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UNIVERSIDADE LUTERANA DO BRASIL CURSO DE QUÍMICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL Profª: Dione Corrêa
RELATÓRIO
PRÁTICA Nº: 08
NOME DA PRÁTICA: Termoquímica e cinética
DATA DA PRÁTICA: o6/11/2017 DATA DA ENTREGA: 13/11/
INTEGRANTES DO GRUPO:
1-OBJETIVO
Observar, através de um termômetro e de cálculos, o calor de reação realizando três reações químicas exotérmicas e através dos resultados dos cálculos comprovar a Lei de Hess. A segunda prática teve como objetivo analisar a velocidade das reações
e relacionar a variação desta velocidade com fatores como: superfície de contato, luz, temperatura, concentração e catalizador. 2-RESUMO 4.3.1-Termoquímica
Em um erlenmeyer adicionar 100 mL de água destilada e medir a temperatura. Dissolver 4g de NaOH e medir novamente a temperatura. Em outro erlenmeyer adicional 100 mL de HCl e após anotar a temperatura dissolver 4g de NaOH e anotar a temperatura máxima obtida na reação. Em um terceiro erlenmeyer adicionar 50 mL da primeira solução obtida de NaOH a anotar temperatura. Adicionar então 50 mL de HCl à solução de NaOH e anotar a temperatura máxima.
4.3.2- Cinética: Influência da superfície de contato
Em um béquer adicionar 100 mL de água e meio comprimido sólido, em outro béquer também adicionar 100 mL de água e meio comprimido triturado em pó. Observar a velocidade de cada reação. 4.3.3- Cinética: Influência da luz Adicionar 10 mL de AgNO 3 e 10 mL de HBr diluído em um béquer. Filtrar o
precipitado obtido na reação e tampar metade do precipitado e a outra metade deixar exposta à luz.
4.3.4- Cinética: Influência da Temperatura
Simultâneamente em dois tubos de ensaio adicionar 1g de Zn e 7 mL de HCl. Um dos tubos de ensaio deixar repousar e outro aquecer em bico de bunsen até a ebulição.
4.3.5- Cinética: Influência da Concetração
Preparar uma solução de 2 g de Na 2 S 2 O 3 e 100 mL de água. Adicionar em um
béquer 30 mL da solução e 5 mL de HCl, em outro béquer 20 ml da solução mais 10 ml de água e 5 ml de HCl. No terceiro béquer 15 ml da solução, 15 ml de água e 5 ml de HCl. No béquer 4 adicionar 10 ml da solução, 10 ml de água e mais 5 ml de HCl. Relacionar a velocidade das reações com a concentração da solução.
inicial e final. Uma vez que a entalpia é uma função de estado ela depende apenas dos estados iniciais e finais do sistema e não do caminho que este percorreu.
A Cinética Química estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam. A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou rapidez com que os produtos são formados. A combustão de uma vela e a formação de ferrugem são exemplos de reações lentas. Na dinamite, a decomposição da nitroglicerina é uma reação rápida. As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas, pois as velocidades das reações dependem de fatores como:
Concentração de reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes maior será a velocidade da reação. Para que aconteça uma reação entre duas ou mais substâncias é necessário que as moléculas se choquem, de modo que haja quebra das ligações com consequente formação de outras novas. O número de colisões irá depender das concentrações de A e B. Superfície de contato: um aumento da superfície de contato aumenta a velocidade da reação. Pressão: quando se aumenta a pressão de um sistema gasoso, aumenta-se a velocidade da reação. Temperatura: quando se aumenta a temperatura de um sistema, ocorre também um aumento na velocidade da reação. Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das moléculas. Catalisadores: os catalisadores são substâncias que aceleram o mecanismo sem sofrerem alteração permanente, isto é, durante a reação eles não são consumidos. Os catalisadores permitem que a reação tome um caminho alternativo, que exige menor energia de ativação, fazendo com que a reação se processe mais rapidamente. É importante lembrar que um catalisador acelera a reação, mas não aumenta o rendimento, ou seja, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de menor tempo.
4-MATERIAIS E MÉTODO
4.1Materias
- Béquer 100 ml
- Espátula
- Vidro relógio
- Béquer 50 ml
- Tubo de ensaio
- Erlenmeyer
- Balança semi analítica
- Béquer 250 ml
- Bastão de vidro
- Pipeta volumétrica 10 ml
- Pera sucção
- Bureta 50 ml
- (^) Bico de Bunser
- Bureta 100 ml
- Cadinho
- Pistilo
- Funil
- Papel filtro
- Suporte universal
- Agarradeira
- Palito de fosforo
4.2-Reagentes
- Ácido clorídrico (HCl) 1 M
- Zinco (Zn)
- Nitrato de Prata (AgNO 3 ) 5%
- Hidróxido de sódio sólido (NaOH)
e outra parte triturou-se no cadinho com ajuda de um pistilo, no qual transferiu-se para o outro béquer. Pegou-se duas buretas de 100 ml cada, colocando 100 ml de água em cada uma. Virando junto o conteúdo da bureta para béquer, verificando qual solubilizou-se primeiro.
4.3.3- Influência da luz Em béquer de 50 ml, colocou-se 10 ml de nitrato de prata com ajuda de uma pipeta volumétrica e 10 ml de ácido bromidrico, agitou-se com um bastão de vidro a solução. Prendeu-se uma agarradeira ao suporte universal, colocou-se um funil na agarradeira, recortou-se um papel filtro e colocou-se no funil. Despejando o conteúdo do béquer no funil e deixando que ocorra a filtração. Após filtrado, pegou-se o papel filtro com o funil e colocou-se sobre um vidro relógio, no qual se tampou-se a metade com papel toalha, deixando tampado durante um hora.
4.3.4- Temperatura Pegou-se dois tubos de ensaio, pesou-se uma grama de zinco metálico para cada um dos tubos, adicionou-se 7 ml de HCl 1 M em cada um dos tubos. Deixou que um tubo acontecesse reação oxido e redução em temperatura ambiente, e outro tubo se levou ao bico de bunser no qual deixou até entrar em ebulição, verificando, logo após, se a temperatura aumenta velocidade da reação de oxido e redução.
4.3.5- Concetração Pesou-se duas gramas tiossulfato de sódio, transferiu-se num béquer de 250 ml e adicionou 100 ml de água, mexeu-se com bastão de vidro até sua completa solubilzação. Pegou-se 4 béquer de 100 ml cada, enumerando cada béquer de um a quatro. Sendo que no primeiro béquer colocou-se 30 ml da solução tiossulfato de sódio, no segundo béquer colocou-se 20 ml da solução tiossulfato de sódio e 10 ml água, no terceiro béquer colocou-se 15 ml da solução tiossulfato de sódio e 15 ml de água, e no quarto e ultimo béquer colocou-se 10 ml da solução tiossulfato de sódio e 20 ml de água. Colocou-se 5 ml de HCl 1 M no quarto béquer ao mesmo tempo, cronometrando o tempo que cada solução levou para começar a reagir.
4.3.6-Catalizador
Pegou-se um tubo de ensaio e colocou-se com a ponta de uma espátula um pouco de dioxido de mânganes, e com ajuda de uma pipeta volumétrica, colocou-se 8 ml de peroxido de hidrogênio, causando assim uma reação. Acendeu-se um fósforo, e deixou o mesmos em brasa e colocou-se por cima do tubo, se o fósforo acender de novo a reação liberou oxigênio ao contrário não liberou.
5- RESULTADOS E DISCUSSÕES
5.3.1- Termoquímica Na primeira solução o erlenmeyer vazio pesou 118,885 gramas e cheio pesou 219,917 gramas. Logo o peso da solução era de 101,032 gramas. E a solução saiu dos 23 oC para 33 oC, variando 10 oC.
Q=mc∆t Q 1 +Q 2 =Qt
Q= capacidade calorífica m= massa c= calor específico ∆t= variação do tempo
Capacidade calorífica da água=4,18 J/g.o^ C.
Capacidade calorífica do vidro = 0,836 J/g.o^ C.
Q 1 =101,032g.4,18 J/g. oC.10 o^ C=4223,1376 J
Q 2 =101,032g.0,836 J/g. o^ C.10 o^ C= 844,6275 J
Q 1 +Q 2 =4223,1376 J+844,6275 J =5067,7651 J
Na segunda solução o erlenmeyer vazio pesou 104,76 gramas e cheio pesou 208,304 gramas. Logo, o peso da solução era de 103.544 gramas. E a solução saiu dos 23 oC para 42 oC, variando 19 oC.
Q 1 =103.544g.4,18 J/g. oC.19o^ C=8223,4644 J
Q 2 =103,544g.0,836 J/g. o^ C.19 o^ C= 1644,6929 J
Q 1 +Q 2 =8223,4644 J+ 1644,6929 J=9868,1573 J
O ∆H nesses experimentos tem que ser negativo porque a reação é exotérmica, pois ela libera calor, se ∆H fosse positivo essas reações tinham que absorver calor do meio, ou seja, ser endotérmica.
5.3.2- Superfície de contato Verificou-se que o béquer que continha o sonrisal triturado teve sua reação cerca de três vezes mais rápido do que o béquer que continha meio sonrisal inteiro, isso o ocorre devido o sonrisal moído conter maior superfície de contato. E quanto maior a superfície de contato mais rápida é a reação. Foi cronometrado o tempo e registrou-se 13 segundos para o tempo de duração da reação com o comprimido triturado e 40 segundos para o tempo de duração da reação com o comprimido sólido.
5.3.3- Influência da luz Verificou-se que o lado que estava exposto a luz escureceu, enquanto o lado que estava tampado com o papel toalha, ainda estava um amarelo claro. Isso ocorreu porque a luz serviu com energia, assim quebrando a barreira da energia de ativação, fazendo com que ocorra a decomposição do brometo de prata.
5.3.4- Temperatura Verificou-se que o tubo de ensaio que foi aquecido, teve sua reação de óxido e redução mais rápida e violenta comparada ao tubo que não foi aquecido.
Isto ocorre porque aumentando a temperatura, aumenta agitação das moléculas, assim aumentando o número de colisões entre elas, causando uma reação mais rápida.
5.3.5- Concentração Verificou- se que o primeiro béquer começou a turva com 30 segundos, o segundo béquer começou a turva com 1 minuto e dois segundos, o terceiro béquer começou a turva 1 minuto e 15 segundos e o quarto e último béquer levou 2 minutos e 15 segundos para começar a turva. Com isso concluiu-se que quanto maior a concentração mais rápida é a reação. Isso ocorre porque quanto maior a concentação, existe assim maior número de moléculas na reação, assim
aumentando a chance de que ocorra colições perfeitas e aumentando a velocidade da reação. Gráfico: diferença de tempo entre béquer 5.3.6-Catalizador Verificou-se que dioxido de manganês serviu para reação como catalizador, causando a reação de decomposição do peróxido de hidrogênio em água e oxigênio. Assim o dioxido de manganês, não se envolve na reação, ele so diminui a energia de ativação nessessaria para reação. MnO 2 + 2H 2 O 2 MnO 2 + 2H 2 O + O 2
Verificou-se que o palito em brasa colocado em cima do tubo no momento no qual ocorre a reação ele acende de novo, porque a reação liberou grande quantidade de oxigênio, assim acendendo novamente o palito.
6-CONCLUSÃO
Pode-se concluir que a Lei de Hess reamente está correta segundo o experimento realizado em que ocorreu uma reação química em duas etapas e também utilizou-se somente uma etapa para chegar no mesmo resultado, utilizando os mesmos reagentes e chegando nos mesmos produtos. Notou-se portanto que os resultados da variação de entalpia foram muito próximos. Também foram observados fatores como a superfície de contato, influência da luz, temperatura, concentração, catalizador e pode-se concluir que eles influenciam diretamente na velocidade as reações.
7- BIBLIOGRAFIA
Portal da Química, Cinética química. Disponivel em : < http://www.soq.com.br/conteudos/em/ cineticaquimica/p5.php >, acesso em: 08/11/ 2017. Portal da Química, termoquímica. Disponivel em : < http://www.soq.com.br/conteudos/em/ termoquimica/p5.php >, acesso em: 08/11/ 2017. http://brasilescola.uol.com.br/quimica/termoquimica.htm https://www.infoescola.com/quimica/termoquimica/
