Relatório de Química Experimental

Relatório de Química Experimental

Relatório

Química

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Engenharia de Produção

Nome: Lucas Martins Pereira Lima

Matricula: 0320998

Turma: B1

Experimento 09: Cinética química e equilíbrio

Objetivos

- Determinar com clareza a relação entre concentração dos reagentes e velocidade de reação;

- Debater sobre mecanismos de reação;

- Verificar as diferenças entre reagentes e catalisadores;

- Interpretar mudanças no equilíbrio baseadas no principio de Le Chatelier.

Introdução Teórica

A cinética química estuda a velocidade de uma reação, além dos fatores que influenciam neste processo. Diferentes das reações que ocorrem com diferentes velocidades, algumas necessitam de superfície de contacto, energia de ativação (na forma de luz, calor, eletricidade, agitação)... Outras de catalisadores. As reações poderão ser rápidas ou instantâneas, moderadas ou lentas.

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, consequentemente, aumenta a velocidade das moléculas.

Aumentando a concentração dos reagentes, aumentará a velocidade da reação. Podemos dizer que o aumento da concentração dos reagentes tende a aumentar a velocidade da transformação química, sendo assim, quanto maior a concentração dos reagentes, maior velocidade da transformação química. Um aumento da superfície de contato aumenta a velocidade de reação.

Catalisador é tudo aquilo que facilita reações químicas sem delas participar, sais como minerais ionizados ou enzimas. Um catalisador é uma substância que afeta a velocidade de uma reação, mas mantém o do processo inalterado. Normalmente, um catalisador muda a velocidade de reação, promovendo um mecanismo diferente para a reação. Por exemplo, hidrogênio e oxigênio gasosos são virtualmente inertes à temperatura ambiente, mas reagem rapidamente quando expostos à platina, que por sua vez é o catalisador da reação. Catalisadores químicos comerciais são extremamente importantes. Como um catalisador torna possível a obtenção de um produto final por um caminho diferente (por exemplo, uma barreira de energia mais barata), ele pode afetar tanto o rendimento quanto a seletividade. Normalmente quando falamos a respeito de um catalisador, queremos nos referir àquele que aumenta a velocidade de reação, embora, um catalisador pode tanto acelerar quanto desacelerar a formação de uma espécie de produto em particular. Um catalisador muda apenas a velocidade de uma reação, porém ele não afeta o equilíbrio. A catálise homogênea diz respeito a processos nos quais um catalisador está em solução com pelo menos um dos reagentes. A catálise heterogênea envolve mais de uma fase; normalmente o catalisador é sólido e os reagentes e produtos estão na forma líquida ou gasosa.

Esses comportamentos no equilíbrio químico podem ser resumidos com o principio de Louis Le Chatelier que diz: “Uma reação química que é deslocada do equilíbrio por uma mudança de condição (concentração, temperatura, pressão e volume) procederá na busca de um novo estado de equilíbrio na direção que pelo menos parcialmente minimizará a mudança nessa condição”

Procedimentos, Resultados, Tabelas e discussão

Parte A – Velocidade de uma reação

Foram Utilizados 8 frascos com 8 combinações diferentes de substancias

que seguem a seguinte tabela :

OBS.: KI 0,2M = catalisador;

Soluções

Composição para cada Tubo de ensaio (mL)

X

KI 0,2M

2

2

2

1

0,5

2

2

2

Na2S2O3 0,0050M em amido 0,4%

1

1

1

1

1

1

1

1

KCl 0,2 M

1

1,5

K2SO4 0,1M

1

1,5

CuSO4 0,1M

1 gota

(NH4)2S2O8 0,1M

2

2

2

2

2

1

0,5

2

Tempo (segundos)

31’58

33’12

33’14

66”30

115”98

52”16

41”30

instantâneo

Com exceção do 8º frasco, foi-se posto por ultimo o (NH4)2S2O8 0,1M. No 8º frasco foi posto a gota de CuSO4 0,1M por ultimo, e em seguida, começado a contagem.

O 1º frasco começou com uma cor verde-lodo, em seguida marrom. Do 2º ao 4º frasco com uma cor cinza grafite e, posteriormente, a mesma sequencia de cores do 1º frasco. Do 5º ao 7º frasco começou com uma cor azul e, em seguida, a mesma sequencia de cores do 2º ao 4º frasco. No 8º frasco, assim que a gota tocou a solução, a coloração passou de transparente para marrom. Com a sequência de cores, conhecendo as concentrações e sabendo os tempos de reação de cada frasco podemos fazer os seguintes cálculos:

([S2O3]) 0,005 M - 1000ml

X - 1ml X = 5x10-6 M

5x10-6M - 5ml

Y - 100ml Y = 10-3M

Vs2o3-2 = ([S2O3]) / T = (10-3)n/ T; Logo podemos perceber também que Vs2o3-2 = 2x V I- :

Ou seja : V I- = (0,0005)m / T

Obs.: KCl 0,2 M e K2SO4 0,1M, entram na equação mais para manter os íons e o volume da solução constante em todos os fracos. E sabendo que a reação desses processos é feita com base na equação S2O8-2 + 2I- SO4-2 + I2 .

Chamando VX = Velocidade de reação do Xº frasco e Calculando-se as ordens de reação de [S2O3-2] e[I2-]:

No frasco 3 para o 4, percebemos que a concentração de S2O3 se mantém constante e a de I- é reduzida pela metade. Como o tempo de reação dobra e, quanto menor tempo, maior a velocidade podemos notar que I- é de ordem 1. No frasco 3 para o 6, percebemos que a concentração de I- se mantém constante e a de S2O3 é diminuida para 2/3. Como o tempo de reação do 7º frasco chega próximo também de 2/3 do tempo de reação do 3º frasco e, quanto menor tempo, maior a velocidade podemos notar que I- é de ordem 1. Assim, podemos dizer que a velocidade de reação de cada frasco foi :

X/ V (M/s)

V[S2O3] = (10-3) / T

3,17 x10-5

3,02 x10-5

3,02 x10-5

1,51 x10-5

8,62 x10-6

1,92 x10-5

2,42 x10-5

V[I-] = (0, 0005) / T

1,58 x10-5

1,51 x10-5

1,51 x10-5

7,54 x10-6

4,31 x10-6

9,59 x10-6

1,21 x10-5

Parte B – Catalise

Foi-se preparado em 3 tubos de ensaio as seguintes soluções:

1)NaOH 2,5M; (2ml)

2)H2SO4 2M + KmnO4 0,1M; (1ml de cada substancia)

3)H2SO4 2M + CuSO4 0,2M; (1ml de cada substancia)

Notas: - H2SO4 2M e NaOH 2,5M => transparentes;

- KmnO4 0,1M => roxo;

- CuSO4 0,2M => azul piscina;

Após as misturas de cada substancia não se foi notado relevantes mudanças de coloração, das resultantes naturais: 1) transparente; 2) roxo e 3) azul piscina.

Em seguida, foi-se adicionado 2ml de H2O2 (catalisador)2M. Assim que se foi retirado do recipiente o peróxido de hidrogênio reagiu com o excesso de oxigênio e entrou em efervescência. No frasco 1 ocorreu o borbulhamento, liberação de gás e aquecimento. No frasco 2 a solução se tornou transparente e borbulhou. No frasco 3 notou-se uma leve liberação de gás.

Parte C – Equilíbrio químico

Foi montado primeiramente Fe(NO3)3 0,1M e KSCN 0,1M ; 15mL de cada, resultando em um coloração vermelha. Depois, dividiu-se essa solução em 3 com 5ml cada e foram feitas as seguintes preparações com os seguintes resultados:

  1. Foi-se adicionado mais 5ml de Fe(NO3)3 0,1M ; a adição de mais reagente na reação tende a se processar mais rápido tendendo para a direita. Resultando numa coloração vermelha mais escura.

  2. Foi-se adicionado mais 5ml de KSCN 0,1M; a adição de mais reagente na reação tende a se processar mais rápido tendendo para a direita. Resultando numa coloração vermelha mais escura.

  3. Foi-se adicionado mais 5ml da mesma solução e 5 gotas de NaOH 6M.; A adição de NaOH 6M fez com que a solução se torna-se amarela com precipitado gelatinoso laranja, não se processando como as outras duas reações.

Nota: Fe3+ + SCN-  Fe[(SCN)]2

Pós-Laboratório

1 –Interprete os resultado da Parte A e indique qual a ordem de reação aos ions I- e S2O8-2.

Para I-, ordem 1 e para S2O82- também 1, assim como demonstrado e explicado no procedimento.

2 – Dos mecanismos propostos na introdução (Manual de Laboratório) qual pode ser indicado considerando o resultado experimental?

O mecanismo 1, pois ele é feito comparando com outros resultados.

3 - Qual a função do CuSO4 nessa reação?

Aumentar a velocidade da reação.

4 - Na parte B em que sistemas podemos indicar a presença de catalisadores?

No primeiro (A), pois em B ele é consumido e na C ele faz parte da reação.

5 – Interprete baseando-se no principio de LE CHATELIER, as observações da Parte C.

Nos frascos 1 e 2, como houve aumento de reagente, logo houve deslocamento da reação para a direita e no frasco 3, aumento dos produtos, deslocação da reação para a esquerda.

Conclusão

Através dos procedimentos e experimentos feitos, pode-se determinar com clareza a concentração das substancias, diferenciar mecanismos para determinar a velocidade de uma reação na parte A, diferenciar reagentes de catalisadores na parte B e notar o principio de LE CHATELIER na parte C.

Bibliografia

http://www.anossaescola.com/cr/webquest_id.asp?questID=1164 ; acessado as 18h56min do dia 03 de outubro de 2010.

http://pt.wikibooks.org/wiki/Introdu%C3%A7%C3%A3o_%C3%A0_Qu%C3%ADmica/Fatores_que_influenciam_a_rapidez_da_rea%C3%A7%C3%A3o ; acessado as 20h21min do dia 03 de outubro de 2010.

Manual de Laboratório; Eliana Mª Romero Teixeira e Regina Célia Monteiro de Paula; Universidade Federal do Ceará

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