Cinética de reação

1. UNIVERSIDADE POSITIVO – UP
Engenharia de bioprocessos e biotecnologia, 1º Período, Turma B
CINÉTICA QUÍMICA
ELISAMA GRAFF CELLA
FELIPE LOPES BACELLAR
CURITIBA – PR
2013

2. SUMÁRIO
SUMÁRIO......................................................................................................................................2
1.INTRODUÇÃO............................................................................................................................3
2.OBJETIVO...................................................................................................................................7
3.MÉTODOS E DISCUSSÃO............................................................................................................8
3.1 Variação da concentração..................................................................................................8
3.2 Adição de catalisador.........................................................................................................9
3.3Variação da temperatura...................................................................................................10
3.4 Reagente Limitante..........................................................................................................11
4.REFERÊNCIAS...........................................................................................................................12

3. 1. INTRODUÇÃO
As reações químicas podem variar em seu resultado de acordo com
seus reagentes e na forma como tais reagentes são adicionados à mistura.
Porém, há variáveis que podem interferir no resultado final de uma mesma
reação sem nem ao menos ser parte direta da mistura, tais como: a
temperatura, a concentração dos reagentes e o acréscimo de catalisador.
Tais elementos aplicados a uma reação ocasionam mudanças na
velocidade das reações, em um nível macroscópico; e seus mecanismos, em
nível microscópico. O estudo de ambos os conceitos cabe ao que é chamado
de Cinética Química, que tem principal foco a determinação da velocidade das
reações de acordo com a temperatura e concentraçãodos reagentes, bem
como os processos que se seguem nos átomos no decorrer de uma reação
química.
Estão incluídos nos estudos de Velocidade de reação os fatores:
Concentração de Reagentes: Visando o choque entre mais moléculas para
maior quebra de ligações a velocidade da reação se relaciona com as
concentrações dos reagentes sendo utilizados.
Superfície de Contato: Seguindo o mesmo conceito da concentração, quanto
maior for o contato entre os reagentes, maior será a velocidade da reação. A
dissolução de pastilhas antiácidas moídas na água é exemplo disto.
Pressão: O aumento de pressão sobre sistemas gasosos causa maior colisão
das moléculas, gerando, na velocidade, aumento na velocidade da reação.
Temperatura: Causa favorecimento à velocidade de reação dependendo do
tipo de reação que se almeja, se endotérmica ou exotérmica. Frisa-se,
portanto, que o aumento da temperatura nem sempre causa aumento na
velocidade de reação.

4. Catalisadores: Permitem que a reação tome um caminho alternativo, que exija
menor energia de ativação. Consequência é o processamento mais rápido da
reação sem modificação do produto final.
A teoria da velocidade das reações pode ser descrita pela fórmula da lei
cinética de uma reação, que permite calcular a velocidade de determinada
reação se utilizando de suas concentrações e número de moléculas, mols,
presente na mistura, pela fórmula:
v = k · [X]m · [Y]n
Onde:
k : constante da velocidade da reação, dependente da temperatura.
[X] e [Y]: concentração dos reagentes X e Y em mol/L
m e n: são expoentes determinados experimentalmente, e que recebem o
nome de "ordem da reação". Assim:
m: ordem da reação em relação a X
n: ordem da reação em relação a Y
m + n: ordem total da reação
Aos mecanismos de Reação são atribuídas as fases de uma reação
comum. Uma reação química pode ocorrer em apenas uma etapa ou duas ou
mais etapas. Às reações em uma etapa é dado o nome de Reações
Elementares. Já as que possuem mais de uma são chamadas de Reações
Complexas.
As reações orgânicas possuem normalmente mais de uma etapa e
essas etapas intermediárias podem acontecer dependendo do mecanismo que
é empregado, ou do reagente que é adicionado. Essas etapas podem ser
descritas pelo mecanismo da reação que é a simulação do caminho que os
reagentes fazem até chegar ao produto final.

5. A obtenção desse mecanismo não pode ser dada empiricamente, pois é
necessária a realização da prática para obtenção da velocidade final da reação,
uma vez que os compostos orgânicos reagem entre si de várias formas: ruptura
das ligações, formação de compostos intermediário. Existem fatores que
interferem no produto final da reação, como, por exemplo, a natureza do
solvente, polaridade das ligações, troca de elétrons, etc. Portanto, um
determinado mecanismo nem sempre é o único caminho para a formação do
produto, eles podem ocorrer de várias formas, ionicamente ou via radicais
livres por exemplo.
Mecanismo iônico : processo que tem início através da ruptura heterolítica de
uma ligação covalente e formação dos íons (carbocátion e carbânion).
Mecanismo via radicais livres : a ruptura homolítica de uma ligação covalente
forma radicais livres (muito instáveis e reativos).
Tipos de reação
A maioria das reações podem ser encaixadas em uma das 6 categorias:
substituição, adição, eliminação, rearranjos, oxidação e redução. Substituição:
Nas reações de substituição, o substrato tem um de seus ligantes substituído
por outro;
Substituição Nucleofílica (SN2):
Nesse mecanismo ocorre ataque nucleofílico, formando um estado de
transição e eliminação do grupo abandonador. Nesse mecanismo, a velocidade
da reação depende da concentração dos dois reagentes: o nucleófilo e o
substrato. Isto ocorre porque a primeira etapa é lenta, portanto, determina a
velocidade da reação.
Substituição Nucleofílica (SN1):
Este mecanismo é de primeira ordem, ou seja, consiste de duas etapas:
Na primeira tem lugar a saída do grupo saliente e a formação do intermediário
carbocátion e, na segunda, o nucleófilo se une ao composto.

6. Adição Nucleofílica:
Reação comum dos compostos carbonilados, ocorre quando o substrato
adiciona na primeira etapa um reagente nucleófilo.
Adição eletrofílica:
Reação comum em alcenos e alcinos ocorre quando o substrato
adiciona na primeira etapa um reagente eletrófilo;
Eliminação:
Estas reações podem ocorrer por mecanismo heterolítico (via radicais
livres são raras). Ocorre a eliminação de alguma ligação entre os compostos.
Rearranjos:
Podem envolver migração de um átomo ou grupo de um átomo para
outro. Migrante é quando se move para ao tomo izinho, no entanto, podem
ocorrer também rearranjos para átomos mais distantes.
Oxidação:
É o processo químico em que uma substância perde elétrons, partículas
elementares de sinal elétrico negativo. Redução: Consiste no ganho de
elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estrutura interna.
Ao final, convém relacionar estas variáveis à reação com a finalidade de
obter resultados práticos nos conformes dos resultados teóricos,
providenciando análise dos ocorridos durante determinado experimento e,
consequentemente, obtendo resultados mais precisos e coerentes para
posterior estudo.

7. 2. OBJETIVO
Determinar através de práticas experimentais as velocidades de reação
das reações, alterando parâmetros como concentração do reagente, utilização
de catalisador ou variação de temperatura. E avaliar as reações e seus
mecanismos envolvidos na prática.

8. 3. MÉTODOS E DISCUSSÃO
3.1 Variação da concentração
Com o auxílio de uma pipeta volumétrica foi coletado 5mL de ácido
oxálico 0,5M e adicionado há dois tubos de ensaio, no primeiro adicionou-se
em seguida 1 mL de ácido sulfúrico 4,0M e 4mL de Permanganato de potássio.
No segundo tubo de ensaio adicionou-se junto ao ácido oxálico 1mL de ácido
sulfúrico 4,0M, 10 mL de água destilada e 4mL de permanganato de potássio
0,01M. E então foi marcado o tempo necessário para a descoloração das duas
amostras, tomando o cuidado de iniciar a contagem do tempo imediatamente
após a adição de todos os reagentes.
Os resultados obtidos em função do tempo podem ser observados na tabela I:
Tabela I
Amostras Tempo
Amostra 1 31:35 minutos
Amostra 2 46:04 minutos
As amostras perderam o tom roxo derivado da adição do permanganato
de potássio e se tornaram transparentes ao final da experiência. Evidenciando
a formação do produto. A diluição da amostra 2 evidencia a direta relação entre
a concentração dos reagentes na formação do produto. A presença da água
destilada torna a amostra 2 mais diluída em relação a amostra 1 em média 14
minutos mais lenta.
Representação da reação:
5H2C2O4 + 3H2SO4 + 2KMnO4 ---> 10CO2 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
Velocidade de reação na amostra I:
[5]5 x [1]3 x [4]2 / 1.895 ----> 26,4 mL/s
Velocidade de reação na amostra II:

9. [5]5 x [1]3 x [4]2 / 2.764 - 18,09 mL/s
3.2 Adição de catalisador
Foram separados dois tubos de ensaio como amostra A e B. Pipetou-se
em cada um deles 1 mL de ácido oxálico 0,5M e 1 mL de ácido sulfúrico 4,0 M.
Na amostra A adicionou-se 4mL de Permanganato de potássio 0,01M e foi
cronometrado o tempo até a descoloração total da substância. Na amostra B
foram adicionadas 5 gotas de Sulfato de magnésio 1,0M e 4mL de
permanganato de potássio 0,01M tomando o cuidado de cronometrar a reação
dos reagentes até a completa mudança de coloração da substância.
Os resultados obtidos em função do tempo podem ser observados na tabela II:
Tabela II
Amostras Tempo
Amostra A 09:23 minutos
Amostra B 03:34 minutos
Após a completa reação as amostras passaram de roxo para incolor, o
que evidência a formação do produto nas soluções. A adição das 5 gotas de
sulfato de magnésio, como catalisador na amostra B, demonstra a diminuição
da energia de ativação na formação do produto em média 6 minutos mais
rápida. O íon Magnésio (Mg+2 ) catalisa a reação, reduzindo o Permanganato de
potássio (KMnO4). A oxigenação do ácido oxálico (H2C2O4) pelo Permanganato
é uma reação lenta, porém com a adição do Sulfato de Magnésio (MnSO4) há
uma reação intermediária que tira o Sultato da molécula de Sulfato de
Magnésio e formando o óxido de magnésio (MnO2) que é bastante reativo,
tornando a formação do produto mais rápida.
Velocidade de reação na amostra A:
[5]5 x [1]3 x [4]2 / 563 = 88,8 mL/s
Velocidade de reação na amostra B:

10. [5]5 x [1]3 x [4]2 / 214 = 233,6 mL/s
3.3 Variação da temperatura
Foram separados dois tubos de ensaio como amostra I e II. Pipetou-se
em cada uma delas 5mL de ácido oxálico em solução 0,5M, e adicionou-se
1mL de ácido sulfúrico 4M. No tubo I foi adicionado 4mL de Permanganato de
potássio 0,01M e feito isso foi acionado o cronômetro para evidenciar o tempo
de reação, até o completo desaparecimento da coloração roxa para incolor. A
amostra II foi colocada em banho-maria por cinco minutos, tomando o cuidado
de agitar a amostra para um valor de temperatura homogêneo em toda a
amostra, adicionou-se então 4 mL de Permanganato de potássio 0,01M com
imediata cronometragem do tempo até a total descoloração.
Os resultados obtidos em função do tempo podem ser observados na tabela III:
Tabela III
Amostras Tempo
Amostra I 30:36 minutos
Amostra II 00:45 segundos
Com a variação da temperatura das amostras foi evidenciada a relação
direta do aumento da temperatura com a velocidade da reação. Ao subir a
temperatura o grau de entropia da substância aumenta fazendo com que a
agitação entre as moléculas facilite o choque entre elas e assim aumente
bruscamente a velocidade de reação na formação do produto.
Variação da velocidade de reação Amostra I:
[5]5 x [1]3 x [4]2 / 1.836 = 27,2 mL/s
Variação da velocidade de reação Amostra II:
[5]5 x [1]3 x [4]2 / 45 = 1.111,1 mL/s

11. 3.4 Reagente Limitante
Foram separados dois béquers e adicionado 20mL de água destilada à
primeira amostra e 20mL de álcool etílico a segunda amostra. Adicionou-se
então quantidades iguais de uma pastilha efervescente.
Foi observado que na solução com água destilada a pastilha se
dissolveu rapidamente, já a solução com álcool etílico foi bastante lenta e se
estabilizou após alguns segundos, evidenciando a reação direta da pastilha
com as moléculas de água, para a liberação de oxigênio, no béquer que
continha o álcool a quantidade de água disponível para a reação é baixa e por
isso a efervescência se estabiliza após alguns segundos, porém se for
adicionada mais água gradativamente a solução, a pastilha continua a se
dissolver, formando mais produto, ou seja, formando mais oxigênio o que
demonstra que a água é o fator limitante na reação. A primeira amostra por
possuir bastante água livre consegue dissolver rapidamente a pastilha, o que
não é observado na presença de pouca água, como no caso da segunda
amostra com quantidade de água limitada.

12. 4. REFERÊNCIAS
http://www.iq.ufrgs.br/lasomi/materiais/Mecanismos_de_reacao_-
_parte_I.pdf <acessadp em 01/07/2013>
http://www2.ufpa.br/quimdist/livro_novo/quimica_organica_teorica/cap
%20%2010.pdf <acessado em 01/07/2013>
http://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/cinetica-quimica-reacoes-quimicas-
rapidez-e-influencias.htm <acessado em 01/07/2013>