Cinética Química

Transcript

CINÉTICA QUÍMICA – VELOCIDADE DAS REAÇÕES LARISSA DIAS SANTOS JEQUIÉ-BA MARÇO - 2012 INTRODUÇÃO Toda reação química necessita de certo tempo para se completar. Algumas reações são extremamente rápidas, como, por exemplo, a neutralização entre um ácido e uma base em solução aquosa. Existem, por outro lado, reações extremamente lentas, com velocidade praticamente igual a zero. O ramo da ciência que se preocupa em estudar a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam é denominado cinética química. (Canto,1998) Como as reações envolvem a quebra e a formação de ligações, as respectivas velocidades dependem da natureza dos reagentes em si. Entretanto existem quatro fatores que permitem a variação das velocidades nas quais reações específicas ocorrem (Brown, 2005): O estado físico dos reagentes: Os reagentes devem entrar em contato para que reajam. Quanto mais rapidamente as moléculas se chocam, mais rapidamente elas reagem. A maioria das reações que consideramos é homogênea, envolvendo gases ou soluções líquidas. Quando os reagentes estão em fases diferentes, como quando um é gás e o outro é sólido, a reação está limitada à área de contato. Portanto, as reações que envolvem sólidos tendem a prosseguir mais rapidamente se a área superficial do solido for aumentada. As concentrações dos reagentes: A maioria das reações químicas prossegue mais rapidamente se a concentração de um ou mais dos reagentes é aumentada. À medida que a concentração aumenta, a freqüência com a qual as moléculas se chocam também o faz, levando a um aumento das velocidades. A temperatura na qual a reação ocorre: As velocidades de reações químicas aumentam conforme a temperatura aumenta. O aumento da temperatura faz aumentar as energias cinéticas das moléculas. À proporção que as moléculas movem-se mais velozmente, elas se chocam com mais freqüência e também com energia mais alta, ocasionando aumento de suas velocidades. A presença de um catalisador: Os catalisadores são agentes que aumentam as velocidades de reação sem serem usados. Eles afetam os tipos de colisões (o mecanismo) que levam à reação. Modelo de colisão Baseado na teoria cinética molecular, este modelo explica os efeitos no nível molecular, a idéia central é de que as moléculas devem colidir para reagir. Quanto maior o número de colisões por segundo, maior a velocidade da reação. Para que reajam, as moléculas que colidem devem ter energia cinética total igual ou maior que um valor mínimo. A energia mínima necessária para iniciar uma reação é chamada de energia de ativação. (Brown, 2005) Velocidade de reação é uma grandeza que indica como a concentração de um reagente ou produto varia com o passar o tempo. Defini-se velocidade média de formação de um produto ou de consumo de um reagente por meio da seguinte expressão: Vm = " quantidade" tempo Na qual: " quantidade" = módulo da variação da quantidade de um reagente ou produto, isto é, quantidade final – quantidade inicial. Essa quantidade pode ser expressa em massa, número de mols, concentração ou volume (volume é usado apenas no caso de gases). tempo = intervalo de tempo no qual ocorreu a variação quantidade (Canto,1998). O objetivo desta prática foi analisar a influência da natureza dos reagentes, da concentração dos reagentes, da temperatura, da superfície específica dos reagentes e da adição de catalisadores na velocidade de algumas reações químicas. EXPERIMENTAL MATERIAIS E REAGENTES: Béquer Conta-gotas Cronômetro Espátula Proveta Tubo de ensaio Termometro Água destilada Água gelada Álcool etílico Sódio metálico Ácido clorídrico a 0,2 mol/L e a 1,0 mol/L Magnésio metálico Permanganato de potássio a 0,1 mol/L Solução de sacarose a 0,5 mol/L Comprimido antiácido (sonrisal) Cloreto férrico Cloreto de cobre (II) Peróxido de hidrogênio a 6% PROCEDIMENTO I – A natureza dos reagentes Adicionou-se 1mL de água destilada em um tubo de ensaio e colocou-se um pequeno pedaço de sódio metálico e observou-se. Adicionou-se 1 mL de álcool etílico em um tubo de ensaio e colocou-se um pequeno pedaço de sódio metálico e observou-se. II – Fator concentração Reação do HCl com magnésio Em um tubo de ensaio, adicionou-se 5mL de solução de ácido clorídrico a 0,2 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. Reação de sacarose com permanganato de potássio Preparou-se 4 tubos de ensaio da seguinte maneira: Tubo 1: 10 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L. Tubo 2: 7 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L + 3 mL de água destilada. Tubo 3: 5 mL de solução de sacarose a 0,5 mol/L + 5 mL de água destilada. 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. III – Fator Temperatura Adicionou-se 10 mL de solução de sacarose a 1,0 mol/L em um tubo de ensaio e adicionou-se 3 gotas de permanganato de potássio à temperatura ambiente e anotou-se o tempo gasto na reação. Colocou-se em banho-maria a 50º, um tubo de ensaio contendo 10 mL de solução de sacarose a 1,0 mol/L e adicionou-se 3 gotas de permanganato de potássio, observou-se e anotou-se o tempo gasto na reação. Colocou-se em um béquer contendo água destilada, um tubo de ensaio com 10 mL de solução de sacarose a 1,0 mol/L e adicionou-se ao tubo 3 gotas de permanganato de potássio, observou-se e anotou-se o tempo gasto na reação. IV – Superfície de contato Colocou-se 100 mL de água destilada em um béquer e adicionou-se um comprimido antiácido inteiro. Em outro béquer contendo 100 mL de água destilada, adicionou-se um comprimido antiácido triturado. Observou-se e anotou-se os tempos que foram gastos nas reações. V – Ação de um catalisador Adicionou-se à 3 tubos de ensaio, 1,0 mL de peróxido de hidrogênio, em cada. No primeiro tubo adicionou-se uma gota de solução de cloreto férrico, no segundo um cristal de cloreto de cobre (II) e no terceiro, uma gota de cloreto férrico e um cristal de cloreto de cobre (II) ao mesmo tempo. Observou-se e comparou-se a velocidade das reações nos três tubos. RESULTADOS E DISCUSSÃO I – A natureza dos reagentes Ao adicionar o pedaço de sódio ao tubo de ensaio contendo água destilada, percebeu-se que o sódio reage vigorosamente e rapidamente com a água. Nesta reação observou-se uma pequena chama e aquecimento, logo, percebe-se que é uma reação exotérmica, com liberação de calor. Fazendo a equação química já balanceada dessa reação, tem-se: 2Na(s) + 2H2O(l) 2Na(OH)(aq) + H2(g) De acordo com a equação descrita acima, observa-se que a reação química tem como um de seus produtos o hidróxido de sódio. Na prática, observou-se também que houve formação de pequenas bolhas, logo a reação estava liberando gás, no caso desta, o hidrogênio, também produto da reação. Ao adicionar o pedaço de sódio metálico ao tubo contendo álcool etílico observou-se liberação de gás pela formação de bolhas. A equação que descreve esta reação química é: 2Na(s) + 2CH3-CH2-OH(l) 2CH3-CH2-ONa(aq) + H2(g) Observou-se de acordo com a equação, formação do etóxido de sódio e liberação de gás hidrogênio. Comparando as duas reações químicas, percebeu-se que a primeira ocorre em menor tempo, ou seja, com maior velocidade, pois, libera maior quantidade de calor. II – Fator concentração Reação do HCl com magnésio Ao adicionar magnésio metálico aos tubos de ensaio contendo ácido clorídrico, percebeu-se que no ácido a 0,2 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 A reação produz cloreto de magnésio, libera gás hidrogênio e calor (exotérmica). De acordo com a reação do magnésio com o ácido à concentrações diferentes, percebeu-se que à medida que a concentração aumenta, a velocidade da reação também aumenta. Reação de sacarose com permanganato de potássio Inicialmente ao misturar o permanganato de potássio à sacarose, percebeu-se que a solução demorou a ser homogeneizada, apresentando duas fases: uma incolor e a outra roxa. Com o passar do tempo, a reação foi ocorrendo e a solução apresentou coloração marrom. A reação dessas substâncias é caracterizada pela seguinte equação química: KMnO4 + C12H22O11 K2CO3 + MnO2 + CO2 + H2O Reação na qual há formação de carbonato de potássio, dióxido de manganês (responsável pela coloração marrom), gás carbônico e água. A tabela abaixo apresenta o tempo gasto para a ocorrência das reações em diferentes tubos: Solução Tempo gasto Tubo 01 10 ml de solução de sacarose 1,0mol/L 39 seg. Tubo 02 7ml de solução de sacarose 1,0mol/L + 3ml de água destilada 1 min. 52 seg. Tubo 03 5ml de solução de sacarose 1,0mol/L + 5ml de água destilada 04 min. 01 seg. Tubo 04 3ml de solução de sacarose 1,5mol/L + 7ml de água destilada 06 min. 20 seg. Tabela 1: Tempo gasto na reação do permanganato de potássio com a sacarose. De acordo com os valores observados, percebeu-se que ao diminuir a quantidade de sacarose, o tempo para a ocorrência da reação aumenta e a velocidade diminui. III – Fator temperatura A reação do permanganato de potássio com a sacarose foi feita à diferentes temperaturas, os valores do tempo gasto e a temperatura estão expressas na seguinte tabela: Tubos Fator temperatura Tempo gasto 01 Ambiente 2 min. 45 seg. 02 Banho-maria a 50º 01 min. 07 seg. 03 Água gelada 04 min. 56 seg. Tabela 2: Tempo gasto para reação do permanganato de potássio com sacarose em diferentes temperaturas. Em temperatura ambiente em torno de 25ºC, percebeu-se que a reação ocorreu de forma lenta. Observou-se que à temperatura alta, ou seja, a 50ºC, a velocidade da reação foi maior, ocorreu em menor tempo. E à baixa temperatura (água gelada) a reação ocorreu de forma bastante lenta. Com isso, foi possível perceber que ao aumentar a temperatura, aumenta-se também a velocidade da reação. IV – Superfície de contato Na dissolução do comprimido inteiro, percebeu-se um tempo de 1 minuto, 12 segundos e 59 milésimos e no comprimido triturado observou-se 50 segundos e 07 milésimos. Com isso, é possível notar que quando a superfície de contato aumenta, a velocidade da reação aumenta. V – Ação de um catalisador Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade de uma reação sem serem consumidos na mesma. Adicionou-se 3 catalisadores diferentes para que se observasse a velocidade da decomposição do peróxido de hidrogênio. Os resultados observados estão expressos na seguinte tabela: Reação química Velocidade FeCl3 2H2O2(aq) 2H2O(aq) + 3O2(g) Lenta CuCl2 2H2O2(aq) 2H2O(aq) + 3O2(g) Rápida FeCl3 + CuCl2 2H2O2(aq) 2H2O(aq) + 3O2(g) Muito rápida Tabela 3: Velocidade de decomposição do peróxido de hidrogênio na presença de catalisadores. Devido aos catalisadores, as reações se processam por um caminho alternativo com menores energias de ativação, acelerando assim, o tempo de decomposição do peróxido de hidrogênio. Neste procedimento, percebeu-se que o Cloreto de cobre (II) é responsável pelo aumento da velocidade da reação. CONCLUSÃO De acordo com o procedimento experimental foi possível identificar os fatores que influenciam na velocidade das reações. Observou-se que quanto maiores forem a temperatura, concentração e superfície de contato, a reação ocorrerá em menor tempo, ou seja, com maior velocidade. Percebeu-se que os catalisadores influenciam no aumento da velocidade de uma reação abaixando sua energia de ativação. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS CANTO, Eduardo Leite do, 1996 –II; Química Ensino Básico; 2. Ed. – São Paulo: Moderna, 1998. BROWN, T... Química, a ciência central. Trad. Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.