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Relatorio nº 10 de quimica experimental da UFPE
Tipologia: Provas
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Introdução
A cinética química, também conhecida como cinética de reação, é uma ciência que estuda a velocidade das reações químicas de processos químicos e os fatores que as influenciam [4]. Assim, cinética química corresponde à variação temporal da concentração de um reagente. A velocidade média de uma reação pode definir-se como a alteração da concentração de um reagente num dado intervalo de tempo. No entanto pode também usar-se a alteração de cor ou outra propriedade física ou química para ajudar a determinar a velocidade [4]. Os principais fatores que influenciam a taxa de reação incluem: o estado físico dos reagentes, a concentração dos reagentes, a temperatura em que a reação ocorre, e se ou não algum catalisador está presente na reação [4]. Para que a reação química ocorra, é necessária uma energia mínima que as moléculas devem possuir para reagirem, ao se chocarem. Esta energia denomina–se energia de ativação [1]. Essa energia necessária para separar as moléculas é chamada de energia de ativação, e pode ser entendida como um adicional de energia que os reagentes devem ter para que uma reação tenha início, funcionando como uma espécie de ignição, como a faísca que devemos produzir na boca de um fogão para que a reação entre o gás e oxigênio do ar inicie. Se não houver faísca, não há fogo. Se não houver energia suficiente para a ativação, não haverá reação.
Uma vez ocorrido um choque efetivo, ou seja, os átomos ou grupos de átomos se separam, temos o que chamamos de complexo ativado , ou seja, partes das moléculas dos reagentes capazes de se combinarem formando novas moléculas.
O gráfico de entalpia
O aumento da superfície de contato aumenta a velocidade da reação. Para demonstrar esse efeito você vai precisar de 2 comprimidos efervescentes (soluto) e dois copos com água (solvente).
Temperatura
Prepare um copo com água quente e outro com água fria. Deposite em ambos uma colher de açúcar e misture, observe a velocidade com que o açúcar irá se consumir. A Temperatura neste caso vai influenciar a reação, a água quente vai acelerar a dissolução do açúcar, portanto, no copo com água fria o açúcar irá demorar mais a se dissolver.
Neste presente trabalho, vai ser estudado a cinética da reação entre acetona, junto com o ácido clorídrico, com o iodo. O objetivo deste experimento é encontrar a velocidade da reação e analisar os fatores que influenciam na taxa de reação.
Materiais e métodos
2.1 PROCEDIMENTOS
Ao todo, foram feitos dez ensaios. Cada um eles utilizando dois tubos de ensaio com os respectivos volumes indicados pela Tabela 1.10 com acetona 4 M, ácido clorídrico 1 M, iodo 0,005 M e água destilada. Sendo sete deles a temperatura ambiente e outros 3 com variação de temperatura acima e abaixo de 25 ºC.
Tabela 1.10 – Volumes de acetona, ácido clorídrico, água destilada e iodo correspondentes a cada ensaio.
Parte 1 - Ensaios a temperatura ambiente Em um suporte, foram postos os 20 tubos de ensaio virados para cima. De dois em dois, eles foram organizados um sendo A e o outro B. No tubo A foram adicionados a acetona e o ácido clorídrico (mistura incolor) e, no tubo B, o iodo (cor amarela). Todos eles os com volumes correspondentes ao da tabela 1.10.
Em um béquer de 250 mL foi adicionado um volume de água destilada e sua temperatura medida (25 °C), sendo necessário que o volume alcançasse um nível maior que o volume dos tubos A e B. Os tubos A e B foram mergulhados no béquer e após cerca de 5 segundos, o conteúdo do tubo A foi derramado no B e neste exato momento, foi acionado o cronômetro. Enquanto a solução não era homogeneizada, utilizou-se do auxilio de um bastão de vidro. Após o desaparecimento da cor amarela tornando-se incolor, a marcação no cronômetro era parada.
Parte 2 – Ensaio com a temperatura 10°C abaixo da ambiente No béquer que continha a água destilada foi adicionado o gelo e o termômetro para a medição da temperatura. Foram adicionados aos tubos A e B os volumes que continham na tabela. Quando o termômetro marcou 15 °C, retirou-se todo o resto de gelo e os tubos foram colocados dentro com béquer por um determinado tempo para que os mesmos alcançassem a temperatura desejada. Os tubos foram misturados e o tempo de reação cronometrado.
Parte 3 – Enio com a temperatura 10°C acima da ambiente Utilizando outro béquer, adicionou-se água no mesmo e foi colocado num agitador magnético em alta temperatura. Em seguida, foi colocado um termômetro dentro do béquer para a medição da temperatura. Aos tubos A e B foram adicionados os volumes característicos ao ensaio. Quando o termômetro marcou 35 °C, os tubos foram colocados dentro com béquer por um determinado tempo para que os mesmos alcançassem a temperatura desejada. Os tubos foram misturados e o tempo de reação cronometrado.
Parte 4 – Ensaio com a temperatura 20°C acima da ambiente. Para este ensaio foi utilizado o mesmo procedimento do anterior, sendo a temperatura desejada equivalente a 45 °C.
Resultados e discussões
A reação que ocorre nos dez ensaios é dada pela equação 1 a seguir:
H 3 CCOCH (^) 3(aq) + I (^) 2(aq) → H3CCOCH 2 I (^) (aq) + H +(aq) + I - (aq) (1)
Esta equação 1 apresentada acima, possui o mecanismo que envolve três etapas, que será demonstrada a seguir:
I) H 3 CCOCH (^) 3(aq) + H +(aq) H 3 CC(OH)CH2(aq) (etapa lenta) II) H 3 CC(OH)CH (^) 2(aq) + I2(aq) H 3 CC+^ (OH)CH 2 I(aq) + I-(aq) III) H 3 CC+(OH)CH 2 I (^) (aq) + I-(aq) H3CCOCH 2 I (^) (aq) ) + H +(aq) + I - (aq)
As velocidades apresentadas na tabela 3 foram calculadas através da equação 2 a seguir: Vm= [A]/ [t] (2)[2] Onde: [A]=variação da concentração do reagente; [t]=variação do tempo; Vm=velocidade média. Nesta equação 2, a variação da concentração do reagente normalmente é negativo, ou seja, indica que o reagente foi consumido. E o [A] significa concentração mol/L.
Conforme a equação 1, a velocidade pode ser expressa de acordo com a equação 3: V=K[ H 3 CCOCH 3 ]a^ [H +] b^ [I 2 ]c^ (3)[2]; Onde: K=constante que depende da temperatura; a, b, c= são ordens das reações da acetona, do ácido e do iodo respectivamente. A equação 3 também pode ser chamada de velocidade global da reação. E a ordem da reação do reagente é feita através da comparação entre as velocidades globais, mantendo os demais reagentes constantes e deixando um reagente variando [2]. Com isso, os valores das ordens são aproximadamente: a=0,84; b=0,73 e c=0. Os dados relativos às concentrações molares finais dos reagentes relacionados com o volumes iniciais, se encontram nas tabelas 4, 5 e 6:
Tabela 4: Acetona (M 0 =4M): Volume inicial (mL) n (mol) Volume final (mL) M (M)
Tabela 5: HCl (M 0 =1M) Volume inicial (mL) n (mol) Volume final (mL) M (M)
Tabela 6: Iodo (M 0 =0,005M) Volume inicial (mL) n (mol) Volume final (mL) M (M)
Onde: M 0 =Molar inicial; M= molar final; n= número de mol O molar final foi calculado através da equação 4 a seguir: M=n/Volume final (4)
No entanto, o volume final da equação 4 é expresso em litro. Com as concentrações dos reagentes conhecidas das tabelas 4, 5 e 6 acima, foi possível calcular a constante K através da equação 1, nas temperaturas: ambiente de 26^0 C, de 150 C, de 37^0 C e de 45,5 0 C.
A tabela 7 consiste em valores da constante K nas temperaturas citadas acima:
Tabela 7: Valores de K: K Temperatura (^0 C)
Anexo 1 – Questões
1) O que é velocidade de reação?
R- Chama-se de velocidade de reação a relação existente entre a diminuição da concentração de uma das substâncias reagentes em relação ao tempo, dividida por seu coeficiente estequiométrico na equação.
2) O que é ordem de reação?
R- A ordem de uma reação é definida como a soma dos expoentes de concentração, que se apresentam na Lei Experimental da Velocidade.
3) O que é constante de reação?
R- É uma constante de proporcionalidade que relaciona velocidade e concentração. Tem valor constante a uma temperatura e varia com a temperatura.
4) Considere a seguinte reação: 2A + B 2C. Sabe-se que quando dobra a concentração dos reagentes a velocidade aumenta oito vezes e quando dobra a concentração apenas de B a velocidade duplica. Qual é a ordem com relação a cada reagente e total?
R- Reescrevendo a equação 1 para a equação se tem:
V = k[A]a^ [B]b
Logo, 8V = k[2A]a^ [2B] b^ e 2V = k[A] a^ [2B] b Dividindo uma equação pela outra, tem-se:
Usando a equação em que a velocidade duplica e dividindo a mesma pela equação onde V =V, tem-se:
Daí se conclui que para os reagentes A e B as ordens de reação é 2 e 1, respectivamente. Já para a reação a ordem total é três, pois para os expoentes a operação usada é a soma, logo 2+1 = 3.
Anexo 2 – Cálculos
Como a acetona possui massa molar igual a 4 M se tem:
N° de mols Volume (L)
4 1 X1 0, N° de mols Volume (L)
4 1
N° de mols Volume (L)
4 1 X3 0,
Para cada solução o volume total é de 10 mL, e como se sabe Ci = (X (^) i / Vtotal ) logo:
Como o ácido clorídrico possui massa molar igual a 1 M se tem:
N° de mols Volume (L)
1 1 y1 0, N° de mols Volume (L)
1 1 y2 0, N° de mols Volume (L)
1 1 y3 0,
Para cada solução o volume total é de 10 mL, e como se sabe Ci = (y (^) i / Vtotal ) logo:
Como o iodo possui massa molar igual a 0,005 M se tem:
N° de mols Volume (L)
0,005 1 Z1 0, N° de mols Volume (L)
0,005 1 Z2 0, N° de mols Volume (L)
0,005 1 Z3 0,
Para cada solução o volume total é de 10 mL, e como se sabe Ci = (z (^) i / Vtotal ) logo:
Com os valores calculados pode-se montar a seguinte tabela.
Tabela 2.10 – Concentração das soluções envolvidas de acordo com o ensaio realizado.
Tubo A Tubo B
Cálculo dos valores de a, b e c ‘Cálculo de a’.
Como pedido no roteiro serão utilizadas a equação 1 para os ensaios 1e 2, e usando [A] = 0, M = C (^) 1 da acetona ; [B] = 0,2 M = C (^) 1 do ácido e [C] = 1*10 -3^ = C1 do iodo , temos:
Dividindo uma equação pela outra se tem:
Como pedido no roteiro serão utilizadas a equação 1 para os ensaios 1e 4, e usando [A] = 0, M = C (^) 1 da acetona ; [B] = 0,2 M = C (^) 1 do ácido e [C] = 1*10 -3^ = C1 do iodo , temos:
Dividindo uma equação pela outra se tem:
‘Cálculo de c’.
Como pedido no roteiro, é explicado que o I 2 não participa da reação lenta, será utilizado c = 0.
É observado que ao dobrarmos a concentração de uma substância sempre há o aparecimento do ‘ln de dois’, isso significa que ao multiplicarmos a concentração inicial por uma constante qualquer, o fator que aparecerá no denominador será o ‘ln dessa constante’. Já são de conhecimento os valores das concentrações e dos expoentes pode-se fazer uso da equação 1.
Temperatura ambiente
É pedido que se utilizasse três dos sete ensaios feitos à temperatura ambiente, daí serão usados os ensaios 1, 4 e 7.
Obs.: x e y são constantes que multiplicam a concentração usada como ‘padrão’ da solução. As concentrações padrões são [A] = 0,8 M, [B] = 0,2 M e [C] = 10 -3^ M.
Fazendo a média dos valores para k tem-se:
10° abaixo da temperatura ambiente.
