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Faculdade de medicina de juazeiro do norte-Estácio fmj
Curso: farmácia
Disciplina: físico-química
Docente: Rodrigo lemos
CINETICA QUIMICA
Francisca Larissa Barbosa da silva
Juazeiro do norte-ce
Maio/2013
Resumo:
Este trabalho tem como objetivo analisar a reação de iodo com a acetona, através de experimentos laboratoriais, com a finalidade de determinar a variação da velocidade para essa dada reação.
Objetivo:
Mostrar as diferentes variações da velocidade do iodo com a acetona em dadas temperaturas e concentração.
Introdução:
Cinética química é o ramo da química que estuda a velocidade das reações. Existem fatores que influenciam na velocidade dessa reação. Algumas reações demoram muito tempo para acontecer, enquanto outras levam algumas horas.
Alguns exemplos de reações:
Queima de palito de fosforo (levam alguns segundos);
Dissolução de pastilhas efervescentes (levam alguns minutos);
Queima de vela (levam algumas horas);
Formação de ferrugem (levam alguns anos);
Formação de rocha (levam milhões de anos);
Decaimento radioativo (bilhões de anos).
As vezes é preciso alterar essa velocidade, é ai que entra a cinética química.
Velocidade da reação: É a variação da concentração dos reagentes pela variação da temperatura. Já a velocidade média de formação de produto é igual a:
Variação da concentração dos produtos/variação do tempo.
Logo a velocidade da reação pode variar em cada intervalo de tempo e de substancia para outra.
Fatores que influenciam na velocidade da reação:
Temperatura: à medida que a temperatura aumenta a velocidade da reação tende a aumentar, pois, as moléculas ficam mais agitadas, logo há mais colisões e assim fica mais rápida formação de produto.
Superfície de contato: uma reação química ocorre em virtude de colisões assim quanto maio a superfície de contato o numero de colisões irão aumentar, logo a taxa de velocidade será maior.
Pressão: quando há o aumento de pressão em um recipiente, consequentemente o volume irá diminuir e a concentração dos reagentes vai aumentar assim, suas moléculas se chocam mais rápido acarretando no aumento da velocidade da reação.
Concentração: se aumenta a concentração o numero de moléculas e de colisões também aumentam assim, a velocidade da reação tende a aumentar.
Catalizador: é uma substancia química que não participa da reação. Ele diminui a energia de ativação e aumenta a velocidade da reação.
Gráfico com e sem catalizador:
j
Materiais:
Pipeta graduada
Água destilada
Solução de acetona
Ácido clorídrico
Iodo
Tubos de ensaio
Sistema de aquecimento
Cronômetro
Termômetro
Becker
Métodos:
TUBO1
TUBO2
*
HCl
Acetona
H2O
IODO
Temperatura
Exp1
2 ml
2ml
4 ml
2 ml
Ambiente
Exp2
2 ml
6 ml
_
2 ml
Ambiente
Exp3
2 ml
2 ml
4 ml
2 ml
30C˚
Exp4
2 ml
2 ml
4 ml
2 ml
50C˚
Experimento 1
Tubo 1: primeiramente foram colocados 2 ml de HCL no tubo de ensaio com 2 ml de acetona, mais 4 ml de agua.
Tubo 2: colocou-se 2 ml de iodo.
Juntou-se o tubo 1 ao tubo 2 e cronometrou-se o tempo necessário para acontecer a reação em temperatura ambiente.
Experimento 2:
Tubo 1: foram colocados 2 ml de HCL mais 6 ml de acetona e não colocou agua.
Tubo 2: 2 ml de iodo.
Misturou-se o tubo 1 ao tubo 2 e acompanhou-se o tempo necessário para a solução ficar translucida a temperatura ambiente.
Experimento 3:
Tubo 1: adicionou-se 2 ml de HCL mais 2 ml de acetona e 4 ml de agua.
Tubo 2: 2 ml de iodo.
Colocou-se cada tubo no banho Maria e esperou ate ambos alcançaram temperaturas iguais a 35C˚, contou-se o tempo ate que a solução ficasse transparente.
Experimento 4:
Tubo 1: adicionou-se 2 ml de HCL, 2 ml de acetona e 4 ml de H2O.
Tubo 2: 2 ml de iodo.
Novamente os tubos foram levados ao banho Maria, mas nessa parte do experimento os mesmos foram aquecidos a 50C˚, e com constantes movimentos de agitação foram observados até ficarem transparente.
Resultados:
Experimento 1: o tempo gasto para completar a reação foi de 1 min e 43seg
Experimento 2: foi necessário de 54seg
Experimento 3: levou 48seg
Experimento 4: foram suficiente apenas 15seg
Velocidades das reações:
V= [I˳]. Onde a concentração do iodo é=0,001.
T
V1= 1x10-3÷103seg = 9.71x10-6
V2= 1x10-3÷54seg = 1.85x10-5
V3= 1x10-3÷48seg = 2.08x10-5
V4= 1x10-3÷15seg = 6.66x10-5
Calculo da concentração da acetona
Para o experimento 1 e 2:
Exp1: 2x4=c(10) EXP2: 6x4=C(10)
C=8÷10 C=24÷10
C=0,8 C=2,4
Logo: v1=k1[0,8] a : 9.71x10-6=[0,8]a : 0,52=(1÷3)a : a=log 0,52 : - 0,28 a=0,58 0,6
V2=k2[2,4]a 1.85x10-5=[2,4]a log 0,33 -0,48
Cálculo da constante
Para os experimentos 3 e 4:
V3=k3[0,8]0,6
V4=k4[0,8]0,6
K3=v3÷ 0,8
K3=2.08x10-5 k3=2.6-5
0,8
K4=v4÷0, 8
K4=6,66x10-5 k4=48.325-5
0,8
Energia de ativação:
Ln (k4÷k3) =-Ea÷8,314 (1÷323-1÷308)
Ln (8.325-5÷2,5-5) =Ea.÷8,314(1÷323-1÷308)
1.16=Ea÷8,314= (3.09-3-3.25-3)
1.16=Ea÷8,314=1.6x10-4
Ea=1.16x8. 314=1.6x10-4
Ea=9.64424=1.6x10-4
Ea=9.64424
1.6x10-4
Ea=60.276.5
Discursão:
No experimento 1e 2 foi observado o tempo da reação para concentrações diferentes de cetona e temperaturas iguais (ambiente), onde o tempo para que cada reação aconteça foi:
Exp1: 1min e 43seg (103seg)
Exp2: 54seg
No experimento 3 e 4 observou-se o tempo necessário para que a reação acontecesse sendo que as concentrações eram iguais, mas as temperaturas diferentes, onde o experimento 3 aconteceu em temperatura de 35C˚ e o experimento 4 a temperatura de 50C˚. Os resultados foram:
Exp3: 48seg
Exp4: 15seg
Do experimento 1 para o 2 houve um aumento da velocidade da velocidade, pois também houve o aumento da concentração da cetona, o que fez com que aumentasse o numero de moléculas aumentando assim, o numero de choques entre as mesmas.
Também nos experimentos 3 e 4 teve um aumento da concentração de 3 para 4, pois o aumento da temperatura fez com que as moléculas se agitassem com maior velocidade e consequentemente aumentou as colisões.
Conclusão:
Os experimentos aqui presentes teve como base o estudo da cinética química e mostrou com êxito os fatores que atuam aumentando a velocidade das reações químicas.