Estude fácil! Tem muito documento disponível na Docsity
Ganhe pontos ajudando outros esrudantes ou compre um plano Premium
Prepare-se para as provas
Estude fácil! Tem muito documento disponível na Docsity
Prepare-se para as provas com trabalhos de outros alunos como você, aqui na Docsity
Encontra documentos específicos para os exames da tua universidade
Prepare-se com as videoaulas e exercícios resolvidos criados a partir da grade da sua Universidade
Responda perguntas de provas passadas e avalie sua preparação.
Ganhe pontos para baixar
Ganhe pontos ajudando outros esrudantes ou compre um plano Premium
relatório cinética química
Tipologia: Provas
1 / 10
Esta página não é visível na pré-visualização
Não perca as partes importantes!
Alunos: Carlos Tafarel Davi Ricarto Turma: CB Data: 17/10/
Juazeiro-Bahia
1. Introdução Teórica A cinética química é a ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que influência as condições do aumento da velocidade e os mecanismos envolvidos nas reações químicas. A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou rapidez com que os produtos são formados. A taxa de reação para uma determinada alteração química é definida como sendo a velocidade em que seus reagentes desaparecem e se formam em produtos[1]. Um dos modelos que explicam sobre a velocidade de reação (taxa de reação) é o chamado de “modelo de colisão” que baseado na teoria cinético molecular explica os mais variados efeitos em nível de molécula. Logo para que ocorra uma reação, segundo este modelo, as moléculas precisam se chocar quanto mais choques efetivos maiores será a velocidade desta reação, entretanto para que uma reação ocorra é necessário mais que uma colisão, pois segundo Arrhenius as moléculas devem possuir certa quantidade mínima de energia para reagir [2]. A energia mínima necessária para iniciar uma reação é chamada de energia de ativação. Nem todas as colisões são energéticas suficientes para resultar em produtos. As partículas que colidem devem mover, na colisão, um valor mínimo de energia cinética molecular combinada, chamada como definida anteriormente de energia de ativação. Numa colisão efetiva, a energia de ativação se transforma em energia potencial à medida que as partículas se chocam uma com as outras e as ligações dos produtos reorganizam-se. Qualquer fator que contribua para o aumento das frequências de colisões pode aumentar a velocidade das reações, logo alguns dos fatores que interferem na velocidade das reações químicas são: Concentração dos reagentes – grande parte das reações químicas ocorre de forma mais rápida se a concentração de um ou mais reagentes for aumentada. Aumentando a concentração, aumentamos a frequência com a qual as moléculas se chocam levando assim a um aumento das velocidades [2]; Temperatura – as velocidades das reações aumentam de acordo com o aumento da temperatura, com isso aumenta as energias cinéticas das moléculas. À medida que as moléculas se movem mais rapidamente elas se chocam com maior frequência e também maior energia, permitindo assim o aumento da velocidade [2]; Superfície de contato – a velocidade da reação química pode ser afetada pela área de contato, quanto maior a superfície de contato entre um reagente e outro maior
2. Objetivos Estudar a variação da velocidade em função de diferentes parâmetros reacionais. 3. Procedimento Experimental Estudando a influencia da temperatura em uma reação colocou-se 100 mL de água de torneira em um béquer, 100 mL de água gelada em outro e 100 mL de água a 40º C em um terceiro béquer. Cortou-se um comprimido efervescente em 3 partes iguais e colocou-se uma parte em cada um dos béqueres, anotando para cada béquer o tempo que levou para que o comprimido reagisse totalmente. Efeito da superfície de contato – colocou-se 100 mL de água de torneira em dois béqueres. Cortou-se em duas partes iguais o comprimido efervescente, a primeira parte deixou-se sem fragmentar e a segunda parte com a ajuda de um almofariz com pistilo foi triturada em finas partículas. Colocou-se as duas partes, uma em cada béquer e anotou-se o tempo em que estas partes levaram para se dissolver. Efeito da concentração – colocou-se em tubos enumerados de 1 a 8 quantidades de solução de Na 2 S 2 O 3 e água conforme o quadro: Tubos nº Solução Na 2 S 2 O 3 0,25 mol.L-^1 (mL)
Água destilada (mL)
HNO 3 6 mol.L-^1 (mL) 1 8 0 2 2 7 1 2 3 6 2 2 4 5 3 2 5 4 4 2 6 3 5 2 7 2 6 2 8 1 7 2
Adicionando-se as 2 mL de HNO 3 6 mol.L-1^ em um tubo de cada vez para depois marcar o tempo que era necessário pra o desaparecimento da marca vista através do tubo de ensaio que encontrava-se em cima de um papel com um marca. Ação de catalisadores – colocou-se em vidros relógios diferentes, rodelas finas de banana crua, rodelas de bananas deixadas na água em ebulição por 5 minutos e colocou-se em outros vidros relógios uma pequena porção de MnO2(s) e SiO2(s). Adicionaram-se gotas de H 2 O 2 sobre estes materiais, uma de cada vez. A água oxigenada se decompõe a água líquida e gás oxigênio.
4. Resultados e Discussões Na primeira parte do experimento, após termos colocado água em três diferentes temperaturas e em três diferentes béqueres e adicionado o comprimido efervescente, pudemos chegar aos seguintes resultados como podemos observar na tabela 1:
Tabela 1: Influência da temperatura na velocidade da reação.
Béqueres contendo “água” Temperatura ºC
Massa do comprimido (g)
Tempo de reação Béquer 1 59 0,9828 27 seg. Béquer 2 26 0,9331 41 seg. Béquer 3 13 0,9862 1 min. 26 seg.
A partir dos dados obtidos podemos perceber como a temperatura afeta diretamente a velocidade das reações, a uma temperatura mais baixa o processo de dissolução do comprimido efervescente é mais lento isso se dá porque existe uma diminuição das energias cinéticas das moléculas envolvidas no processo, já com o aumento da temperatura faz aumentar as energias cinéticas e à medida que as moléculas se movem mais rapidamente ocorre além de um aumento no número de colisões efetivas o aumento da energia levando assim a um aumento na velocidade da reação. A partir disso podemos perceber que a velocidade da reação é diretamente proporcional à temperatura, aumentando a temperatura estamos aumentando a velocidade de reação. Na segunda parte do experimento foi observado a influência da superfície de contato na velocidade das reações químicas, com 2 béqueres contendo água (23,5ºC) de torneira foi adicionado ao primeiro ½ comprimido de efervescente sem fragmentar e no segundo a outra metade do comprimido efervescente só que desta vez triturado em finas partículas, os resultados obtidos a partir desta observação foram os seguintes como demonstrados na tabela 2:
Tabela 2: Influência da área de contato na velocidade da reação Efervescente Massa (g) Tempo de reação Sem fragmentar 0,7973 48 seg. Fragmentado 0,8030 17 seg.
C 1 = concentração inicial de Na 2 S 2 O 3 V 1 = volume inicial de Na 2 S 2 O 3 C 2 = é o valor da nova concentração de Na 2 S 2 O 3 , a qual está sendo procurado. Para os demais tubos de ensaio (2 a 8) foram utilizados esses mesmos cálculos (método) para se chegarem às concentrações finais de Na 2 S 2 O 3. Como pudemos observar o processo de descoramento acontece em intervalos de tempo crescente à medida que a concentração de Na 2 S 2 O 3 é diminuída. O descoramento observado de forma mais rápida indica que a reação ocorre de forma mais rápida, logo a concentração de Na 2 S 2 O 3 é maior. Quando a concentração é diminuída existirá uma menor quantidade de moléculas presentes no sistema, o que acarretará numa diminuição das suas colisões em um mesmo intervalo de tempo e, consequentemente, menores chances de ocorrerem choques efetivos entre as moléculas. O gráfico a seguir mostra a relação entre a concentração e a velocidade da reação química, neste caso o eixo das ordenadas representa o tempo transcorrido em segundos e o eixo das abcissas representa a concentração do Na 2 S 2 O 3 em mol.L-1: Gráfico 1: Concentração x tempo de descoramento da reação
Logo com a diminuição da concentração aumentamos o tempo da reação de formação de enxofre em sua forma elementar. Na terceira e última parte deste experimento analisamos a ação dos catalisadores na velocidade das reações químicas, em vidros relógios diferentes colocamos rodelas finas de banana crua, rodelas finas de banana deixadas na água em ebulição por 5 minutos e em outros vidros relógios colocamos uma pequena quantidade de MnO 2 e SiO2(s). Em cada vidro relógio contendo os materiais acima adicionamos gotas de H 2 O 2 (água oxigenada vol. 10). No primeiro vidro relógio contendo a banana crua, quando
0
50
100
150
200
250
0 0,05 0,1 0,15 0,2 0,
Tempo (segundos)
Concentração mol/L
adicionamos a água oxigenada pudemos observar que H 2 O 2 na banana crua espumou (liberação de gás oxigênio). O que fez a água oxigenada espumar foi à presença de uma proteína encontrada chamada catalase. Essa proteína é uma enzima que acelera a reação química de decomposição da água oxigenada, já quando adicionado à água oxigenada na banana que foi colocada em água em ebulição por 5 minutos quase não ouve decomposição da água oxigenada isso se deve porque praticamente a H 2 O 2 não se decompõe em alimentos cozidos. Isso acorre devido à catalase se transformar em outra substância quando aquecida. Esta nova substância formada não é catalisadora da água oxigenada, logo, não promove a sua decomposição que é representa pela equação abaixo: H 2 O 2 H 2 O + O 2. Quando adicionou-se água oxigenada ao SiO2(s) foi possível concluir que não ouve nenhum de tipo de reação de decomposição da água oxigenada, pois não ouve a liberação de gás oxigênio e nem a formação de água. No último vidro relógio contendo o MnO 2 quando adicionado a água oxigenada observou-se a liberação de gás oxigênio e a formação de água, reação de decomposição, logo o MnO 2 funcionou como um catalizador que acelera o processo de decomposição da água oxigenada. Nesta terceira e última parte do experimento a enzima “catalise” encontrada na banana e o MnO 2 foram usados como decompositores da água oxigenado, eles são catalizadores que aceleraram o processo de decomposição da H 2 O2.
5. Conclusões As velocidades envolvidas nas reações químicas se dão a partir da influência de inúmeros fatores que contribuem para um aumento significativo das velocidades, a reação do efervescente em água a temperatura ambiente, à 59ºC e em água gelada se processaram de diferentes formas como observado, quanto maior o aumento da temperatura da água maior será a velocidade de reação do efervescente. Esse aumento de temperatura possibilita agitação das moléculas e um aumento dos choques efetivos, o que acarreta neste aumento de velocidade. Observado também que quando aumentamos a superfície de contato do efervescente em água a temperatura ambiente, estamos aumentando a taxa de velocidade de reação, logo o comprimido efervescente triturado se decompôs mais rapidamente que o que não foi triturado. O aumento da concentração é outro fator que aumenta a velocidade de reação, a reação de formação de enxofre na
R – Sim, pois quando trituramos o efervescente aumentamos a superfície de contato, consequentemente aumentamos a velocidade de reação e diminuímos o tempo necessário para que a reação se processe totalmente. Já com o comprimido não triturado a reação se processou normalmente, porém com um tempo maior de dissolução.
(Influência dos catalisadores) As substâncias utilizadas para decompor H 2 O 2 sofreram alterações no seu estado físico ou foram consumidas, após a adição de H 2 O 2? Teste novamente as substâncias após cessar a reação. Comente. Quais substâncias atuaram como catalizadores? R – Não, pois as mesmas só serviram como catalisadores, isto é, aceleradores do processo de reação química. A substância que atuou como catalizador na banana crua foi a catalise, uma enzima encontrada em muitos alimentos. Ela diminuiu a energia de ativação necessária e provocou o aumento de velocidade em que a reação se processou (decomposição da água oxigenada em água e gás oxigênio).
