Transcript
63
Gráfico para o Na2S2O3
Temperatura (ºC)
Velocidade (Mol/s)
Gráfico para N2S2O3
Velocidade (Mol/s)
Concentração (Mol/L)
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC
DEPARTAMENTO DE QUIMICA E BIOLOGIA – QUIBIO
CURSO: QUIMICA LICENCIATURA
DISCIPLINA: CINÉTICA E ELETROQUÍMICA
PROFESSOR: Ms. PERICLES NUNES
EVIDÊNCIAS E FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÔES QUÍMICAS
(EVIDÊNCIAS DE REAÇÕES).
CAXIAS-MA
OUT- 2012
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC
DEPARTAMENTO DE QUIMICA E BIOLOGIA – QUIBIO
CURSO: QUIMICA LICENCIATURA
DISCIPLINA: CINÉTICA E ELETROQUÍMICA
PROFESSOR: Ms. PERICLES NUNES
EVIDÊNCIAS E FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÔES QUÍMICAS
(EVIDÊNCIAS DE REAÇÕES).
Acadêmico: Noé Nonato dos Santos Filho
CAXIAS-MA
OUT-2012
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO .................................................................................................. 04
OBJETIVOS .......................................................................................................07
MATERIAIS E REAGENTES ...........................................................................08
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ..............................................................09
RESULTADOS E DISCUSSÃO .........................................................................10
CONCLUSÃO ....................................................................................................13
BIBLIOGRAFIA ................................................................................................14
1. INTRODUÇÃO:
O homem sempre buscou explicações para entender o mundo que o rodeia, e para isso ele busca cada vez mais fundo no mundo físico-químico as respostas. Um químico quando observa um objeto ou um fenômeno ele procura enxergar bem mais do que esta sendo visto, ele procura descobrir, determinar suas estruturas internas, relacionando-as às propriedades químicas dos elementos conhecidos.
A possibilidade de controlar o tempo em que determinado fenômeno se desenvolve, tornando-o mais lento ou mais rápido, é um item presente em qualquer pesquisa científica, principalmente no que diz respeito às transformações químicas.
É fácil constatar que cada reação química, feita sobre determinadas condições, ocorre em certa velocidade, gastando um tempo determinado para se completar. Em geral, podemos variar a velocidade de uma reação modificando as condições a que ela está submetida.
A cinética ou dinâmica química é uma ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam (RUSSELL, 1980). Sendo de suma importância para processos e atividades industriais, pois é interesse das indústrias obter grande quantidade de produtos com grande rendimento. Outro exemplo, bem prático do nosso cotidiano é o estudo da rapidez com que um medicamento atua no organismo.
Condições para ocorrência de uma reação:
Natureza dos reagentes: quando uma reação ocorre é porque temos uma "afinidade" entre os reagentes.
Contato entre reagentes: esta é uma condição fundamental para que se possa haver reação, sem contato não teremos, a princípio uma reação ocorrendo.
Choques ou colisões: acreditamos que os choques eficientes entre os reagentes levam a quebra de ligações ocasionando a reação.
As reações químicas são evidenciadas por modificações observadas no sistema em reação, quando se compara o seu estado inicial e final.
O exemplo mais simples de uma reação é quando um único reagente se transforma em um único produto.
6040200ProdutoReagenteA B
60
40
20
0
Produto
Reagente
A B
Pelas figuras podemos perceber que no instante inicial a concentração ou a quantidade do reagente A é máxima e vai diminuindo com o decorrer do tempo. Já a concentração do produto B, no instante inicial, é igual a zero e vai aumentando com o decorrer do tempo. Normalmente, a concentração é indicada em mol · L–1 (molaridade), sendo representada por um colchete ([ ]), que contém a fórmula da substância.
Podem-se representar, em um único gráfico, as variações ocorridas na concentração dos participantes das reações em função do tempo:
Graficamente:
Segundo Moore (1976), a velocidade da reação recebe geralmente o nome de taxa de reação. Da qual está relacionada com as concentrações dos reagentes, efeito da temperatura, a natureza dos reagentes e produtos, a eletricidade, a luz, a pressão e também pela influência do reagentes externos chamados de catalisadores, conforme J.BRADY et al.,(1986).
Vm= velocidade média de uma reação = Variação de concentraçãoA velocidade média das reações químicas é dada pela variação de concentração pelo intervalo de tempo ( t).
Vm= velocidade média de uma reação = Variação de concentração
Variação de tempo (intervalo).
Variação de tempo (intervalo)
Vm = [ ] A expressão da velocidade média será dada por:
Vm = [ ]
tfinal - tinicial[final] – [inicial] t t [ ]
tfinal - tinicial
[final] – [inicial]
t
t
Ao calcularmos o [reagentes], notamos que ele apresenta um valor menor do quezero, ou seja, um valor negativo, pois a concentração final é menor do que a inicial. Para não trabalhar com valores negativos, usamos – [reagentes] na expressão da velocidade média dos reagentes.
Vm = – [reagentes] ou Vm = [produtos]Assim, a velocidade média é expressa por:
Vm = – [reagentes] ou Vm = [produtos]
t t
t
t
2. OBJETIVOS:
Identificar a variação de temperatura nas reações;
Observar as alterações de cor nas reações.
3. MATERIAIS E REAGENTES:
Tubos de Ensaio;
Termômetro;
Pipetas;
Pincel Atômico ou lápis hidrocolor;
Solução de Ácido Clorídrico – HCl 12M
Solução de Fenolftaleína;
Hidróxido de Sódio em pastilhas – NaOH
Sulfito de Sódio – NaSO3
Sulfato de Sódio – Na2SO4.
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
1. Antes de se iniciar o experimento, numerou-se 8 tubos de ensaio. Foram medidos em uma pipeta 1mL de Água, e transferiu-se para o tudo 3. Posteriormente com o lápis hidrocolor o tubo de ensaio foi marcado na altura correspondente ao seu volume de 1mL. Em seguida desprezou-se a água e o mesmo procedimento foi repetido com o tubo 5;
2. Foram colocados no tubo 1, 5mL de água e anotou-se a sua temperatura;
3. Com todo o cuidado, adicionou-se 15 gotas de HCl 12M no tubo 1. Em seguida o tubo de ensaio foi agitado, anotando-se a temperatura, e deixando o mesmo na estante para esta solução ser usada posteriormente;
4. No tubo 2 colocou-se 5mL de água e sua temperatura foi anotada;
5. Foram adicionados duas pastilhas de NaOH e agitou-se até que houvesse a completa dissolução. Anotou-se a temperatura e deixou-se o tubo de ensaio na estante.
6. No tubo 3 foi colocado NaSO4 até a marca calibrada;
7. No tubo 4 foram colocados 5mL de água e sua temperatura foi anotada. A água deste tubo foi transferida para o tubo 3. Agitou-se o tubo de ensaio até a completa dissolução e anotou-se a temperatura final.
8. No tubo 6 foram colocados 2mL de solução de HCl que foi preparada no numero 3, Posteriormente a sua temperatura foi anotada.
9. No tubo 7 foram colocados 1mL da solução de NaOH que foi preparada no tubo 2. Acrescentou-se 4mL de água e 1 gota de fenoftaleína. A sua cor foi observada;
10. No tubo 8 foram colocados 1mL de solução de HCl, que foi preparada no tubo 1.
Acrescentou-se 4mL de água e 1 gota de fenoftaleína. A sua cor foi observada.
5 . RESULTADOS E DISCUSSÃO:
Após ter seguido o procedimento do experimento, descrito na parte intitulada Procedimento Experimental, observou-se as variações de temperatura das reações.
Após ser colocado 5mL de Água no tubo 1 observou-se uma temperatura de 30ºC no sistema, aonde posteriormente foram adicionados 15 gotas de HCl 12M ao mesmo sistema, que após haver sido agitado a solução permaneceu com a mesma temperatura 30ºC.
No tubo 2 foram colocados 5mL de Água, aonde observou a temperatura do sistema em 29ºC. Após ser adicionado duas partilhas de NaOH sob aquecimento, houve um ganho de calor pelo sistema, aumentando a sua temperatura inicial (29ºC) em 32ºC. Portanto o sistema se denomina endotérmico.
No tubo 3 foi colocado sulfato de sódio sólido. No tubo 4 foi colocado 5mL de Água, aonde a temperatura do sistema medida foi de 29ºC. Após a temperatura haver sido registrada a solução de Água contida no tubo 4, foi transferida para o tubo 3, sob agitação. A temperatura final da mistura de solução de água com sulfato de sódio sólido, foi de 23ºC. O sistema em questão denomina-se exotérmico, pois houve liberação de energia.
No tubo 7 foram colocados 1mL da Solução de NaOH que foi preparado no tubo 2. Posteriormente foram acrescentados 4mL de Água e 1 gota de fenolftaleína. Observou que essa solução ficou com a coloração rósea.
No tubo 8 foram colocados 1mL da Solução de HCl que foi preparado no tubo 1. Posteriormente foram acrescentados 4mL de Água e 1 gota de fenolftaleína. Observou que essa solução ficou incolor.
Os ácidos não são substâncias que liberam íons hidrogênio na água, já as bases, são substâncias que liberam íons hidróxido na água (esses íons são formados por hidrogênio e oxigênio).Se misturarmos um ácido com uma base, seus íons se combinam e formam água e algum sal e, este sal a ser formado depende do ácido e da base que está reagindo.
Para se medir e determinar a acidez ou alcalinidade de uma substância, utilizamos a escala de pH que vai de 1 a 14. Todos os ácidos se encontram na faixa de pH de 1 a 6,9, enquanto as bases se encontram na faixa de pH de 7,1 a 14.
Quanto mais forte o ácido, menor é o seu pH e, quanto mais forte a base, maior é seu pH. Há substâncias que possuem pH neutro, a água que bebemos, possui pH em torno de 7.Um indicador é uma substância que varia de cor dentro de um pequeno intervalo de pH, devido ao fato de poder existir em duas ou mais formas que têm estruturas distintas e apresentam cores diferentes.Os indicadores empregam-se para medir de modo apropriado o pH das soluções, HCL
NaOH. A fenolftaleína é um indicador cujo ponto de viragem se encontra compreendido entre 8,3 e 10,0 unidades de pH. Para pH inferior a 8,3 é incolor e para pH superior a 10,0 fica carmim.
HCL
NaOH
A fenoftaleína é um indicador cujo ponto de viragem se encontra compreendido entre 8,3 e 10,0 unidades de pH. Para pH inferior a 8,3 é incolor e para pH superior a 10,0 fica carmim
6. CONCLUSÃO:
Com a realização desta pratica os objetivos traçados de inicio foram alcançados com êxito, pois após serem feitos todos os ensaios com os reagentes, conclui-se que as reações foram evidenciadas pela mudança de cor e variações de temperaturas.
A teoria da prática foi comprovada no experimento, pois por meio da observação, pôde se constatar o aumento da temperatura e a variação da coloração as reações químicas.
Essa prática foi de grande proveito, pois proporcionou uma melhor compreensão sobre reações químicas e os fatores que a evidenciam.
7. BIBLIOGRAFIA;
BRADY, James E. & HUMISTON, Geraldo, E. 2° ed. Vol. 2, LTC - Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1992.
MOORE, W.J. Físico-Química, Trad. 4°. ed. Edgard Blücher, São Paulo, 1976.
RUSSELL, JOHN B. Química Geral 2°ed. Ed. Makron Books, São Paulo, 1994.
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC
DEPARTAMENTO DE QUIMICA E BIOLOGIA – QUIBIO
CURSO: QUIMICA LICENCIATURA
DISCIPLINA: CINÉTICA E ELETROQUÍMICA
PROFESSOR: Ms. PERICLES NUNES
EVIDÊNCIAS E FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÔES QUÍMICAS
(INFLUÊNCIA DA LUZ NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES).
CAXIAS-MA
OUT- 2012
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC
DEPARTAMENTO DE QUIMICA E BIOLOGIA – QUIBIO
CURSO: QUIMICA LICENCIATURA
DISCIPLINA: CINÉTICA E ELETROQUÍMICA
PROFESSOR: Ms. PERICLES NUNES
EVIDÊNCIAS E FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÔES QUÍMICAS
(INFLUÊNCIA DA LUZ NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES).
Acadêmico: Noé Nonato dos Santos Filho
CAXIAS-MA
OUT- 2012
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO .................................................................................................. 04
OBJETIVOS .......................................................................................................07
MATERIAIS E REAGENTES ...........................................................................08
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ..............................................................09
RESULTADOS E DISCUSSÃO .........................................................................10
CONCLUSÃO ....................................................................................................13
BIBLIOGRAFIA ................................................................................................14
INTRODUÇÃO:
Algumas reações químicas ocorrem com maior velocidade quando estão na presença de luz. A luz influencia na velocidade das reações porque é uma energia em forma de onda eletromagnética que ajuda a quebrar a barreira da energia de ativação.
Certas reações, as chamadas reações fotoquímicas, podem ser favorecidas e aceleradas pela incidência de luz. Trata-se de uma reação de fotólise, ou seja, da decomposição de uma substância pela ação da luz. Podemos retardar a velocidade de uma reação diminuindo a quantidade de luz..
A fotoquímica é uma área da Química que estuda os efeitos químicos da luz, ou seja, é o estudo dasreações químicas provocadas pela incidência de radiação eletromagnética. A fotoquímica também estuda as reações químicas produzidas pela emissão de radiação eletromagnética, é a chamada luminescência.
A radiação eletromagnética é um tipo de energia transmitida sob a forma de ondas,
constituída por um componente elétrico e outro magnético. O espectro da radiação eletromagnética engloba: luz visível, raios gama, ondas de rádio, micro-ondas, raios x, ultravioleta e infravermelho.
Figura 1. A radiação eletromagnética
Figura 1. A radiação eletromagnética
Reações químicas desencadeadas pela radiação eletromagnética são denominadas reações fotoquímicas. Existem vários exemplos de reações fotoquímicas:
A fotossíntese é o exemplo mais comum de reação fotoquímica que ocorre naturalmente. A fotossíntese é a reação de conversão do gás carbônico (CO2) em oxigênio (O2) e glicose (C6H12O6), realizada pelas plantas, e que ocorre apenas na presença de luz.
Reação: 6H2O + 6CO2 6O2 + C6H12O6
Luminescência é o nome dado à radiação emitida, produzida por uma reação química ou por excitação eletrônica. o processo de emissão de radiação ocorre devido a transições energéticas sofridas pelos elétrons de determinados átomos.
Quando elétrons dos átomos que compõem um determinado material recebem energia de alguma fonte externa, seja na forma de calor ou de radiação eletromagnética, eles são excitados para níveis energéticos mais altos. Esses elétrons excitados podem voltar para o estado fundamental ou para um outro estado de menor energia, perdendo parte ou toda a energia adicional que foi absorvida. Esse decaimento de energia pode acontecer na forma de emissão de radiação eletromagnética com comprimento de onda da ordem de nanômetros
Fluorescência é a radiação emitida por uma substância enquanto exposta a uma fonte externa de radiação. Quando a fonte de radiação externa é interrompida, a substância para de emitir radiação. Isso porque o fenômeno da fluorescência é muito rápido. Ao receber a radiação externa (UV), os elétrons da substância são excitados para níveis mais energéticos e, ao retornar ao estado fundamental, emitem radiação visível, ou seja, com comprimento de onda maior do que o da radiação incidente.
Figura 2. Representação das transições eletrônicas envolvidas na fluorescência
Fosforescência nesse caso, a substância emite radiação quando exposta a uma fonte externa de radiação e permanece emitindo radiação, mesmo depois que a fonte de radiação externa é retirada, ou seja, materiais fosforescentes brilham no escuro.
Semelhante ao fenômeno da fluorescência, na fosforescência, os elétrons da substância são excitados pela radiação externa para níveis mais energéticos e retornam ao estado fundamental, emitindo radiação visível, porém, mais lentamente. Isso ocorre porque o decaimento ao estado fundamental não acontece diretamente, mas passa por um estado intermediário.
Figura 2. Representação da fosforescência e fluorescência
Quimioluminescência é a luminescência consequente de uma reação química. O exemplo típico desse fenômeno é a identificação de vestígios de sangue com uma substância química chamada luminol, que reage com substâncias presentes no sangue, produzindo luminescência. Esse reagente é muito usado em química forense para identificar presença de sangue, mesmo em quantidades muito pequenas, menores do que a necessária para exames de laboratório.
OBJETIVOS:
Observar a produção de AgCl como precipitado;
Analisar a influência da luz nas reações;
Comparar as diferentes colorações dos reagentes na presença e ausência de luz.
MATERIAIS E REAGENTES:
Tubos de Ensaio;
Pipetas;
Solução de Nitrato de Prata - AgNO3 1M
Solução de Ácido Clorídrico – HCl 1M
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
1. Antes de se iniciar o experimento, numeraram-se dois tubos de ensaio. Foi colocado em cada tubo de ensaio 2mL da Solução de AgNO3;
2. Juntou-se 2mL da Solução de HCl em cada um dos tubos. Em seguida foi observado a formação do precipitado branco de AgCl;
3. O tubo 1 foi guardado dentro de um armário e o tubo 2 ficou exposto ao sol durante uma hora;
4. Os precipitados dos dois tubos foram comparados após uma hora.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO:
Após ter seguido o procedimento do experimento, descrito na parte intitulada Procedimento Experimental, observou-se à formação de um precipitado branco por nome Cloreto de Prata e de Ácido Nitrico, resultante da reação do AgNO3 e HCl, conforme mostra a reação de dupla-troca:
AgNO3 + HCl AgCl (precipitado branco) + HNO3.
Após havermos deixado um dos tubos dentro do armário (escuro) e o outro exposto à claridade das lâmpadas do próprio laboratório para se seguir as reações químicas em dois ambientes distintos, depois de uma hora, comparamos os dois tubos. No tubo que ficou dentro do armário, observou-se a conservação do cloreto de prata. No tubo que ficou exposto a claridade das lâmpadas observou-se a decomposição do cloreto de prata em cloro e prata
Os resultados mencionados são a comprovação de que a luz realmente influência na velocidade das reações.
6. CONCLUSÃO:
Com a realização desta pratica os objetivos traçados de inicio foram alcançados com êxito, pois após serem feitos todos os ensaios com os reagentes, conclui-se que a presença de luz influência na velocidade das reações.
Da mesma maneira que o calor e a eletricidade, a luz (bem como as demais radiações eletromagnéticas) também é uma forma de energia que influi em muitas reações químicas. A luz (ou outra forma de radiação eletromagnética) fornece a energia necessária para as moléculas reagentes ultrapassarem a barreira da energia de ativação.
A teoria da prática foi comprovada no experimento, pois por meio da observação, pôde se constatar que a luz funciona como catalisador acelerando a velocidade das reações químicas.
7. BIBLIOGRAFIA:
BRADY, James E. & HUMISTON, Geraldo, E. 2° ed. Vol. 2, LTC - Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1992.
M. G. NEUMANN; F. H. QUINA. A fotoquímica no Brasil. Quim. Nova, nº 25, 2002, p. 34-38.
MOORE, W.J. Físico-Química, Trad. 4°. ed. Edgard Blücher, São Paulo, 1976.
RUSSELL, JOHN B. Química Geral 2°ed. Ed. Makron Books, São Paulo, 1994.
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC
DEPARTAMENTO DE QUIMICA E BIOLOGIA – QUIBIO
CURSO: QUIMICA LICENCIATURA
DISCIPLINA: CINÉTICA E ELETROQUÍMICA
PROFESSOR: Ms. PERICLES NUNES
EVIDÊNCIAS E FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÔES QUÍMICAS
(INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES I).
CAXIAS-MA
OUT- 2012
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC
DEPARTAMENTO DE QUIMICA E BIOLOGIA – QUIBIO
CURSO: QUIMICA LICENCIATURA
DISCIPLINA: CINÉTICA E ELETROQUÍMICA
PROFESSOR: Ms. PERICLES NUNES
EVIDÊNCIAS E FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÔES QUÍMICAS
(INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES I).
Acadêmico: Noé Nonato dos Santos Filho
CAXIAS-MA
OUT- 2012
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO .................................................................................................. 04
OBJETIVOS .......................................................................................................07
MATERIAIS E REAGENTES ...........................................................................08
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ..............................................................09
RESULTADOS E DISCUSSÃO .........................................................................10
CONCLUSÃO ....................................................................................................13
BIBLIOGRAFIA ................................................................................................14
1. INTRODUÇÃO:
A Cinética Química é o estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que influem nessa velocidade. Destes fatores pode-se destacar a concentração dos reagentes como fator que influência nessa velocidade. O estudo da cinética química e da concentração dos reagentes é muito importante, principalmente para indústrias químicas.
Lei de Guldberg e Waage ou lei da Ação das Massas: "a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, elevadas a potências determinadas experimentalmente". Para reações que ocorrem em apenas uma etapa, as potências normalmente coincidem com os coeficientes dos reagentes, para reações que ocorrem em mais de uma etapa, a velocidade da reação é dada pela etapa mais lenta.
Para a reação: aA + bB cC + dD , onde as letras minúsculas representam os
coeficientes e as maiúsculas, representam as substâncias. A velocidade é dada por:
V = K . [A]a . [B]b
K = constante cinética
a = ordem do reagente A
b = ordem do reagente B
a + b = ordem da reação
[ ] = concentração molar
Como consequência dessa lei, pode ser descrito com dois aspectos: o aspecto do equilíbrio, relacionado à composição de uma mistura em reação em equilíbrio e o aspecto cinético relacionado às equações de taxas para reações elementares.
A Teoria das Colisões diz que para que uma reação ocorra, a colisão entre as partículas das substâncias reagentes deve acontecer através de uma orientação adequada e com uma energia maior que a energia mínima necessária para a ocorrência da reação.Essa energia mínima que deve ser fornecida aos reagentes é denominada Energia de Ativação (Ea). Sem atingi-la, a reação não ocorre.
Quando colocamos duas substâncias em contato, suas partículas começam a colidir umas com as outras. Nem todas as colisões são eficazes, isto é, nem todas dão origem a novos produtos. No entanto, as colisões que rompem as ligações formadas e formam novas ligações, são denominadas colisões eficazes ou efetivas.
Essas colisões ocorrem de forma adequada: seu choque é frontal geometricamente e bem orientado. Observe abaixo como isso ocorre:
No choque efetivo as moléculas absorvem a quantidade de energia mínima necessária (energia de ativação) para a formação do complexo ativado, ou seja, um estado intermediário (estado de transição) entre os reagentes e os produtos. Nessa estrutura, as ligações dos reagentes estão enfraquecidas e as dos produtos estão sendo formadas.
Observe uma reação genérica que mostra essa formação do complexo ativado abaixo:
AB + XY AX + YB
Note que quando ocorre o choque efetivo, forma-se momentaneamente o complexo ativado, no qual as ligações entre os átomos AB e XY estão se rompendo e as ligações que unirão os átomos nas moléculas AX e YB estão se formando.
Observe no diagrama que se não for atingida a energia de ativação, não é possível formar o complexo ativado, pois ela serve como uma barreira energética a ser ultrapassada para que a reação química ocorra.
Para reações exotérmicas (reações que liberam energia - H < 0) e endotérmicas (reações que absorvem energia - H > 0), temos os diagramas:
Assim, a teoria das colisões explica satisfatoriamente a rapidez com que ocorrem as reações, pois:
Para que uma reação se efetive é necessário que ocorram choques ou colisões eficazes entre os átomos dos reagentes. Assim, quando aumentamos a sua concentração haverá uma maior quantidade de moléculas presentes no sistema em um mesmo espaço, o que acarretará em aumento nas suas colisões em um mesmo intervalo de tempo e, consequentemente, uma maior probabilidade de ocorrerem choques efetivos ou eficazes.
Isso pode ser visualizado na figura abaixo, onde se comparando o primeiro sistema com o segundo é possível constatar que o aumento da concentração dos reagentes faz com que haja mais moléculas e mais colisões, aumentando a rapidez da reação.
Dessa forma, resumidamente, temos:
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.
2. OBJETIVOS:
Observar a influência da concentração na velocidade das reações;
Verificar o tempo que cada uma das reações leva para se completarem;
Verificar o estudo da Lei da ação das massas (lei de Guldberg e Waage).
3. MATERIAIS E REAGENTES:
Tubos de Ensaio;
Pipetas;
Carbonato de Cálcio – CaCO3 ( ou pedacinhos de mármore);
Solução de HCl 0,1M
Solução de HCl 1M
Solução de HCl 6M
Solução de CH3COOH 1M
Solução de CH3COOH 6M
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
1. Numerou-se 5 tubos de ensaio e em cada tubo foi colocado uma pequena porção de CaCO3. Em seguida, foi acrescentado a cada um deles os seguintes reagentes:
No tubo 1- 5mL de solução 0,1M de HCl
No tubo 2- 5mL de solução 1M de HCl
No tubo 3- 5mL de solução 6M de HCl
No tubo 4- 5mL de solução 1M de CH3COOH
No tubo 5- 5mL de solução 6M de CH3COOH
2. Verificou-se o tempo decorrido para que cada uma das reações se complete;
3. Foram feitas as estimativas da velocidade de reação ocorrida em cada tubo de ensaio.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO:
Depois desse procedimento, foi realizado o seguinte esquema da tabela:
Tabela 1
Tabela 1
CaCO3 (tempo de 5min ou inferior.)
Solução
MARMORE (tempo 5 minutos ou superior)
Efervescência durante 5 min.
Formou precipitado branco
Tubo 1-5 mL de solução 0,1 M de HCl
Não dissolveu o precipitado. Tempo superior de efervescência maior que 5min.
Não dissolveu completamente.
Tubo 2-5 mL de solução 1 M DE HCl
Efervescência com o tempo superior de efervescência maior que 5min.
10seg. de efervescência
Tubo 3-5 ml de solução 6m de HCl
Efervescência, com o tempo superior a 5min. O precipitado foi dissolvido.
1min.45seg .de efervescência
Tubo 4-5 mL de solução 1M de CH3COOH.
Formação de um precipitado branco. Tempo superior a 5min.
Grande efervescência
Superior a 5 min.
Tubo 5- 5mL de solução 6M de CH3COOH.
Formação de precipitado branco. Tempo superior de efervescência maior que 5min.
Durante a analise do experimento pode-se constatar para o tubo 1que continha 5 ml de solução 0,1 M de HCl que ao reagir com CaCO3 resultou na formação precipitado branco,com 5 minutos de efervescência ,o mesmo não ocorreu para o mármore que com 5 minutos não foi dissolvido completamente . Reação de dupla troca do CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2CO3 (CO2 + H2O).
Para o tudo 2 o qual continha 5 mL de solução 1M de HCl ao reagir com CaCO3,não houve uma completa dissolução durante 5 minutos .O mesmo fato ocorreu com o mármore que apresentou apenas efervescência durante este mesmo tempo.
Observou-se para o Tubo 3 o qual continha 5 ml de solução 6m de HCl,que o CaCO3 apresentou efervescência apenas por 10 segundos,reação rápida ao contrario do mármore que ultrapassou 5 minutos de efervescência.
Para o tubo 4 que continha 5 mL de solução 1M de CH3COOH ,apresentou 1:45 segundos de efervescência para o CaCO3 e para o mármore mais de 5 minutos ,resultando num precipitado branco.
Fato diferente ocorreu no tubo 5 que continha 5mL de solução 6M de CH3COOH.para o CaCO3 houve grande efervescência por mais de 5 minutos e para o mármore houve formação de precipitado branco após 5 minutos de efervescência.
Os resultados das velocidades da reação do CaCO3 + HCl, se encontra na tabela abaixo:
Tabela.2
Tubos
Concentração HCl (Mol/l)
Tempo da reação (s)
Velocidade da Reação (Mol/s)
1
0,1
300
0,00033
2
1
180
0,0055
3
6
10
0,6
Graficamente:
A velocidade para a reação do CaCO3 + CH3COOH 1M foi de 0,0095 mol\s.
6. CONCLUSÃO:
Conforme os resultados e discussões obtidas na prática experimental 3: A Influência da Concentração na Velocidade das Reações, pode se observar que na medida em que se aumenta a concentração dos reagentes a velocidade da reação aumenta, diminuindo assim o tempo de reação.
Fica comprovado assim, que a concentração além de ser um dos principais fatores para se saber a velocidade de uma reação química, influencia diretamente na velocidade das mesmas, sendo de grande importância para a industria química nos seus processos de prospecção e produção, proporcionando saber qual a velocidade que um determinado produto x é consumido em um processo industrial.
7. BIBLIOGRAFIA:
ATKINS, P.W. Físico-Química, Vol. 3, LTC - Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1999.
RUSSELL, JOHN B. Química Geral 2°ed. Ed. Makron Books, São Paulo, 1994.
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC
DEPARTAMENTO DE QUIMICA E BIOLOGIA – QUIBIO
CURSO: QUIMICA LICENCIATURA
DISCIPLINA: CINÉTICA E ELETROQUÍMICA
PROFESSOR: Ms. PERICLES NUNES
EVIDÊNCIAS E FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÔES QUÍMICAS
(INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES II).
CAXIAS-MA
OUT- 2012
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC
DEPARTAMENTO DE QUIMICA E BIOLOGIA – QUIBIO
CURSO: QUIMICA LICENCIATURA
DISCIPLINA: CINÉTICA E ELETROQUÍMICA
PROFESSOR: Ms. PERICLES NUNES
EVIDÊNCIAS E FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÔES QUÍMICAS
(INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES II).
Acadêmico: Noé Nonato dos Santos Filho
CAXIAS-MA
OUT- 2012
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO .................................................................................................. 04
OBJETIVOS .......................................................................................................07
MATERIAIS E REAGENTES ...........................................................................08
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ..............................................................09
RESULTADOS E DISCUSSÃO .........................................................................10
CONCLUSÃO ....................................................................................................13
BIBLIOGRAFIA ................................................................................................14
INTRODUÇÃO:
Como se sabe o trabalho num laboratório só é efetivo quando realizado conscienciosamente e com compreensão da sua teoria. Tendo em vista, essa informação, a prática experimental a ser abordada nesse trabalho tem como finalidade de mostrar que a concentração interfere na velocidade de uma reação química.
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.
Segundo o autor Atkins, (2003) o enunciado da lei de Guldberg e Waage esclarece que a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, elevadas a potências determinadas experimentalmente.
Matematicamente tem-se:
A + bB cC + dD
Estabelece que:
V= K [A] a [B]b
Onde:
K = constante cinética
a = ordem do reagente A
b = ordem do reagente B
[ ] = concentração molar
Como consequência dessa lei, pode ser descrito com dois aspectos: o aspecto do equilíbrio, relacionado à composição de uma mistura em reação em equilíbrio e o aspecto cinético relacionado às equações de taxas para reações elementares.
Ambos os aspectos advém da pesquisa por Guldberg e Waage (1864-1879) na qual constante de equilíbrio foram derivadas pelo uso de dados cinéticos e a equação de taxa a qual eles tinham proposto (RUSSELL, 1994).
Em conformidade com o autor Atkins, (2003) para que haja reação é preciso que ocorra colisão entre as moléculas dos reagentes. Portanto, requer uma quantidade de energia necessária. Quando há colisões entre partículas que não possuem esse mínimo de energia, estes se tornam inúteis. Já quando as colisões ocorrem entre partículas que possuem pelo menos esse mínimo ou mais de energia, tais colisões são eficientes e a reação tem condição de acontecer.
OBJETIVOS:
Observar a influência da concentração na velocidade das reações;
Verificar o tempo que cada uma das reações leva para se completarem;
Verificar o estudo da Lei da ação das massas (lei de Guldberg e Waage).
MATERIAIS E REAGENTES:
Tubos de Ensaio;
Cronômetro ou relógio com marcador de segundos;
Etiquetas;
Solução de Ácido Sulfúrico – H2SO4 0,3M
Solução de Tiossulfato de Sódio – Na2S2O3 0,3M
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
Antes de se iniciar o experimento, numeraram-se quatro tubos de ensaio limpos e secos;
No tubo 1, colocou-se 6mL de solução de Na2S2O3, e em seguida foram adicionados 4mL da solução de H2SO4, sendo o cronômetro acionado imediatamente após esses procedimentos;
Observou-se atentamente o tubo de ensaio, e assim que começou aparecer uma turvação, o cronômetro foi parado. O tempo decorrido para este procedimento foi anotado;
O conteúdo do tubo 1 foi jogado fora, sendo que o mesmo tubo foi lavado imediatamente para evitar que ele ficasse marcado;
No tubo 2, foram colocados 4mL da solução de Na2S2O3, em seguida a esta solução foram adicionados 2mL de H2O e 4mL da solução de H2SO4. Sendo o cronômetro acionado imediatamente após esses procedimentos; Repetiu-se os procedimentos dos itens 3 e 4;
No tubo 3, colocou-se 3mL da solução de Na2S2O3 , em seguida a esta solução foram adicionados 3mL de H2O e 4mL da solução de H2SO4. . Sendo o cronômetro acionado imediatamente após esses procedimentos; Repetiu-se os procedimentos dos itens 3 e 4;
No tubo 4, colocou-se 2mL de solução de Na2S2O3, e em seguida foram adicionados 4ml de H2O e 4mL da solução de H2SO4. Sendo o cronômetro acionado imediatamente após esses procedimentos; Repetiu-se os procedimentos dos itens 3 e 4;
RESULTADOS E DISCUSSÃO:
Depois desse procedimento, foi realizado o seguinte esquema da tabela:
Tabela.1
Tubo
Volume em mL
Molaridade da mistura
V 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)
Velocidade
v=C/ t (mol/s)
Na2S2O3
H2O
TOTAL
1
6
0
6
6 x 0,3 = 6 x M'
M'= 0,30
n= 0.006x0,30
n= 18 x 10-4
0,3 mol/L
14,22
21,1x10-3
2
4
2
6
4 x 0,3 = 6 x M'
M'= 0,20
n= 0006x 0,20
n= 12 x 10-4
0,2 mol/L
15s
13,3x10-3
3
3
3
6
3 x 0,3 = 6 x M'
M'= 0,15
n= 0006x 0,15
n= 9 x 10-4
0,15 mol/L
32s
4,7 x10-3
4
2
4
6
2 x 0,3 = 6 x M'
M'= 0,10
n= 0,006x 0,10
n= 6 x 10-4
0,1 mol/L
40,54
,2,5x10-3
Ao colocar 6 mL de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) a 0,3 M no tubo 1, da qual continha 4 mL o ácido sulfúrico (H2SO4) sem a presença de água, percebe-se que o tempo da reação demorou 14s22c..No tubo de ensaio 2 foi adicionado 4 mL tiossulfato de sódio (Na2S2O3) e 2 mL de água destilada e marcando o tempo no cronômetro que foi de 15 segundos.
Haja visto que, nos tubos 3 e 4, o tempo necessário para que acontece-se a reação foram respectivamente de 32 e 40,54 segundos.
A partir dos resultados obtidos fica comprovado que 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.
Nota-se também que, no momento que se colocou o 6 mL de tiossulfato de sódio em 4 mL de ácido sulfurico ambos a 0,3 M, percebe-se que o tempo necessário para que a reacão acontecesse foi menor com relação aos demais tubos de ensaios. Conforme mostra a reação abaixo:
Na2S2O3 + H2SO4 NA2SO4 + H2O + SO2 + S
E que para cada tubo de ensaio aconteceu uma reação, da qual se diferencia das outras com relação ao tempo de cada uma e a quantidade de números de mols de Na2S2O4 que reagiram.
Esses resultados podem serem expresso no gráfico abaixo:
Linear (Concentração N2S2O3)Concentração do N2S2O3
Linear (Concentração N2S2O3)
Concentração do N2S2O3
Mantendo fixa a concentração de ácido e adicionando água a solução de tiossulfato de sódio, constata-se que, com a diminuição da concentração de um dos reagentes influi no tempo da reação, isto é, na velocidade de reação.
Pode ser também analisada a formação do enxofre (S) conforme a reação já explanada acima. O enxofre sendo insolúvel em água provoca uma turvação que permite ver quando a reação é formada. Sendo possível medir o tempo da reação.
CONCLUSÃO:
Conforme os resultados e discussões obtidas na prática experimental: A Influência da Concentração na Velocidade das Reações. Conclui-se que a velocidade (V) de uma reação deve ser entendida como a mudança da concentração ([A]) de um reagente ou produto, dividido pelo intervalo de tempo (t) no qual a mudança ocorre, ou seja, V=d[A] /dt.
A partir desse fato, podemos concluir que a velocidade de uma reação depende também da concentração dos reagentes, pois ela está relacionada com o número de choques entre as moléculas. Vamos aplicar esse conceito a uma reação genérica:
1A + 1B 1AB
O número de choques e, conseqüentemente, a velocidade irão depender das concentrações de A e B. Isso demonstra que o número de colisões e, conseqüentemente, a velocidade da reação são proporcionais ao produto das concentrações. 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.
Em outras palavras, a velocidade de uma reação química é o aumento ou decréscimo concentração molar do produto por unidade de tempo. E geralmente quanto mais concentrado um reagente mais rápido é a sua velocidade. Conforme diz o enunciado da lei de Guldberg e Waage que se tornaram os pioneiros no desenvolvimento da cinética química pela formulação da lei de ação das massas, a qual estabelece que a velocidade de reação é proporcional a quantidade de substâncias reagentes.
BIBLIOGRAFIA:
ATKINS, P.W. Físico-Química, Vol. 3, LTC - Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1999.
RUSSELL, JOHN B. Química Geral 2°ed. Ed. Makron Books, São Paulo, 1994.
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC
DEPARTAMENTO DE QUIMICA E BIOLOGIA – QUIBIO
CURSO: QUIMICA LICENCIATURA
DISCIPLINA: CINÉTICA E ELETROQUÍMICA
PROFESSOR: Ms. PERICLES NUNES
EVIDÊNCIAS E FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÔES QUÍMICAS
(INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES).
CAXIAS-MA
OUT- 2012
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC
DEPARTAMENTO DE QUIMICA E BIOLOGIA – QUIBIO
CURSO: QUIMICA LICENCIATURA
DISCIPLINA: CINÉTICA E ELETROQUÍMICA
PROFESSOR: Ms. PERICLES NUNES
EVIDÊNCIAS E FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÔES QUÍMICAS
(INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES).
Acadêmico: Noé Nonato dos Santos Filho
CAXIAS-MA
OUT- 2012
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO .................................................................................................. 04
OBJETIVOS .......................................................................................................07
MATERIAIS E REAGENTES ...........................................................................08
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ..............................................................09
RESULTADOS E DISCUSSÃO .........................................................................10
CONCLUSÃO ....................................................................................................13
BIBLIOGRAFIA ................................................................................................14
INTRODUÇÃO:
A cinética química ocupa-se fundamentalmente com a velocidade com que ocorrem os processos químicos e, por isto, a variável tempo ocupa um papel central. O estudo da cinética das reações químicas tem por objetivo a correlação matemática de dados experimentais, visando estabelecer hipóteses sobre os fatores determinantes da velocidade de uma reação e elucidar os mecanismos de reação envolvidos (NETZ & ORTEGA, 2002).
Já se tratando do efeito da temperatura no nosso cotidiano, tem-se como exemplo os alimentos na geladeira, 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 pelas baixas temperaturas.
Segundo Russell (1980), a temperatura afeta na velocidade das reações. Com a elevação da temperatura, ocorre um aumento na energia cinética média das moléculas, há alteração na distribuição dessa energia. Dessa maneira, aumenta a quantidade de moléculas com energia suficiente para reagir e, conseqüentemente, há aumento na velocidade da reação.
A temperatura é uma grandeza física que mensura a energia cinética média de cada grau de liberdade de cada uma das partículas de um sistema em equilíbrio térmico. BRADY et al.,(1986). Esta definição é análoga a afirmar-se que a temperatura mensura a energia cinética média por grau de liberdade de cada partícula do sistema uma vez consideradas todas as partículas de um sistema em equilíbrio térmico em um certo instante. A rigor, a temperatura é definida apenas para sistemas em equilíbrio térmico.
Haja vista que, nesse trabalho será enfatizado mais sobre o estudo da influência da temperatura na velocidade das reações. Pois, o aumento da temperatutura dos reagentes promove o aumento da energia cinética média das moléculas em um sistema e consequentemente o número de colisões efetivas entre elas.
Segundo o autor Atkins, (2003) o enunciado da lei da cinética diz que é a quantidade de trabalho que teve que ser realizado sobre um objeto para modificar a sua velocidade. Para um objeto de massa (m) a uma velocidade (v) a sua energia cinética, em um instante de tempo, é calculada como:
Como conseqüência dessa fórmula, pode ser descrito que a energia cinética aumenta com o quadrado da velocidade. A energia cinética é a energia que o sistema possui em virtude do movimento das partículas que constituem o sistema, em relação ao referencial adotado. (RUSSELL,1994). Assim, podemos generalizar dizendo que é a energia que temos quando um determinado corpo está em movimento. Um outro ponto importante, é que o aumento dessa energia cinética, aumentará a velocidade da reacão.
A velocidade de uma reação depende da temperatura em que ela ocorre. À medida que a temperatura aumenta, as moléculas movem-se mais rápido e portanto colidem mais frequentemente. As moléculas também transportam mais energia cinética. Assim, a proporção de colisões que podem superar a energia de ativação da reação aumenta com a temperatura.
A única maneira de explicar a relação entre temperatura e a velocidade de uma reação é supor que a constante de velocidade depende da temperatura em que a reação ocorre. In 1889, Svante Arrhenius mostrou que a relação entre a temperatura e a constante de velocidade de uma reação obedece a seguinte equação.
Nesta equação, k é a constante de velocidade da reação, Z é uma constante de proporcionalidade que varia de uma reação para a outra, Ea é a energia de ativação da reação, R é a constante de gás ideal em Joules por mol Kelvin, e T é a temperatura em Kelvin.
A equação de Arrhenius pode ser usada para determinar a energia de ativação de uma reação. Começamos tomando o logaritmo natural de ambos os lados da equação.
Então rearranjamos esta equação para ajusta-la à equação de uma linha reta.
y = mx + b
De acordo com esta equação, um gráfico do ln k versus 1/T deve produzir uma linha reta com uma inclinação de - Ea/R, conforme ilustra a figura abaixo.
OBJETIVOS:
Observar a influência da concentração na velocidade das reações;
Verificar o tempo que cada uma das reações leva para se completarem;
Verificar o estudo da energia cinética.
3. MATERIAIS E REAGENTES:
Tubos de Ensaio;
Pipetas;
Béquer de 500mL;
Termômetro;
Cronômetro;
Etiquetas;
Bico de Bulsen;
Tripé;
Tela de Amianto;
Solução de Ácido Sulfúrico – H2SO4 0,05M
Solução de Tiossulfato de Sódio – Na2S2O3 0,05M
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
1. Antes de se iniciar o experimento, numerou-se 8 tubos de ensaio desse modo: 1,2,3,4 e 1A, 2A, 3A, 4A;
2. Em um béquer de 500mL foi colocado água até metade do seu volume (250mL);
3. Adicionou-se 4mL de solução de H2SO4 a cada um dos primeiros 4 tubos de ensaio;
4. Aos tubos 1A, 2A, 3A, 4A foram adicionados 4mL de solução de Na2S2O3;
5. Posteriormente os tubos 1 e 1A, foram colocados em "banho-maria". Em seguida foi colocado um termômetro para medir a temperatura do sistema, conforme a figura abaixo:
Fig.1 Esquema de montagem
Fig.1 Esquema de montagem
6. Esperou-se cerca de 2 minutos até que a temperatura dos tubos se igualasse à temperatura da água do béquer;
7. O tubo 1A ficou mantido imerso na água do béquer, e o conteúdo do tubo 1 lhe foi adicionado. Após a realização desta etapa do procedimento um cronômetro foi adicionado imediatamente;
8. Observou-se atentamente o tubo 1A (que estava em "banho-maria"), para assim que aparecesse uma turvação, o cronômetro fosse parado;
9. A temperatura do sistema em questão foi anotada juntamente com o tempo da reação;
10. O conteúdo do tubo 1A foi jogado fora e lavou-se imediatamente o tubo para evitar que o mesmo ficasse manchado;
11. A água do béquer foi aquecida a 30ºC acima da temperatura observada anteriormente e colocou-se no mesmo os tubos 4 e 4A e o termômetro;
12. Esperou-se cerca de 2 minutos até que a temperatura dos tubos se igualasse à temperatura da água do béquer. O tubo 4A foi mantido dentro da água quente, e adicionou-se a ele o conteúdo do tubo 4 e acionou-se o cronômetro;
13. Os itens 8,9 e 10 foram repitidos para o tubo 4A;
14. Cuidadosamente resfriou-se a água do béquer para aproximadamente 10ºC abaixo da temperatura do item 12;
15. Posteriormente os tubos 3 e 3A foram colocados no béquer juntamente com o termômetro;
16. Os itens 6,7, 8,9 e 10 foram repitidos para o tubos 3 e 3A;
17. Com uma temperatura de aproximadamente 10ºC abaixo da temperatura do experimento feito com os tubos 3 e 3A, procedeu-se todos os itens necessários usando agora os tubos 2 e 2A.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO:
Podemos com essa prática verificar que a velocidade varia com a temperatura conforme a ser visto no experimento. No processo de preparação das soluções, foi calculada a quantidade de massa necessária de tiossulfato de sódio e ácido sulfúrico. Já preparadas às soluções foi feita à prática experimental.
Tabela 1. Ao colocar o conteúdo do tubo 1 com o tubo 1 A, sob a montagem feita com o bico de bunsen, verificou que a temperatura, para que a reação acontecesse foi de 40 °C. Já no tubo 2 com o conteúdo do tubo de 2A constatou-se uma temperatura de 50 °C.Para os demais tubos, é possível averiguar na tabela abaixo.
Tabela 1.
Tubos
Δn =n° de mols de Na2S2O3
VM= 0,004 x 0,005
Temperatura
em ºC
Tempo da reação em segundos
Velocidade da Reação (Mol/s)
1 e 1A
2 x10-4
40 ° C
96 s
0,00026
2 e 2A
2 x10-4
50 °C
34s
0,00073
3 e 3A
2 x10-4
60 °C
24s
0,0010
4 e 4A
2 x10-4
70 °C
10s
0,0025
Graficamente:
Após serem feita esse procedimento, foi jogado fora os conteúdos, a fim de evitar que os tubos ficassem manchados.
Haja vista que, nos tubos 3 e 4, o tempo necessário para que acontece-se a reação foram os menores, respectivamente 24 e 10 segundos. Da qual estes últimos tubos, foram adicionados água fria no béquer de 500 mL e agitou-se, para que resfriasse aos poucos para aproximadamente 10° C. A partir dos resultados obtidos fica comprovado que o aumento da temperatura dos reagentes promove o aumento do número da energia cinética média das moléculas em um sistema e consequentemente o número de colisões efetivas entre elas.
Verifica-se também que, quanto maior a temperatura, maior será a velocidade da reação, para reações endotérmicas.A influência da temperatura na velocidade de uma transformação química pode ser analisada observando o comportamento das moléculas reagentes. Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das moléculas, ou seja, aumentar a velocidade das moléculas. No momento em que adicionou o ácido sulfúrico ao tiossulfato de sódio, deu origem aos sequintes produtos conforme mostra a reação abaixo:
Na2S2O4 + H2SO4 NA2SO4 + H2O + SO2 + S
Pode-se verificar que nesta reação forma enxofre (S), sendo insolúvel na água, fator este que foi responsável por provocar a turvação, que permite ser observada e medida seu tempo de duração na reação.
As partículas contidas nas soluções estão em constante movimento. Por isso, essas partículas dispõem de uma energia cinética (E), que depende da massa (m) e de sua velocidade (V).E no momento que aquecermos a solução, estamos fornecendo energia as partículas que a constituem. Que expressando matematicamente tem-se:
Com a velocidade maior, o tempo que as moléculas reagentes levam para encontrar e reagir diminui. Desse modo aumenta a velocidade da reação.
CONCLUSÃO:
Conforme os resultados e discussões obtidas na prática experimental: A Influência da Temperatura na Velocidade das Reações. Conclui-se que a velocidade (V) de uma reação deve ser entendida com o aumento ou decréscimo da mudança de temperatura.
Logo se pode concluir que um aumento na temperatura provoca um aumento na energia cinética média das moléculas e, com isso, um aumento no número de colisões, o que irá acarretar aumento da velocidade da reação. Em um sistema, nem todas as moléculas apresentam a mesma energia cinética e somente uma fração delas.
A partir desse fato, podemos chegar a uma situação de que primeiro, a temperatura é uma medida do grau de agitação molecular. Se você aumenta a temperatura aumenta-se a agitação molecular, aumentando o número de colisões entre os reagentes, o que propiciará o aumento da probabilidade de ser ter uma colisão geometricamente favorável.
A diminuição da temperatura é válida no sentido de diminuir a agitação molecular. Segundo: aumentando-se a agitação molecular aumenta-se a velocidade média o que propicia um maior número de moléculas com energia superior a energia de ativação.
Para um choque ser efetivo é necessário que haja uma "geometria de colisão" e que as moléculas ao colidirem tenham energia suficiente para formar um complexo ativado, ou seja, é o estado intermediário onde as ligações iniciais se enfraquecem e as novas ligações começam a se formar, sua existência é curta, sua energia é evidentemente maior que a dos reagentes, é o estado de energia que exprime o momento da colisão.
7. BIBLIOGRAFIA:
ATKINS, P.W. Físico-Química, Vol. 3, LTC - Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1999.
BRADY, James E. & HUMISTON, Geraldo, E. 2° ed. Vol. 2, LTC - Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1992.
MOORE, W.J. Físico-Química, Trad. 4°. ed. Edgard Blücher, São Paulo, 1976.
NETZ, P. A. Fundamentos de físico-química: uma abordagem conceitual para as ciências farmacêuticas. Porto Alegre: ARTMED, 2002.
RUSSELL, JOHN B. Química Geral 2°ed. Ed. Makron Books, São Paulo, 1994.
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC
DEPARTAMENTO DE QUIMICA E BIOLOGIA – QUIBIO
CURSO: QUIMICA LICENCIATURA
DISCIPLINA: CINÉTICA E ELETROQUÍMICA
PROFESSOR: Ms. PERICLES NUNES
EVIDÊNCIAS E FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÔES QUÍMICAS
(CATALISE e PTIALINA)
CAXIAS-MA
OUT- 2012
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC
DEPARTAMENTO DE QUIMICA E BIOLOGIA – QUIBIO
CURSO: QUIMICA LICENCIATURA
DISCIPLINA: CINÉTICA E ELETROQUÍMICA
PROFESSOR: Ms. PERICLES NUNES
EVIDÊNCIAS E FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÔES QUÍMICAS
(CATALISE e PTIALINA)
Acadêmico: Noé Nonato dos Santos Filho
CAXIAS-MA
OUT-2012
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO .................................................................................................. 04
OBJETIVOS .......................................................................................................07
MATERIAIS E REAGENTES ...........................................................................08
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ..............................................................09
RESULTADOS E DISCUSSÃO .........................................................................10
CONCLUSÃO ....................................................................................................13
BIBLIOGRAFIA ................................................................................................14
INTRODUÇÃO:
Catalisador é a substância que aumenta a velocidade de uma reação, sem sofrer qualquer transformação em sua estrutura. O aumento da velocidade é conhecido como catálise. O catalisador acelera a velocidade, alterando o mecanismo da reação, o que provoca a formação de um complexo ativado de energia mais baixa. São características dos catalisadores:
O catalisador não fornece energia à reação;
b) o catalisador participa da reação formando um complexo ativado de menor energia:
c) o catalisador não altera o H da reação;
d) o catalisador pode participar das etapas da reação, mas não é consumido pela mesma.
O inibidor é uma substância que diminui a velocidade das reações, por formar um complexo ativado de alta energia de ativação. Contudo, o inibidor é consumido pela reação.
As reações envolvendo catalisadores podem ser de 2 tipos:
catálise homogênea: catalisador e reagentes no mesmo estado físico;
catálise heterogênea: catalisador e reagentes em estados físicos diferentes.
Exemplos
Catálise homogênea
Catálise heterogênea
Existem casos de autocatálise, no qual o catalisador é um dos produtos da própria reação. Estas reações iniciam lentamente e à medida que o catalisador vai se formando, a velocidade da reação vai aumentando. Encontramos substâncias que atuam no catalisador, aumentando sua atividade catalítica: são chamadas de ativadores de catalisador ou promotores. Outras diminuem ou mesmo destroem a ação do catalisador: são chamadas venenos de catalisador.
Soluções aquosas de peróxido de hidrogênio são estáveis até que adicionemos uma pequena quantidade do íon I-, um pedaço de platina, umas poucas gotas de sangue, ou uma fatia recém cortada de nabo, onde o peróxido de hidrogênio rapidamente decompõe-se .
2 H2O2(aq) 2 H2O(aq) + O2(g)
Esta reação, portanto fornece a base para o entendimento do efeito de um catalisador na velocidade de uma reação química. Quatro critérios devem ser satisfeitos para que algo seja classificado como um catalisador.
Catalisadores aumentam a velocidade de reação;
Catalisadores não são consumidos pela reação;
Uma pequena quantidade de catalisador deve ser capaz de alterar a taxa de reação para uma grande quantidade de reagente;
Catalisadores não mudam a constante de equilíbrio da reação.
O primeiro critério fornece a base para definir um catalisador como algo que aumenta a velocidade de reação. O segundo reflete o fato de que algo que seja consumido na reação é um reagente, não um catalisador. O terceiro critério é uma consequência do segundo; uma vez que os catalisadores não são consumidos na reação, eles podem catalisar a reação sempre mais uma vez. O quarto critério resulta do fato de que os catalisadores aceleram taxas de reações direta e inversa igualmente, de modo que a constante de equilíbrio da reação permanece a mesma.
Os catalisadores aumentam as taxas de reação fornecendo um novo mecanismo que tem uma energia de ativação menor, conforme mostrado na figura abaixo. Uma proporção maior de colisões que ocorrem entre reagentes agora tem energia suficiente para superar a energia de ativação. Como resultado, a velocidade da reação aumenta.
Para ilustrar como um catalisador pode diminuir a energia de ativação de uma reação fornecendo outro caminho para a reação, examinemos o mecanismo de decomposição do peróxido de hidrogênio catalisado pelo íon I-. Na presença deste íon, a decomposição do H2O2 não tem que ocorrer em um único passo. Ele pode ocorrer em dois passos, ambos mais fáceis e, portanto mais rápidos. No primeiro passo o íon I- é oxidado pelo H2O2 formando o íon hipoiodeto, OI-.
H2O2(aq) + I-(aq) H2O(aq) + OI-(aq)
No segundo passo, o íon OI- é reduzido a I- pelo H2O2.
OI-(aq) + H2O2(aq) H2O(aq) + O2(g) + I-(aq)
Uma vez que não há mudança global na concentração do íon I- como resultado destas reações, o íon I- satisfaz o critério para ser considerado um catalisador. Como o H2O2 e o I- estão ambos envolvidos no primeiro passo desta reação, e o primeiro passo é o passo limitante da velocidade, a velocidade global da reação é de primeira ordem em ambos os reagentes
2. OBJETIVOS:
Observar a ocorrências de reações Químicas;
Verificar a atuação dos catalisadores nas reações químicas.
3. MATERIAIS E REAGENTES:
batata media
colheres de chá de 2,5 ml
colheres de sopa de 10 ml
copos de vidro
Faca
Geladeira
Liquidificador
Amaizena
Panela pequena
Peneira fina
Água oxigenada (volume 10) 20 ml
Sulfato de sodio
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
1. Cortou-se a batata em pedaços pequenos e bateu-se no liquidificador com 250 ml de água (1 copo médio) ate triturar bem.peneirou-se o material resultante e guardou-se o liquido em um copo (solução da batata);
2. Colocou-se 20 ml de água oxigenada em um copo e adicionou-se 40 ml de água (solução de peróxido);
3. Colocou-se 1 colher de chá de sulfato de cobre em um copo e acrescentou-se 10 ml de água.agitou-se ate dissolver todo o material solido (solução de sulfato de cobre);
4.Colocou-se 5 ml de solução de peróxido em um copo e adicionou-se 2,5 ml da solução de batata.Agitou-se durante 10 minutos e observou-se a formação de espuma;
5.Colocou-se 5 ml da solução de peróxido em um copo e adicionou-se 2,5 ml de sulfato de cobre.Agitou-se bem e a seguir acrescentou-se 2,5 ml de solução de batata.Agitou-se durante 10 minutos e não houve a formação de espuma.
6.Colocou-se 5 ml d e solução de peróxido em um copo e 2,5 ml da solução de batata em outro copo.Posteriormente deixou-se os dois copos no congelador por 20 minutos e então adicionou-se a solução de batata no mesmo copo que continha peróxido. Agitou-se e manteve o copo no congelador por 10 minutos. Não houve formação de espuma
5.Colocou-se 2 colheres de chá de amaizena em um copo e acrescentou 30 ml de água. Agitou-se bem para uniformizar e então colocou-se na panela. Levou-se ao fogo e mexeu-se ate formar um creme consistente. Deixou-se esfriar .colocou-se metade do creme em um copo e metade no outro.Acrescentou-se saliva (20 ml ) em um dos copos contendo o creme.misturou-se bem durante 20 min.A mistura que continha saliva ficou bem mais diluído que o outro copo.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO:
Durante a realização da pratica observou-se que ao colocar 5 ml de solução de peróxido em um copo e adicionar 2,5 ml da solução de batata e agitar por 10 minutos ,houve a formação de espuma.
Quando colocou-se 5 ml da solução de peróxido em um copo e adicionou-se 2,5 ml de sulfato de cobre e agitou-se bem e a seguir acrescentou-se 2,5 ml de solução de batata,agitando por 10 minutos , não houve a formação de espuma como no caso anterior,pois o sulfato de cobre agiu como inibidor na reação.
Quando colocou-se 5 ml d e solução de peróxido em um copo e 2,5 ml da solução de batata em outro copo e deixou-se os dois copos no congelador por 20 minutos e então colocou-se a solução de batata no mesmo copo que continha peróxido.Agitou-se e manteve o copo no congelador por mais 10 minutos ,observou-se a não formação de espuma,pois,a baixa temperatura diminuiu a velocidade de atuação da enzima.
No procedimento onde colocou-se 2 colheres de chá de amaizena em um copo e acrescentou 30 ml de agua. Agitou-se bem para homogeneizar e então colocou-se na panela. Levou-se ao fogo e mexeu-se ate formar um creme consistente. Deixou-se esfriar e posteriormente foi colocado metade do creme em um copo e metade no outro.acrescentou-se saliva (20 ml ) em um dos copos contendo o creme.misturou-se bem durante 20 minutos. Observou-se que a mistura que continha saliva ficou bem mais diluído que o outro copo.
6. CONCLUSÃO:
Com base nos resultados determinados experimentalmente, pode se constatar que os catalisadores influenciam na velocidade das reações químicas aumentando sua velocidade de reação e diminuindo sua energia de ativação. Pode-se comprovar também na prática que o Sulfato de Sódio agindo como inibidor diminuiu a velocidade de reação. E que qualquer que seja o mecanismo da catálise, a ação do catalisador sempre é criar para a reação um novo caminho com energia de ativação menor.
Questionário
Nos ensaios feitos no experimento 1 que tipo de evidências demonstraram a ocorrência da reação química?
Resposta: As evidências que demostraram a ocorrência da reação química foi o aumento de temperatura nos ensaios e as variações de coloração conforme o meio se básico se ácido.
Selecione os ensaios nos quais você notou uma variação de temperatura nos sistemas ao passarem do estado inicial ao estado final.
Resposta: Tubos 2, 3 do experimento 1; Tubos 4 e 4A do experimento 5.
Nas reações estudadas, quais as endotérmicas e quais as exotérmicas?
Resposta: Reação do precipitado branco houve liberação de calor (exotérmica); reação do tubo 2 do experimento 1 ao adicionar NaOH, houve ganho de calor (endotérmica); reação de transferência do líquido do tudo 4 do experimento 1 para o tubo 3, houve liberação de calor. (exotérmica).
Escreva a equação da reação entre nitrato de prata e ácido clorídrico.
Resposta: AgNO3 + HCl AgCl (precipitado branco) + HNO3.
Quais as substâncias que se formam na decomposição do cloreto de prata sob a ação da luz?
Resposta: No tubo que ficou exposto a claridade das lâmpadas (sob a ação da luz), observou-se a decomposição do cloreto de prata em cloro e prata
Analise os dados da experiência 3. Qual a sua conclusão?
Resposta: Conforme os resultados e discussões obtidas na prática experimental 3: A Influência da Concentração na Velocidade das Reações, pode se observar que na medida em que se aumenta a concentração dos reagentes a velocidade da reação aumenta, diminuindo assim o tempo de reação.
Qual a conclusão geral que se pode ter da experiência 5?
Resposta: Conclui-se que a velocidade (V) de uma reação deve ser entendida com o aumento ou decréscimo da mudança de temperatura. Logo se pode concluir que um aumento na temperatura provoca um aumento na energia cinética média das moléculas e, com isso, um aumento no número de colisões, o que irá acarretar aumento da velocidade da reação.
Velocidade (Mol/s)
Concentração (Mol/L)
