Velocidade de reação

Velocidade de reação

VELOCIDADE DE REAÇÃO

DOUGLAS L. da S. CHAGAS

RESUMO

A prática decorrente a respeito de velocidade de reação e influencia da concentração e da temperatura nesta velocidade foi elaborada e visto que, a teoria se identifica com a prática, mas claro que por eventuais erros experimentais podem ter se alterado ou fugido do que a teoria explica, mesmo assim, foram feitos os cálculos de velocidade média de reação, obtive-se gráfico da concentração x velocidade (estão no presente relatório), e com isso concluiu-se a prática dividida em parte 1 e parte 2.

INTRODUÇÃO

A velocidade (v), de uma reação química é definida como a variação do número de moléculas de qualquer reagente ou produto por unidade de tempo. Para sistemas de volume constante, como os que vamos considerar a velocidade de reação, pode ser expressa em função da variação das concentrações de reagentes ou produtos, por unidade de tempo. Assim definida v é independente do volume do recipiente V, onde se processa a reação.

Ocorre o aumento na concentração molar do produto por unidade de tempo ou a perda na concentração molar do reagente no decorrer do tempo, em outras palavras é a rapidez com que os reagentes vão sendo consumidos e os produtos sendo formados.

Fatores que afetam a velocidade de uma reação química:

  • Concentração dos reagentes: O aumento da concentração dos reagentes promove o aumento do número de colisões entre as moléculas. Fazendo com que a probabilidade de colisões que se efetivam aconteça com mais freqüência para a formação do complexo ativado seja maior. Então, quanto maior a concentração dos reagentes, maior será a velocidade de reação.

É muito fácil constatar que o aumento da concentração dos reagentes acarreta um aumento da velocidade de uma reação. Por exemplo, quando abanamos o carvão em brasa numa churrasqueira (veja foto ao lado), o fogo se aviva, pois estamos fornecendo mais ar (ou seja, mais oxigênio) para a queima do carvão; e o fogo se tornaria ainda mais intenso se fosse soprado oxigênio puro. Porque, aumentando a concentração dos reagentes (número de moléculas por unidade de volume), aumentamos a freqüência dos choques entre as moléculas reagentes e, como conseqüência da teoria das colisões, aumenta a velocidade da reação.

  • Temperatura: Um aumento da temperatura do meio onde a reação se processa provoca um aumento de energia cinética das moléculas, que consequentemente aumenta os choques em um intervalo de tempo, assim o número de choques assim como ocorre no aumento da contração dos reagentes também aumenta, elevando a velocidade da reação.

Um alimento cozinha mais rapidamente numa panela de pressão, por exemplo, porque nesse tipo de panela a água ferve a uma temperatura maior, o que favorece o cozimento. Para a melhor conservação de alimentos, eles são guardados em refrigeradores ou freezers, que apresentam temperaturas menores que a do ambiente, diminuindo a velocidade das reações responsáveis pela decomposição.

Outro exemplo da influência da temperatura na velocidade das reações ocorre com a combustão, que é uma reação exotérmica. Em um ambiente onde a perda de calor é pequena (como em uma floresta), a temperatura do ambiente aumenta e provoca um aumento na velocidade de reação de combustão. É isso o que torna os incêndios, especialmente os florestais, tão devastadores.

Jacobus Van't Hoff percebeu que, em algumas reações, uma elevação de 10°C durante a reação fazia com que a velocidade dobrasse. A partir desse fato, ele estabeleceu a seguinte regra, conhecida por regra de Van't Hoff.

Um aumento na temperatura provoca um aumento na energia cinética média das moléculas e, com isso, um aumento no número de colisões, o que irá acarretar aumento da velocidade da reação. Em um sistema, nem todas as moléculas apresentam a mesma energia cinética e somente uma fração delas (representada na área destacada do gráfico) possui energia suficiente para reagir:

Como, com a elevação da temperatura, ocorre um aumento na energia cinética média das moléculas, há alteração na distribuição dessa energia. Dessa maneira, aumenta a quantidade de moléculas com energia suficiente para reagir e, conseqüentemente, há aumento na velocidade da reação.

Diferentes reações ocorrem com diferentes velocidades; em algumas, o consumo dos reagentes e a formação dos produtos são tão rápidos que a reação é praticamente instantânea.

O exemplo mais simples de uma reação é quando um único reagente se transforma em um único produto. Genericamente, temos:

A  B

Reagente  produto

No instante inicial, a concentração ou a quantidade do reagente A é máxima e vai diminuindo com o decorrer do tempo. Já a concentração do produto B, no instante inicial, é igual a zero e vai aumentando com o decorrer do tempo. Normalmente, a concentração é indicada em molL-1(molaridade), sendo representada por um colchete ([]) contendo a fórmula da substância. Podemos representar, em gráficos separados ou em um único gráfico, as variações ocorridas na concentração dos participantes das reações em função do tempo:

Observando os gráficos, verificamos que, no tempo t, o reagente A foi totalmente consumido; logo, a reação terminou. Nesse mesmo tempo t, a concentração do produto B formado é máxima.

DETERMINACAO DA VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇAO

A velocidade média de uma reação química pode ser expressa pela razão entre a variação da concentração de um dos reagentes ou de um dos produtos e o intervalo de tempo no qual ocorreu essa variação:

Vm= variação da concentração / variação do tempo

Além da molaridade, as variações das quantidades de reagentes e produtos podem ser expressas em massa, volume (gases), número de mols etc., enquanto o tempo pode ser expresso em hora, minuto e segundo. Quando a concentração de reagentes e produtos for expressa em molaridade, a expressão da velocidade média será dada por:

Vm = D[ ]/ Dt

onde: Dt = intervalo de tempo ocorre a variação da concentração, ou seja:

Dt = (tfinal – tinicial)

D [ ] = [final] – [inicial]

Ao calcularmos o D[reagentes], notamos que ele apresenta um valor menor do que zero, ou seja, tem valor negativo, pois a concentração final é menor do que a inicial. Para evitarmos trabalhar com valores negativos, usamos -P[reagentes] na expressão da velocidade média dos reagentes. Logo, a velocidade média de consumo dos reagentes é calculada por:

Vm dos reagentes = - D [reagentes]/ D t

Vm dos reagentes = - D [reagentes]/ D t ou

Vm dos produtos = D [produtos]/ D t

Assim, a velocidade média de consumo de um reagente ou de formação de um produto é calculada em função da variação da quantidade de reagentes e produtos pela variação do tempo.

MATERIAIS E REAGENTES

  • Bureta de 50,0 mL (ou de 25,0 mL);

  • Suporte universal;

  • Garras metálicas;

  • Béqueres de 100,0 e 500,0 mL;

  • Tubos de ensaio;

  • Etiquetas para as buretas e os béqueres;

  • Estante para tubos de ensaio;

  • Termômetros de 0° a 100° C;

  • Bico de Bunsen ou chapa de aquecimento;

  • Tela de amianto;

  • Tripé de ferro;

  • Cronômetro ou relógio com marcador de segundos.

  • Solução aquosa de tiossulfato de sódio e 0,30 mol.L-1;

  • Solução aquosa de tiossulfato de sódio 0,05 mol.L-1;

  • Solução aquosa de ácido sulfúrico 0,30 mol.L-1;

  • Solução aquosa de ácido sulfúrico 0,05 mol/L.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

PARTE 1: INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES.

Rotulou-se 03 buretas de 50,0 ou 25,0 mL e 03 béqueres de 100 mL com H2O, H2SO4 e Na2S2O3. Depois, carregaram-se corretamente cada bureta com o respectivo líquido e foi deixado sob cada um o béquer igualmente identificado. Após, pegou-se 04 tubos de ensaio e utilizando a bureta, foi colocado em cada um 4,0 mL da solução de H2SO4 0,3 mol.L-1, numerou-se outros 04 tubos de ensaio: 01, 02, 03, 04 e utilizando as buretas foi colocado nos tubos numerados, a solução 0,3 mol/L de Na2S2O3, conforme a tabela disponibilizada na prática experimental.

Então, pegou-se um dos tubos contendo 4,0 mL de H2SO4 do passo c e adicionou-se ao tubo 01 e foi anotado o tempo (em segundos) que demorou para aparecer a turvação, descartou-se o conteúdo do tubo 01 e lavou-se com água em seguida. Repetiu-se novamente para os tubos 02, 03 e 04 os 2 passos anteriores. Em seguida, calculou-se a velocidade média de reação, conforme as equações apresentadas e fez-se o gráfico da velocidade versus a concentração.

PARTE 2: INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA

Rotulou-se 02 buretas de 50,0 ou 25,0 mL e 02 béqueres de 100 mL com H2O, H2SO4 e Na2S2O3, carregaram-se corretamente cada bureta com o respectivo líquido e foi deixado sob cada um o béquer igualmente identificado, pegou-se 04 tubos de ensaio e rotulou-se como 01, 02, 03, 04, em cada um deles, utilizando a bureta, colocou-se 4,0 mL da solução 0,05 mol.L-1 de H2SO4, pegou-se outros 04 tubos de ensaio e rotulou-se como 01A, 02A, 03A, 04A. Em cada um desses tubos 01A, 02A, 03A, 04A, utilizando a bureta, coloque 4,0 mL da solução 0,05 mol.L-1 de Na2S2O3. Após, colocou-se um béquer de 500 mL, com água até a metade sobre a chapa de aquecimento e introduziu-se-se no béquer os tubos 01 e 01A e um termômetro (0 a 100°C), esperou-se cerca de 1 a 2 minutos para que a temperatura dos tubos se igualasse à temperatura da água do béquer, Depois, mediu-se e anotou-se esse valor, então, jogou-se o conteúdo do tubo 01 no tubo 01 A, mantendo este último imerso na água do béquer, acionou-se imediatamente o cronômetro e observou-se o tubo 01A (que estava dentro da água do béquer). Assim que apareceu uma turvação, parou-se o cronômetro e anotou-se o tempo de reação. Depois, jogou-se fora o conteúdo do tubo 1A e lavou-se para evitar que fique

manchado.

Transferiu-se para a tabela 2 (experimental) a temperatura e o tempo da reação dos tubos

01 e 01ª, ligou-se a chapa de aquecimento e aqueceu-se a água do béquer para aproximadamente 30°C acima da temperatura anterior e com o próprio termômetro agitou-se suavemente a água que estava sendo aquecida, para homogeneizar a temperatura. Depois, colocou-se os tubos 04 e 04A dentro da água do béquer e aguarde cerca de 2 a 3 minutos para que seus conteúdos atinjam a temperatura da água, mediu-se e anotou-se a temperatura, transferindo seu valor para a linha da tabela 2 correspondente aos tubos 04 e 04A. Em seguida, mantendo-se o tubo 04A dentro da água quente, verteu-se sobre ele a solução 0,05 mol.L-1 de H2SO4 do tubo 04, acionou-se o cronômetro imediatamente e observou-se atentamente o tubo 04A que está dentro do béquer e assim que apareceu uma turvação, parou-se o cronômetro anotou-se o tempo de reação e transferiu-se para a linha da tabela 2 correspondentes aos tubos 04 e 04A. Então, jogou-se fora o conteúdo do tubo 04 que foi lavado imediatamente. Após, cuidadosamente, adicionou-se água fria aos poucos e resfriou-se a água do béquer para aproximadamente 10oC abaixo da temperatura do ultimo passo, agitou-se com o termômetro e repitiu-se os passos para os tubos 03 e 03ª e cuidadosamente, adicionou-se água fria aos poucos e resfriou-se a água do béquer para aproximadamente 10oC abaixo da temperatura do passo anterior, agitando-se com o termômetro. Depois, foi repetido os passos para os passos os tubos 02 e 02A. Preencheu-se a última coluna da tabela 2, através do cálculo da velocidade

média, conforme as equações apresentadas e fez-se um gráfico da velocidade versus a temperatura.

RESULTADO E DISCUSSAO

PARTE1

Neste experimento, escolhemos a reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico porque produz enxofre:

H2SO4(aq) + Na2S2O3(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s)

Como o enxofre formado, é insolúvel em água, ele provoca uma turvação que permite ver quando a reação ocorre. Assim poderemos medir o tempo de duração da reação. Mantendo fixa a concentração de ácido e adicionando água à solução de tiossulfato de sódio, verificaremos como a diminuição da concentração de um dos reagentes influi no tempo de reação, isto é, na velocidade da reação. A observação da reação é feita por meio da quantidade de enxofre sólido formado, que vai turvando a solução e conseqüentemente vai diminuindo a visibilidade. Como o volume líquido e a sua altura são a mesma em cada béquer, também é a mesma a quantidade de S(s) formado.

CONCLUSÃO

A temperatura está ligada à agitação das moléculas. Quanto mais calor, mais agitadas ficam as moléculas. Se aumenta a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas (movimento). Se as moléculas se movimentam mais, elas se chocam mais e com mais energia, diminuindo a energia de ativação, deste modo, ocorre também no aumento da concentração dos reagentes que faz com que a probabilidade de colisões que se efetivam aconteça com mais frequência para que a formação do complexo ativado seja maior.

BIBLIOGRAFIA

  1. CONCEITOS BÁSICOS DE CINÉTICA QUÍMICA, VELOCIDADE DE REAÇÃO E INFLUÊNCIAS NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICASdisponível em: <www.marco.eng.br/cinetica/trabalhodealunos/CineticaBasica/velocidade.html > acesso em 16-04-2012;

  1. CONCEITOS BÁSICOS DE CINÉTICA QUÍMICA, arquivo disponibilizado em: <http://ce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade09.pdf > acesso em 16-04-2012;

  1. PORTAL DE ESTUDOS EM QUÍMICA ‘’CINÉTICA QUÍMICA’’ CESAR, Paulo, disponível em: <http://www.profpc.com.br/cin%C3%A9tica_qu%C3%ADmica.htm#1._Velocidade_das_Reações > acesso em 16-04-2012;

  1. FELTRE, Ricardo,1928- Química / Ricardo Feltre. — 6. ed. — São Paulo : Moderna, 2004. Cap. 4, cinética química: O efeito da concentração dos reagentes na velocidade das reações Químicas. Pg 160.

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