ENGENHARIA QUÍMICA – TN 02

Cinética Química

Érica Bloizi Chenaud

Liliam Cruz da Silva

Maria Clara Novais

Salvador 2009

UNIVERSIDADE SALVADOR – UNIFACS

ENGENHARIA QUÍMICA – TN 02

Cinética Química

Érica Chenaud

Liliam Cruz da Silva

Maria Clara Novais Carneiro

Trabalho apresentado para avaliação na disciplina de Química Geral II, do curso de Engenharia Química, turno matutino, da Universidade Salvador, ministrado pela professora Leila Maria Aguilera.

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Salvador 2009

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SUMÁRIO

1. Objetivos do Experimento ................................................................................4

2. Introdução Teórica ..........................................................................5 a 8

3. Parte Experimental ................................................................................9

3.1. Material Utilizado ................................................................................9

3.2. Procedimentos ........................................................................9 a 10

4. Discussões/Resultados ..............................................................................11

5. Questionário ..............................................................................12

6. Toxidade das Substâncias ......................................................................13 a 15

7. Conclusões, Comentários e

Sugestões ..............................................................................16

8. Referências ..............................................................................17

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1. Objetivos do Experimento

Verificar a influência da concentração dos reagentes, da temperatura de

reação, do estado de agregação dos reagentes e da presença de um catalisador

sobre a velocidade da reação.

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2. Introdução Teórica

A cinética está relacionada a “movimento”, quando pensamos nela da forma

que a física nos ensinou a pensar. Entretanto, nas reações químicas, não há

movimento, mas sim mudanças de concentração, e esta é a base de nossos

estudos.

O termo “cinética química” é utilizado para descrever o estudo quantitativo das

variações de concentração com o tempo quando ocorre uma reação química.

O objetivo principal da cinética é o estudo da velocidade das reações

químicas, e para isso é preciso o conhecimento de: o desenvolvimento de métodos

experimentais que permitam medir as velocidades das reações, desde as mais

lentas até as mais explosivas; o estudo dos fatores que influenciam nas velocidades

das reações; e o estudo do “caminho” percorrido pelas reações.

Uma reação química ocorre quando três fatores envolvidos no mundo

micromolecular acontecem. Eles são:

1 - O choque de uma espécie química com outras ou com as paredes do recipiente

na qual a mesma estiver.

2 - A geração de alguma maneira de algum tipo de energia que permita que a

espécie química reagente atinja um patamar mínimo de energia para que a reação

possa ocorrer (Energia de Ativação).

3 - A posição do choque. (fator muito importante nas reações orgânicas onde

estiverem envolvidas substâncias com grandes cadeias).

Podemos, portanto, concluir que reações com energia de ativação muito

pequena são muito rápidas. Na prática estas reações são instantâneas. Reações

com energia de ativação média corresponderão a velocidades altas, ou não,

conforme a importância do fator geométrico. E reações com Energia de Ativação da

ordem de 100 Kcal serão tão lentas na temperatura ambiente que na vida prática até

podemos dizer que “a reação não é perceptível”.

O estudo cinético em sua quase totalidade depende de valores experimentais

da reação que está sendo estudada. A velocidade de uma reação é definida como

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sendo a variação da concentração de um reagente por unidade de tempo. Essas

concentrações são normalmente expressas em mol por litro (mol/L), e o tempo em

minutos (min) ou segundos (s).

Representando-se por CA a concentração do regente A e representando-se

por t o tempo, a velocidade de reação será então definida como sendo:

Velocidade média de consumo de A = - K ∆[CA ] / ∆t

Em uma reação aA + bB cC + dD, calculamos a velocidade média como:

vmédia da reação = K−∆[A]———

a·∆t=

−∆[B]———

b·∆t=

−∆[C]———

c·∆t=

−∆[D]———

d·∆t

Sendo K a constante de velocidade da reação, e o sinal negativo indica que a

concentração do reagente diminui em função do tempo.

O termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado na classificação das

equações diferenciais. As leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética

química, tais equações são classificadas de acordo com a ordem da reação. A

ordem de uma reação é definida como sendo a soma das potências dos termos de

concentração que aparecem na equação de velocidade da reação química. É

normalmente, um número inteiro pequeno, podendo em casos especiais, ser zero ou

fracionário. É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma grandeza que

normalmente é obtida a partir de dados experimentais, em grande parte das vezes

sem o conhecimento real do mecanismo da reação.

Molecularidade de uma reação é definido como sendo o número de espécies

químicas reagentes que participam da etapa determinante da reação. A

molecularidade é sempre um número inteiro, pequeno e diferente de zero. Reações

“unimolecular” ou “bimolecular” designam reações cuja molecularidade é,

respectivamente, um e dois.

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Quando uma reação química possui uma baixa velocidade e se deseja de

alguma forma acelerar esta velocidade, existem várias maneiras pelas quais esta

ativação pode ser feita. As formas mais comuns de ativação de uma reação química

são através da variação da temperatura ou a introdução de um catalisador no meio

reacional. A velocidade da reação depende também da pressão, da área das

superfícies em contato com os reagentes, da concentração dos reagentes, e dos

choques entre as moléculas que reagem.

Pela teoria da colisão, para haver reação é necessário que as moléculas dos

reagentes colidam entre si; a colisão ocorra com geometria favorável à formação do

complexo ativado; a energia das moléculas que colidem entre si seja igual ou

superior à energia de ativação.

Colisão efetiva ou eficaz é aquela que resulta em reação, isto é, que está de

acordo com as duas últimas condições da teoria da colisão. O número de colisões

efetivas ou eficazes é muito pequeno comparado ao número total de colisões que

ocorrem entre as moléculas dos reagentes.

O aumento da temperatura do meio reacional faz com que a energia cinética

das espécies químicas reagentes se eleve, o que normalmente acelera a quebra de

ligações e a formação de novas moléculas. Uma elevação da temperatura aumenta

a velocidade de uma reação porque aumenta o número de moléculas dos reagentes

com energia superior à de ativação. Uma lei muito antiga, dos primórdios do estudo

da Cinética é a Lei de Van´t Hoff: “Um aumento de 10ºC na temperatura de uma

reação dobra a sua velocidade”. O mais importante é o conceito que esta lei embute,

o conceito de que um aumento de temperatura provoca um aumento significativo de

velocidade da reação.

Catalisadores são substâncias que permitem acelerar uma reação sem serem

consumidas. O catalisador não modifica o equilíbrio da reação, mas permite atingi-lo

mais rapidamente, pois ele modifica o mecanismo da reação, executando-a em uma

seqüência de etapas cujas energias de ativação são todas bem inferiores à da

reação não catalisada. Normalmente, apenas uma quantidade muita pequena de

catalisador é usado e pode transformar uma quantidade ilimitada de reagentes.

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Relacionados aos catalisadores, existem alguns termos comumente utilizados

no estudo da cinética. Eles são: Inibidor químico, que é uma substância que reduz

parcialmente a atividade do catalisador; Veneno, que é a substância que reduz

totalmente a atividade do catalisador; Reação Auto-Catalítica que, por sua vez, é a

reação catalisada ou não na qual um dos produtos formados atua favoravelmente

sobre a velocidade da reação.

Além da ativação térmica ou catalítica as reações químicas podem ser

ativadas de outras maneiras. Dentre as quais iremos citar a seguir. A Ativação

Luminosa consiste na ativação de certos sistemas pela luz com um comprimento de

onda adequado, a qual transfere ao sistema energia luminosa, que ativará um

determinado reagente ou um determinado tipo de ligação na molécula. Como

exemplo, tem-se a fotossíntese das plantas.

A Ativação Elétrica pode ser feita por dois processos: descarga e eletrólise. A

descarga pode ser arco, faísca, descarga condensada etc. A eletrólise consiste na

aplicação de uma corrente elétrica que provoca reações ao atravessar líquidos

ionizados, soluções de eletrólitos ou de sais fundidos.

A Ativação Radioquímica consiste na emissão de raios por substâncias

radioativas naturais (alfa, beta e gama) ou raios artificiais (raios X, elétrons

acelerados, nêutrons) que são capazes, devido à sua alta energia, de provocar

reações nos sistemas mais inertes.

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3. Parte Experimental

3.1. Material Utilizado

• Água destilada;

• Ácido Sulfúrico;

• Tiossulfato de sódio;

• Permanganato de potássio;

• Ácido oxálico;

• Sulfato de manganês;

• Zinco sólido;

• Ácido Clorídrico;

• Termômetro;

• Bastão de vidro;

• Tela de amianto;

• Bico de Bunsen;

• Cronômetro;

• Tubos de ensaio;

• Béqueres.

3.2 Procedimentos

Influência da concentração na velocidade das reações

A lei da velocidade ou lei cinética para uma reação genérica, a velocidade de

reação é proporcional às

concentrações molares dos reagentes, elevadas a expoentes que são determinados

experimentalmente:

a A + b B + c C + ... → x X + y Y + z Z + ...

V= K [A]α [B]β[C]γ ...

Onde,

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V= velocidade de reação;

K= constante de velocidade da reação

[ ]= molaridade= número de moles de soluto por litro de solução

α, β , γ, ...= expoentes que são determinados experimentalmente.

Nesta parte do experimento, se deseja verificar como a variação da

concentração dos reagentes influi na velocidade da reação:

H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + H2O + SO2↑ + S↓

Na reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico, há formação de

enxofre, que sendo insolúvel na água, provoca uma turvação que permite ver

quando a reação ocorre. Assim, pode-se medir o tempo de duração da reação.

Mantendo fixa a concentração de ácido e adicionando água à solução de tiossulfato

de sódio, pode-se verificar como a diminuição da concentração de um dos reagentes

influi no tempo da reação, isto é, na velocidade de reação.

Dadas as variáveis:

∆n= número de moles que reagiram = volume x molaridade

∆t= tempo (em segundos) de duração da reação, pode-se calcular a velocidade da

reação com a fórmula: v= ∆n/∆t.

Procedimento:

a) Rotule 3 buretas e 3 béquers: H2O; H2SO4; Na2S2O3.

b) Encha corretamente cada bureta (encha também a ponta das buretas, que ficam

abaixo da torneira, antes de acertar o menisco) com água destilada, solução de

ácido sulfúrico 0,3 mol/L e tiossulfato de sódio 0,3 mol/L.

c) Pegue 4 tubos de ensaio e, utilizando a bureta, coloque, em cada um, 4 mL da

solução 0,3 mol/L de H2SO4.

d) Numere outros 4 tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4.

e) Utilizando as buretas, coloque, nos tubos numerados, a solução 0,3 mol/L de

Na2S2O3 e H2O segundo a seguinte tabela:

Tabela I- Estudo da influência da concentração de reagentes na velocidade das

reações

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Tubo

Volume em mL Molaridade

da misturaV x M = V’ x M’

∆n= no de mols de Na2S2O3 que reagiram V’ x M’

Concentração do Na2S2O3

C=n/v

Tempo da reação(s)

Velocidadev =∆n/∆t (mol/s)Na2S2O3 H2O TOTAL

1 6 0 66 x 0,3 = 6 x M’M’= 0,30

∆n= 006x0,30∆n= 18 x 10-4 0,3 mol/L 14,12 1,275x10-4

2 4 2 64 x 0,3 = 6 x M’M’= 0,20

∆n= 0,006x 0,20∆n= 12 x 10-4 0,2 mol/L 16,22 0,734x10-4

3 3 3 63 x 0,3 = 6 x M’M’= 0,15

∆n= 0,006x 0,15∆n= 9 x 10-4

0,15 mol/L 47,39 0,19 x10-4

4 2 4 62 x 0,3 = 6 x M’M’= 0,10

∆n= 0,006x 0,10∆n= 6 x 10-4 0,1 mol/L 51,13 0,173x10-4

f) Pegue o tubo 1 e um dos tubos contendo 4 mL de H2SO4.

g) Adicione os 4 mL de ácido ao tubo 1, acionando o cronômetro imediatamente.

h) Observe atentamente o tubo 1 e assim que começar a aparecer uma turvação

pare o cronômetro. Lance na tabela o tempo (em segundos) que demorou a

aparecer a turvação.

i) Jogue fora o conteúdo do tubo 1 e lave-o em seguida. Essa operação deve ser

feita imediatamente para evitar que o tubo fique manchado.

j) Repita o procedimento para os tubos 2, 3 e 4, anotando na tabela o tempo gasto

em cada uma das reações.

k) Se houver qualquer dúvida com relação a alguma das medidas, refaça essa a

medição correspondente.

l) Calcule a velocidade de cada reação, dividindo cada valor de Δn pelo tempo da

reação correspondente.

Influência do catalisador

Nesse experimento, se verificará a influência do Mn++ na reação entre o

permanganato de potássio (KMnO4) com o ácido oxálico (H2C2O4) na presença do

ácido sulfúrico (H2SO4):

2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3 H2SO4 → K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 10 CO2

a) Rotule 4 tubos de ensaio (1, 2, 3 e 4)

b) Coloque 5 mL de ácido oxálico 0,5 mol/L nos tubos 1 e 3.

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c) Adicione à esses dois tubos 1 mL de ácido sulfúrico 4 mol/L.

d) Adicione 5 gotas de uma solução 0,1 mol/L de sulfato de manganês (MnSO4) ao

tubo 3.

e) Adicione, aos tubos 2 e 4, 4 mL de uma solução 0,04 mol/L de permanganato de

potássio.

f) Rotule dois béquers de 50 mL: A e B.

g) Transfira o conteúdo dos tubos 1 e 2 para o béquer A e o conteúdo dos tubos 3 e

4 para o béquer B (a transferência deve ser simultânea para os dois béquers).

h) Compare o tempo necessário para que as duas soluções percam a cor.

Influência da temperatura na velocidade das reações

Utilizaremos a mesma reação usada no item anterior para verificar o efeito da

temperatura na velocidade das reações:

H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + H2O + SO2↑ + S↓

a) Rotule duas buretas e dois béquers: Na2S2O3 e H2SO4.

b) Encha cada bureta com o líquido correspondente- solução 0,05 mol/L de Na2S2O3

e solução 0,05 mol/L de H2SO4 e deixe sob cada uma o béquer correspondente a

cada solução.

c) Numere 4 tubos de ensaio (1, 2, 3 e 4) e usando a bureta, coloque 4 mL da

solução 0,05 mol/L de H2SO4.

d) Rotule outros 4 tubos de ensaio (1A, 2A, 3A e 4A) e coloque, usando a bureta, 4

mL da solução 0,05 mol/L de Na2S2O3.

e) Ponha 250 mL de água num béquer de 500 mL e coloque em “banho-maria” os

tubos 1 e 1A nesse béquer.

f) Espere aproximadamente 2 minutos para que a temperatura dos tubos se iguale à

temperatura da água do béquer. Meça a temperatura da água:

t1= .......... oC

g) Jogue o conteúdo do tubo 1 no tubo 1A, mantendo esse último imerso na água do

béquer, e acione imediatamente o cronômetro.

h) Observe atentamente o tubo 1A (que está dentro da água do béquer) e, assim

que aparecer uma turvação, pare o cronômetro. Anote o tempo da reação:

Tempo da reação = ............ s

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i) Preencha a Tabela II com os dados de temperatura e tempo da reação obtidos

com os tubos 1 e 1A.

j) Jogue fora o conteúdo do tubo 1A e lave-o, a fim de que ele não fique manchado.

k) Coloque o béquer com 250 mL de água para aquecer até aproximadamente 30oC

acima da temperatura anterior (t1). Quando esta temperatura for atingida pare o

aquecimento.

l) Com um bastão de vidro, agite a água que está sendo aquecida para

homogeneizar a temperatura.

m) Coloque os tubos 4 e 4A dentro da água do béquer e espere aproximadamente 2

minutos para que seus conteúdos atinjam a temperatura da água.

n) Após a espera, mantendo o tubo 4A dentro da água aquecida, verta sobre ele a

solução 0,05 mol/L de H2SO4 do tubo 4 e acione o cronômetro imediatamente.

o) Observe atentamente o tubo 4A que está dentro do béquer. Assim que aparecer

uma turvação, pare o cronômetro. Anote o tempo e a temperatura da água do

béquer na Tabela II.

p) Jogue fora o conteúdo do tubo 4A e lave-o em seguida.

q) Cuidadosamente, adicionando água fria aos poucos, resfrie a água do béquer

para aproximadamente 10oC abaixo da temperatura anterior, agitando-a com um

bastão de vidro.

r) Repita os passos m, n, o e p para os tubos 3 e 3A.

s) Jogue fora um pouco da água do béquer e, lentamente, adicione água fria, para

que a temperatura caia cerca de 10oC abaixo da temperatura obtida no passo “q”.

t) Repita os passos m, n, o e p para os tubos 2 e 2A.

Obs.: repita qualquer passo experimental para esclarecer dúvidas sobre alguma

medição.

Tabela II- Estudo da influência da temperatura na velocidade das reações

Tubo

∆n= no de mols de Na2S2O3 que

reagiramV’xM’=0,004x0,05

Temperatura (ºC)

Tempo da reação(s)

Velocidadev =∆n/∆t (mol/s)

1 e 1A 2 x 10-4 25 ºC 100 2 x 10-6

2 e 2A 2 x 10-4 35 ºC 58 3,45 x 10-6

3 e 3A 2 x 10-4 45 ºC 40 5 x 10-6

4 e 4A 2 x 10-4 55 ºC 35 5,71 x 10-6

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Influência do estado de agregação dos reagentes

a) Pegue 2 tubos de ensaio e rotule-os (1 e 2)

b) Adicione a cada um dos tubos 2 mL de uma solução 1 mol/L de HCl.

c) Adicione um pedaço de Zn metálico ao tubo 1 e uma quantidade equivalente de

zinco metálico em pó ao tubo 2.

d) Observe e compare a velocidade aparente de reação nos dois tubos.

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4. Discussões / Resultados

Influência da concentração na velocidade das reações:

Rotulamos 3 buretas e 3 béquers, com as seguintes soluções: H2O, H2SO4,

Na2S2O3 as duas últimas coma concentração de 0,3 mol/L. Em seguida, colocamos

4 mL da solução de H2SO4 em 4 tubos de ensaio.

Numeramos outros 4 tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. E utilizando as buretas,

colocamos, nos tubos numerados, a solução 0,3 mol/L de Na2S2O3 e H2O segundo a

a primeira tabela apresentada:

Tubo Volume em mLNa2S2O3 H2O TOTAL

1 6 0 6

2 4 2 6

3 3 3 6

4 2 4 6

No tubo 1 e um dos tubos contendo 4 mL de H2SO4, adicione os 4 mL de

ácido ao tubo 1, acionando o cronômetro imediatamente. Observamos atentamente

o tubo 1 e assim que começou a aparecer uma turvação pareamos o cronômetro.

Lance na tabela o tempo (em segundos) que demorou a aparecer a turvação.

Repetimos o procedimento para os tubos 2, 3 e 4, anotando na tabela o

tempo gasto em cada uma das reações.

Influência do catalisador:

Rotulamos 4 tubos de ensaio (1, 2, 3 e 4) e adicionamos 5 mL de ácido

oxálico 0,5 mol/L nos tubos 1 e 3. Em seguida, colocamos 1 mL de ácido sulfúrico 4

mol/L e 5 gotas de uma solução 0,1 mol/L de sulfato de manganês ao tubo 3.

Adicione, aos tubos 2 e 4, 4 mL de uma solução 0,04 mol/L de permanganato

de potássio.

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Rotulamos dois béquers de 50 mL: A e B e transfirimos o conteúdo dos tubos

1 e 2 para o béquer A e o conteúdo dos tubos 3 e 4 para o béquer B (a transferência

deve ser simultânea para os dois béquers).

Comparamos o tempo necessário para que as duas soluções percam a cor.

FALTA DIZER O QUE ACONTECEU, EU NÃO ESTAVA PRESENTE

Influência da temperatura na velocidade das reações:

Rotulamos duas buretas e dois béquers: Na2S2O3 e H2SO4. Enchemos cada

bureta com o líquido correspondente solução 0,05 mol/L de Na2S2O3 e solução 0,05

mol/L de H2SO4.

Numeramos 4 tubos de ensaio (1, 2, 3 e 4) e usando a bureta, coloque 4 mL

da solução 0,05 mol/L de H2SO4. Rotulamos outros 4 tubos de ensaio (1A, 2A, 3A e

4A) e coloque, usando a bureta, 4 mL da solução 0,05 mol/L de Na2S2O3.

FALTA TERMINAR ESTA

Influência do estado de agregação dos reagentes:

Pegamos 2 tubos de ensaio e rotule-os (1 e 2) e adicionamos a cada um dos

tubos 2 mL de uma solução 1 mol/L de HCl.

Após colocamos um pedaço de Zn metálico ao tubo 1 e uma quantidade

equivalente de zinco metálico em pó ao tubo 2.

Em ambos os tubos o zinco foi consumido rapidamente, porém, no tubo em

que continha zinco em pó, foi ainda mais rápido, já que, aumentou a superfície de

contato, permitindo que mais moléculas fossem atacadas simultaneamente.

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5. Questionário

a) Para o experimento 3.1, construa o gráfico da velocidade de reação em função da

concentração de tiossulfato de sódio, traçando a melhor curva média possível.

b) Por que um aumento na concentração de um ou de todos os reagentes aumenta

a velocidade de reação?

O aumento da concentração dos reagentes promove o aumento do número

de colisões entre as moléculas. Isso faz com que a probabilidade de colisões

efetivas acontecerem para a formação do complexo ativado seja maior. Logo,

quanto maior a concentração dos reagentes, maior será a velocidade da reação.

c) Para o experimento 3.3, construa o gráfico da velocidade de reação em função da

temperatura de reação, traçando a melhor curva média possível.

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d) Por que um aumento na temperatura provoca um aumento da velocidade das

reações?

Com o aumento da temperatura, também aumenta o número de moléculas

com energia igual ou superior a energia de ativação. Havendo mais moléculas com

energia maior ou igual a de ativação, aumenta a velocidade da reação. Com o

aumento da temperatura, as moléculas se agitam mais, fazendo com que a

probabilidade de colisões efetivas aumente. Assim, a velocidade da reação

aumenta.

e) Discuta os resultados obtidos da relação entre concentração e velocidade de

reação, bem como da temperatura, estado de agregação e presença de catalisador

na velocidade de uma reação.

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6. Toxidade das Substâncias

Ácido Sulfúrico:

- Ingestão: Pode causar severas queimaduras na boca, garganta e estômago,

levando à morte. Dor de garganta, vomito, diarréia, colapso circulatório, pulsação

fraca e rápida, baixa respiração e pouca urina se o ácido for ingerido. O choque

circulatório causa a morte.

- Inalação: Causa irritação ao trato respiratório e mucosas das membranas.

Sintomas incluem irritação do nariz e garganta e fadiga respiratória. Pode causar

edema pulmonar.

- Contato com a pele: Os sintomas mais freqüentes são vermelhidão, dor e severas

queimaduras. Pulsação fraca e rápida, baixa respiração e pouca urina se o ácido for

posto em contato com a pessoa.

- Contato com os olhos: Pode turvar a visão, causar vermelhidão, dor e severas

queimaduras. Pode causar cegueira.

- Exposição crônica: Longa exposição aos vapores pode causar prejuízo aos dentes.

A exposição crônica pode causar câncer.

- Agravo das condições pré-existentes: Pessoas com desordens de pele ou olhos

com funções respiratórias falha devem ser mais suscetíveis aos efeitos da

substância.

Tissulfato de sódio

- Ingestão: Baixo nível de toxicidade por ingestão. Doses altas pode causar diarréia.

- Inalação: Causa irritação ao trato respiratório. Sintomas incluem tosse e diminuição

da freqüência respiratória.

- Contato com a pele: Causa irritação à pele, se o contato for prolongado.

- Contato com os olhos: Causa irritação.

- Exposição crônica: Pode causar irritações na pele.

Permanganato de potássio

- Inalação: Causa irritação ao trato respiratório. Os sintomas podem incluir tosse e

dificuldade para respirar. Altas concentrações podem causar edema pulmonar.

- Ingestão: A ingestão de pó ou de altas concentrações causa distúrbios graves do

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sistema gastrointestinal com possíveis queimaduras e edema; pulso lento, choque

com queda da pressão sangüínea. Pode ser fatal.

- Contato com a pele: Os cristais secos e as soluções concentradas são cáusticas,

causando envermelhecimento, dor, queimaduras severas, manchas marrons na área

de contato e possível endurecimento da epiderme. Soluções diluidas são levemente

irritantes para a pele.

- Contato com os olhos: O contato dos olhos com cristais (poeira) e soluções

concentradas causa irritação severa, envermelhecimento, visão borrada e podem

causar danos sérios, possivelmente permenentes (seqüelas).

- Exposição crônica: O contato prolongado com a pele pode causar irritação, pele

seca e dermatite. O envenenamento crônico com Manganês pode resultar da

inalação de poeira contendo esse elemento, causando seqüelas no Sistema

Nervoso Central. Os primeiros sintomas incluem sonolência, prostração e fraqueza

nas pernas. Casos mais avançados têm mostrado sintomas de expressão facial

“fixa”, distúrbios emocionais, espasmos e quedas.

Ácido oxálico

- Ingestão: Corrosivo. Tóxico. Pode causar queimaduras na boca e esôfago, náusea,

gastroenterites e choque. Absorção pode acontecer podendo causar

envenenamento sistêmico. Sintomas podem incluir enxaqueca, pulsação fraca, e

câimbras de músculo. Pode causar dano de rim. Envenenamento severo pode ser

fatal. Dose fatal calculada de ácido oxálico é 5-15 gramas.

- Inalação: Inalação de névoa ou vapor pode causar irritação e queimaduras de

membranas mucosas da área respiratória.

- Contato com a pele: Irritante para a pele. Pode causar vermelhidão, dor e

queimaduras à pele podendo ser absorvido por ela.

- Contato com os olhos: Esguichos podem causar irritação severa e possível dano

de olho.- - Exposição crônica: Inalação prolongada de névoa pode causar

inflamação de área respiratória. Contato com a pele pode causar dermatite. Pode

causar dano de rim, dermatite, cianoses dos dedos, e possível ulceração.

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Sulfato de manganês

Nocivo. Risco de efeitos graves para a saúde em caso de exposição

prolongada por inalação e ingestão. Tóxico para os organismos aquáticos, podendo

causar efeitos a longo prazo no ambiente aquático.

Zinco sólido

A toxicidade pelo zinco é rara, geralmente quando ingerido acima de 100 a

300mg/dia. Nesta eventualidade poderá causar alterações na absorção do cobre,

além de provocar distúrbios gastrointestinais como náuseas, vômitos, gosto metálico

e dores abdominais.

Ácido Clorídrico

Extremamente corrosivo. Inalação de vapores pode causar sérios danos.

Ingestão pode ser fatal. Líquido pode causar sérios danos à pele e aos olhos.

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6. Conclusões, Comentários e Sugestões

A cinética química é uma ciência que estuda a velocidade das reações

químicas e os fatores que a influenciam. A velocidade da reação recebe geralmente

o nome de taxa de reação. A taxa de reação está relacionada com as concentrações

dos reagentes, o estado particular dos reagentes (estado físico, estado nascente dos

gases, estado cristalino ou amorfo dos sólidos, do fato dos reagentes estarem ou

não em solução e neste caso a natureza do solvente irá influir na velocidade da

reação), a temperatura, a eletricidade, a luz, a pressão, a presença de catalisadores

e dos produtos de reacção.

Sua importância é muito ampla, já que se relaciona com temas como, por

exemplo, a rapidez com que um medicamento atua no organismo ou com problemas

industriais, tais como a descoberta de catalisadores para acelerar a síntese de

algum produto novo.

Fatores que influem na velocidade das reações: A rapidez ou velocidade

com que se formam ou rompem as ligações dependem da natureza dos reagentes.

Temperatura: Grau de agitação das partículas que aumenta a probabilidade

de colisões. Com o aumento da temperatura, também aumenta o número de

moléculas com energia igual ou superior a energia de ativação. Havendo mais

moléculas com energia maior ou igual a de ativação, aumenta a velocidade da

reação. Com o aumento da temperatura, as moléculas se agitam mais, fazendo com

que a probabilidade de colisões efetivas aumente. Assim, a velocidade da reação

aumenta. Alimentos na geladeira por exemplo : leite ovos, carnes e etc,demoram

muito mais para estragar do que no ambiente. Isso porque as reações químicas

feitas pelos microorganismos decompositores são retardadas pela temperatura

baixa. Há uma regra que foi formulada no século XIX pelo holandês Jacobus

Henricus van't Hoff que diz que um aumento de 10 graus célsius na temperatura do

sistema que irá reagir duplica a velocidade da reação. Hoje sabe-se que essa regra

apresenta várias exceções, mas ela é muitas vezes útil para se fazerem previsões

aproximadas do comportamento da velocidade de certas reações. Ela é conhecida

como Regra de Van't Hoff.

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Superfície de contato: Se numa 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

contacto entre as partículas de ambas as substâncias e portanto, maior é a

possibilidade de essas partículas colidirem umas com as outras.

Presença de um catalisador: Os catalisadores aumentam a velocidade de

uma reação química, mas não participam da formação dos produtos, sendo

completamente regenerados no final. Atuam ao promover rotas de reação com

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

ativação das moléculas, mas não participa da reação, ou seja, não ocorre nenhuma

mudança nos elementos químicos da reação, e o catalisador continua intacto.

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 efetivas acontecerem para a formação do complexo

ativado seja maior.

Pressão: Com o aumento da pressão, aumenta a probabilidade de ocorrerem

colisões efetivas. E, conseqüentemente, aumenta a velocidade da reação. Notar que

a pressão só influencia quando tiver pelo menos uma substância gasosa como

reagente, um aumento de pressão num sistema em reação implica um contato maior

entre os reagente, pois o volume do sistema diminui, desse modo, haverá um

numero maior de partículas reagentes por unidade de volume ( a concentração

aumenta), o que possibilita um maior número de colisões entre as partículas.

Consequentemente a velocidade da reação se torna maior. O efeito da pressão é

considerável apenas quando substâncias na fase de agregação gasosa participam

da reação.

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7. Referências

ATKINS, P.; LORETTA, J. Princípios de Química

Data: 20/10/2009 – 14:22

http://www.marco.eng.br/cinetica/

Data: 20/10/2009 – 16:29

http://www.quimidrol.com.br/produtos/imgs/prd_140_espec.pdf

Data: 20/10/2009 – 10:47

http://www.casquimica.com.br/fispq/acidocloridrico.pdf

Data: 20/10/2009 – 11:00

http://www.qca.ibilce.unesp.br/prevencao/produtos/acido_oxalico.htmlData: 20/10/2009 – 17:58

http://www.qca.ibilce.unesp.br/prevencao/permanganato.html

Data: 20/10/2009 – 17:59

http://www.qca.ibilce.unesp.br/prevencao/produtos/tiossulfato_sodio.html

Data: 20/10/2009 – 18:00

http://74.125.113.132/search?q=cache:Xu_kfgyrXmUJ:www.fmaia.com.br/SA

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BR&ct=clnk&gl=br

Data: 20/10/2009 – 18:04

http://www.casquimica.com.br/fispq/zinco.pdf

Data: 20/10/2009 – 18:12

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