Experimento 8 Cinética química

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Experimento 8 Cinética química

  1. 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. 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. 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. 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)

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