 (0,1M) 1 1,5

CuSO4 (0,1M) 1 gota

(NH4)2S2O8 (0,1M) 2 2 2 2 2 1 0,5 2

Ao adicionar o (NH4)2S2O8 (0,1M), cronometrou-se a reação e quando a solução ficou

arroxeada parou-se o relógio e anotou-se o tempo.

Parte B - Catálise

Com três tubos de ensaio na mesa, adicionou-se 1 mL de NaOH (2,5M) no primeiro

tubo, no segundo 1 mL de H2SO4 (2M) + 1 mL de KMnO4 (0,1M) e no terceiro 1 mL de

H2SO4 (2M) + 1 mL de CuSO4 (0,2M). Após isso, adicionou-se 2mL de H2O2 (2M), observou-

se o que ocorreu e anotou-se os resultados.

Parte C – Equilíbrio Químico

Pegou-se 20 mL da solução já preparada de 15 mL de Fe(NO3)3 (0,1M) e 15 mL de

KSCN (0,1M) diluída em água a um volume de 250 mL com um béquer. Transferiu-se 5 mL

dessa solução em quatro tubos de ensaio cada.

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Após isso, pegou-se o primeiro tubo de ensaio e adicionou-se 1 mL de Fe(NO3)3

(0,1M), no segundo 1 mL de KSCN (0,1M) e no terceiro 6 gotas de NaOH (6M).

Em seguida, pegou-se o quarto tubo apenas com a solução inicial, comparou-se com

os outros três tubos e anotou-se as observações.

Resultados e discussão

Parte A

Observando-se a reação, viu-se que o tempo que cada reação tomou para ocorrer foi:

TuboTempo (s)1º24,92º24,83º24,24º52,85º98,06º48,47º98,28ºInstantâneo No final da

reação, as soluções apresentavam cor preta.

Como foi observado no tubo 8, a reação foi instantânea. Como o diferencial dessa

reação foi a adição de CuSO4, vê-se que ele é um catalisador.

Pela observação da variação da velocidade nas reações, vê-se que os íons I- e S2O8-2

são de primeira ordem, já que observando a variação das concentrações e do tempo nas

reações do tubo 4 e 5 comparado com os três primeiros, onde diminui-se a concentração de KI

e se acrescenta KCl, vê-se que a ordem de velocidade do I- é 1 e com base na reação dos tubos

6 e 7, onde acrescenta-se K2SO4 e diminui-se (NH4)2S2O8, comparado também com os três

primeiros, tem-se que a ordem de velocidade é 1.

O mecanismo da reação é o mecanismo 1, já que a etapa mais lenta é a primeira

vendo-se que a ordem para ambos os reagentes é 1, resultando em:

V = k[I-][S2O8-2]

Parte B

No primeiro tubo, observou-se a liberação de bastante oxigênio, havendo sua

decomposição na reação. Também viu-se que ficou quente, concluindo assim, que foi uma

reação exotérmica. Por fim, chegou-se ao resultado que houve catálise.

No segundo tubo, ocorreu apenas reação estequiométrica. A solução era rosa e ficou

transparente. Não houve catálise.

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No terceiro tubo, houve pouquíssima liberação de oxigênio e não houve mudança de

cor, continuou azul claro, por causa do sulfato de cobre. Logo, vê-se que o ácido sulfúrico é

apenas um catalisador. Tendo-se como equação: 2H2O2 → H2O + O2

Parte C

No primeiro tubo de ensaio a solução ficou um pouco mais escura, mais vermelha.

Vendo pela fórmula: Fe+3 + SCN-1 → FeSCN+2, ao adicionar o Fe(NO3)3, com base no

princípio de Le Chatelier, o equilíbrio se desloca para a formação de FeSCN+2, que dá a

coloração mais vermelha a solução.

No segundo tubo, a solução ficou um pouco mais escura, mas avermelhada. Com o

acréscimo do KSCN, aumentou-se a concentração de SCN-1 deslocando-se o equilíbrio para a

formação de FeSCN+2, o que confere a cor mais avermelhada.

No terceiro tubo, resultou numa solução alaranjada com precipitado avermelhado no fundo. O

NaOH reage com o Fe+3, consumindo-o, deslocando a reação para a formação de Fe(OH)3,

que é o precipitado.

Conclusão

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Com esse experimento, viu-se claramente que a concentração dos reagentes reflete

diretamente na velocidade da reação, sendo diretamente proporcional a ela. Além de

comprovar os mecanismos de reação, vendo-se que a reação mais lenta é a determinante na

expressão da velocidade. Como também, viu-se que o catalisador não participa da reação,

apenas acelera o processo, enquanto o reagente faz parte da reação e entra na equação

química. Por fim, constatou-se o princípio de Le Chatelier, o qual, com mudanças na

concentração, temperatura, pressão e volume, a reação buscará o equilíbrio novamente,

descolando-se ou para a formação de reagentes ou para a formação de produtos.

Referências Bibliográficas

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http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p2.php (10/1/2013 às 18:47)

http://www.soq.com.br/formulas/cinetica/ (12/1/2013 às 15:00)

Manual de Laboratório UFC, 2012 – Química Geral para Engenharia – Departamento de

Química Orgânica e Inorgânica – Centro de Ciências.