O Relatório Química Cinética Química

JOÃO VICTOR ROCHA PIRES

LUÍZ GUSTAVO DO VALLE VIEIRA

EXPERIMENTO – CINÉTICA

                                                                 Relatório referente ao experimento de

                                                               cinética no curso de Química Geral II

                                                                CET835 na Universidade Estadual de

                         Santa Cruz, realizado sobre orientação

                                                  do Prof. Reinaldo Gramacho.

ILHÉUS-BA

2016

Introdução

A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta em 1867, pelos cientistas norugueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900). Foi enunciada da seguinte forma:

“ A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados.”

Os expoentes que constam na lei irão determinar a ordem da reação.

Para uma reação genérica, temos:

[pic 1]

[pic 2]
Onde:
V = velocidade da reação
K = constante de velocidade
[A] = concentração molar de A
[B] = concentração molar de B
X e Y = expoentes experimentalmente determinados

Em uma reação elementar, onde ocorre em uma única etapa, o expoente é o coeficiente dos reagentes.
[pic 3]
[pic 4]

Exemplo: 
[pic 5]
[pic 6]

A energia de ativação é a energia mínima necessária para que a reação possa ocorrer. Ela recebe este nome porque reagentes e produtos passam por uma configuração intermediária que recebe o nome de complexo ativado. Trata-se, portanto, da energia mínima necessária para a formação deste complexo ativado.

A energia de ativação é explicada pela teoria da colisão: a reação química é constituída por colisões entre as moléculas dos reagentes. Nem toda colisão, porém, é eficaz, pois é necessário que haja energia suficiente e geometria molecular adequada. A energia de ativação é aquela requerida para que as colisões sejam eficazes, ou seja, resultem no complexo ativado. (Schlesinge, G)

• Concentração:

Quanto maior a concentração dos reagentes, maior a velocidade da reação.

• Temperatura: 

Quanto mais elevada a temperatura, mais rápida será a reação.

• Superfície de contato:

Para o caso de reagentes em diferentes fases, quanto maior a superfície de contato do reagente sólido, mais rápida será a reação.

• Catalise

É uma reação na qual existe a presença de uma substância capaz de acelerar a reação  ̶  um catalisador  ̶  , mas que não toma parte na reação propriamente dita, permanecendo inalterada sua massa e suas propriedades após a reação. Seu efeito baseia-se na redução da energia de ativação. (Da mesma forma, pode ocorrer a presença de um inibidor  ̶  substância que inibe a ação do catalisador  ̶  . Neste caso, obviamente, o efeito do catalisador é anulado, e a velocidade da reação permanece inalterada.)

Material Utilizado

• Solução ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol/L e 1,0 mol/L;
• Pedaços de Magnésio;
• Solução de permanganato de potássio () 1,0 mol/L;[pic 7]
• Solução de sacarose 0,5 mol/L;
• Água destilada;
• Tubos de ensaio;
• Béquer;
• Comprimido de Sonrisal

PROCEDIMENTO

• Experimento I: Reação do HCl com magnésio

Em um tubo de ensaio, adicionou-se 5mL de solução de ácido clorídrico a 0,1 mol/L e em outro tubo adicionou-se 5 mL de solução do mesmo ácido a 1,0 mol/L. Colocou-se dois pedaços aproximadamente iguais de magnésio sólido em cada tudo e observou-se.

• Experimento II: Reação de sacarose com permanganato de potássio

Preparou-se 4 tubos de ensaio da seguinte maneira:

1. Tubo 1: 10 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L.
2. Tubo 2: 7 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L + 3 mL de água destilada.
3. Tubo 3: 5 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L + 5 mL de água destilada.
4. Tubo 4: 3 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L + 7 mL de água destilada.

Adicionou-se 1 mL de solução de permanganato de potássio a cada tubo de ensaio e com o cronômetro mediu-se o tempo gasto em cada reação.

• Experimento III: Fator Temperatura

1. Preparou-se 3 tubos de ensaio contendo 10 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L.
2. No tubo de ensaio 1 adicionou-se 1,0 mL de permanganato de potássio à temperatura ambiente e anotou-se o tempo gasto na reação.
3. Colocou-se em banho-maria a 50º, o tubo de ensaio 2 e adicionou-se 1,0 mL de permanganato de potássio, observou-se e anotou-se o tempo gasto na reação.
4. Colocou-se em um béquer contendo água gelada, o tubo de ensaio 3 e adicionou-se ao tubo 3 1,0 mL de permanganato de potássio, observou-se e anotou-se o tempo gasto na reação.

• Experimento IV: Superfície de contato

Colocou-se 10 mL de água destilada em um béquer e adicionou-se metade de um comprimido antiácido inteiro. Em outro béquer contendo 10 mL de água destilada, adicionou-se a outra metade do comprimido antiácido, triturado. Observou-se e anotou-se os tempos que foram gastos nas reações

• Experimento V: Ação de um catalisador

Adicionou-se à um tubos de ensaio, 1,0 mL de peróxido de hidrogênio a 30%. Adicionou-se uma gota de solução de permanganato de potássio. Observou-se e anotou-se a velocidade da reação.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

• Reação do HCl com magnésio

Ao adicionar magnésio metálico aos tubos de ensaio contendo ácido clorídrico, percebeu-se que no ácido a 0,1 mol/L, a fita foi consumida de forma lenta e no tubo contendo ácido a 1,0 mol/L a fita foi consumida de forma rápida.

A equação abaixo descreve a reação química destes dois elementos:

Mg(s) + 2HCl(l) ↔ MgCl2(aq) + H2(g) + Calor