relatorio cinetica quimica

1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO
CURSO DE ENGENHARIA MECÂNICA
DISCIPLINA: QUÍMICA PRÁTICA
EXPERIMENTO 8
Aluno: Mônica Suelem, Jainy Carneiro, Laura Castro, Silvanildo Macário
Professor(a): Andréa Ferraz
Turma: 1° Período de Engenharia Mecânica
Data: 13 de Julho de 2014

2. EXPERIMENTO 8: CINÉTICA QUÍMICA
INTRODUÇÃO
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.
-Fatores que afetam as velocidades de reação:
Como as reações envolvem a quebra e formação de ligações respectivas
velocidades dependem da natureza dos reagentes. Entretanto existem 4 fatores que fazem
com que ocorra variação de velocidade
1-O estado físico dos reagentes: Quando os reagentes estão em fases diferentes como
quando um gás reage com um sólido, a reação está limitada a área de contato. Portanto as
reações que envolvem sólidos, tendem a prosseguir mais rapidamente.
2-As concentrações dos reagentes: A medida que as concentrações aumentam, a
frequência de choque molecular, também aumenta, levando a um aumento da velocidade
3- A temperatura na qual a reação ocorre: O aumento da temperatura faz aumentar a
energia cinética das moléculas que se movem mais velozmente, ocasionando um aumento
da velocidade
4-A presença de um catalizador: Catalizadores são substâncias que aumentam a
velocidade das reações sem serem usados, eles afetam os tipos de mecanismos que levam
a reação. Podem ser homogêneos (mesma fase dos reagentes), e heterogêneos (fase
diferente da dos reagentes).
A meia vida de uma reação é o tempo necessário para que a concentração de um
reagente caia para a metade do seu valor inicial. A meia-vida é uma maneira conveniente
de descrever com que rapidez uma reação ocorre. Uma reação rápida tem uma meia-vida
curta.
O processo pelo qual a reação ocorre é chamado mecanismo de reação. Ele
descreve a ordem na qual as ligações são quebradas e formadas, bem como as variações
nas posições relativas dos átomos no curso da reação.
O número de moléculas que participam como reagente em uma etapa elementar
define a molecularidade da etapa. Se uma única molécula está envolvida, a reação é
unimolecular. As etapas elementares envolvendo a colisão de duas moléculas de
reagentes são bimoleculares, e entre duas, termonucleares.
As etapas elementares em um mecanismo de várias etapas devem ser sempre
adicionadas para fornecer a equação química do processo total. Mecanismos de várias
etapas envolvem um ou mais intermediários, ou seja, que não é reagente nem produto na
reação.
Se soubermos que uma reação [e uma etapa elementar, saberemos sua lei de
velocidade. A lei de velocidade de qualquer etapa elementar é baseada diretamente em

3. sua molecularidade. Portanto, trata-se de um processo unimolecular e sua velocidade será
de primeira ordem:
Velocidade= k[A]
No caso de elementares bimoleculares, a lei de velocidade é de segunda ordem:
Velocidade= k[A][B]
Se dobrarmos a concentração de A, o número de colisões entre A e B dobrará, e
vice-versa. Logo, a lei da velocidade será de primeira ordem tanto em A quanto em B, e
de segunda ordem como um todo. A etapa mais lenta da reação é chamada etapa
determinante da velocidade (ou etapa limitante da velocidade), logo, ela governa a lei da
velocidade como um todo.
OBJETIVO
Estudar a variação da velocidade em função de diferentes parâmetros reacionais.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
A- Efeito da temperatura
1- Colocou-se 100 mL de água da torneira em um béquer, 100 mL de água gelada em
outro e 100 mL de água à 40 °C em outro;
2- Colocou-se um terço de um comprimido efervescente em cada béquer;
3- Anotou-se o tempo que levou para cada comprimido reagir.
B- Efeito da superfície de contato
1- Colocou-se 100 mL de água da torneira em dois béqueres;
2- Cortou-se em duas partes um comprimido efervescente;
3- Triturou-se uma das partes do comprimido;
4- Anoutou-se o tempo que levou para cada comprimido reagir.
C- Efeito da concentração
1- Numerou-se oito tubos de ensaios e colocou-se ácido nítrico, tiossulfato de sódio
e água, conforme a tabela:
Tubos nº Na2S2O3 (mL) Água destilada
(mL)
HNO3 (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

4. 2- Anotou-se o tempo necessário para o desaparecimento da marca vista através do
tubo.
D- Ação de catalisadores
1- Colocou-se em vidros relógios diferentes rodelas finas de banana crua, rodelas
finas de banana cozida;
2- Em outros vidros de relógio colocou-se pequenas porções de MnO2, PbO e SiO2.
3- Adicionou-se gotas de água oxigenada e verifica sua decomposição.
RESULTADOS
A- O aumento da temperatura faz aumentar a energia cinética das moléculas e com
isso acarreta no maior choque entre elas. Logo quanto mais alta a temperatura
mais rápida a reação ocorre.
Assim no tubo com água quente o comprimido dissolveu-se mais rápido do que
na água da torneira e que por sua vez dissolveu-se mais rápido do que o tubo com
água gelada.
B- Quanto maior a superfície de contato dos reagentes mais rápido a reação ocorre
devido o aumento dos choques entre as moléculas. Assim no béquer com o
comprimido pulverizado a reação ocorreu mais rápido.
C- Quanto maior a concentração de um dos reagentes maior a quantidade de
partículas da mesma na solução. Assim o número de colisões é maior.
Então nos tubos onde há maior concentração de Na2S2O3 as reações se
processaram mais rápido, na mesma ordem crescente de numeração dos tubos.
Reação observada:
Na2S2O3(aq) +2 HNO3 (aq)  2NaNO3 (aq) + H2S2O3 (aq)
O H2S2O3 é muito instável e logo se decompõe em:
H2S2O3 (aq)  H2O (l) + S (s)+ SO2 (aq)
D- No vidro de relógio contendo banana crua houve a decomposição da banana
devido a uma enzima, catalise, contida na banana. No vidro de relógio contendo
banana cozida quase não houve decomposição da água oxigenada, pois a catalise
foi destruída com o aquecimento.
No vidro de relógio contendo o SiO2 não houve desprendimento de gás, assim
concluímos que não houve reação. Já no vidro contendo o MnO2 houve liberação
de gás e formação de água, assim como no recipiente contendo PbO, indicando
que a decomposição ocorreu.
O MnO2 e a catálise atuaram como catalisadores e com isso a reação pode ocorrer
Reação de decomposição da água oxigenada:
H2O2(aq)  H2O(l) + 1/2O2(g)