Universidade Federal de Minas Gerais

Química Geral Experimental

Cinética Química

Introdução

Através de observações do dia a dia e no laboratório, notamos que algumas reações se processam rápido, enquanto outras acontecem lentamente. A velocidade com que as reações químicas se processam depende de vários fatores. São eles:

Concentração de reagentes Temperatura Natureza dos reagentes Catalisadores

Sabendo disso, é possível controlar e alterar a velocidade dessas reações, diminuindo ou aumentando-as, de forma a otimizar os resultados.

Objetivo

Os procedimentos visam o conhecimento de alguns fatores que causam a alteração na velocidade das reações.

Materiais

10 Tubos de ensaio 18 x 150 mm

3 Tubos de ensaio 12 x 120 mm

2 Pipetas graduadas (10 ± 0,05)ml

1 Béquer de (50 ± 5)ml

1 Béquer de (100 ± 5)ml

1 Béquer de (250 ± 12,5)ml

4 Conta-gotas

1 Suporte para tubos de ensaio

1 Termômetro 0ºC a 100ºC

1 Cronômetro

1 Pro-pipeta ou pêra

1 Frasco de Resíduos

Reagentes e Indicadores

Solução 0,01 mol/L de KIO3 (50 mL)

Solução a 0,04% m/v de NaHSO3 em dispersão de amido 0,2% (70 mL)

H2O2 10 volumes (5 mL)

Solução de FeCl3 0,5 mol/L (1 mL)

Solução de CuSO4 0,5 mol/L (1 mL)

Solução de Na2 HPO4 0,25 mol/L (1 mL)

Gelo

Procedimento 1

Efeito da concentração na reação:

Colocou-se 5 tubos de ensaio 18 x 150mm enumerados em um suporte para tubos de

ensaio. No primeiro tubo, adicionou-se 10 ml da solução de 0,01 mol/L de KIO3.

Depois adicionou-se 8, 6, 4 e 2 ml da solução de 0,01 mol/L de KIO3, aos tubos 2, 3, 4,

e 5 respectivamente.

No tubo numero 2, colocou-se 2ml de água destilada. Nos outros tubos foi adicionado,

4, 6 e 8 ml de água, respectivamente em ordem crescente dos tubos. De forma que no

final, todos os tubos tinham 10 ml de solução.

Agitou-se os tubos para homogeneizar a solução.

Adicionou-se ao tubo numero 1, 10 ml de solução a 0,04% m/v de NaHSO3 e com o

auxilio de um cronometro, marcou-se o tempo entre a adição da solução e o inicio do

aparecimento de uma coloração azul no tubo. Anotou-se o tempo.

Repetiu-se o procedimento para os outros 4 tubos de ensaio, e anotou-se os resultados.

Resultados e discussão

Tabela 1- Tempo de reação em relação ao volume de solução adicionado

Tubo Nº KIO3 /ml Água destilada /ml NaHSO3 /ml Tempo decorrido /s

1 10 0 10 35

2 8 2 10 56

3 6 4 10 69

4 4 6 10 90

5 2 8 10 268

Gráfico 1- Tempo de reação em relação à concentração de KIO3 na solução

FAZER EM PAPEL MILIMETRADO

Através da observação da Tabela 1, percebeu-se que quando a concentração de KIO3

diminui a velocidade da reação também diminui (o tempo para a mudança de cor da

solução aumenta).

O efeito da concentração dos reagentes sobre a velocidade de determinada reação é

explicada pelo fato da necessidade de colisão entre as moléculas. Pois, quanto maior o

numero de colisões, maior o numero de quebra de ligações para formação de outras.

Assim, quanto maior a concentração de reagentes, maior o numero de colisões, e mais

rápido a reação ocorrerá (Tubo 1).

Quando a concentração de reagentes é menor, ocorre menos choque entre as moléculas,

aumentando o tempo para que a reação ocorra (Tubo 5).

Procedimento 2

Efeito da temperatura na reação:

Colocou-se em um tubo de ensaio de 18 x 150 mm, 5 ml de solução de KIO3 e em

outro tubo, 5 ml de solução de NaHSO3.

Com o auxilio de um termômetro, mediu-se a temperatura no interior dos tubos à

temperatura ambiente, e adicionou-se ao tubo com a solução de KIO3 a solução de

NaHSO3.

Agitou-se para homogeneizar a solução, e com o auxilio de um cronometro, monitorou-

se o tempo necessário para que a reação ocorresse.

Anotou-se os resultados.

Repetiu-se o mesmo procedimentos em outras duas temperaturas, 15º e 5º graus.

Para se chegar a essas temperaturas, os tubos foram colocados em banho de gelo,

monitorando-se a temperatura deles.

Resultados e discussão

Tabela 2- Tempo de reação em função da Temperatura

Tubo Nº Temperatura (ºC) Tempo decorrido (s)

1 24,9 38

2 14,50 44

3 5,6 59

Através da Tabela 2, notamos que quanto menos a temperatura, maior o tempo para que

a reação ocorra. Isso é explicado, pois o aumento da temperatura causa o aumento da

energia cinética das moléculas. A maior energia cinética das moléculas, causa o

aumento nas colisões das moléculas, quebrando mais ligações e criando novas,

aumentando a velocidade da reação.

Assim, a reação no tubo 1 ocorre mais rapidamente que a do tubo 2 e 3.

Procedimento 3

Efeito do catalisador sobre a reação:

Foi colocado em um suporte para tubos de ensaio, 3 tubos de ensaio. Com o auxilio do

conta-gotas foi adicionado 1,0 ml de água oxigenada a 10 volumes em cada um dos 3

tubos.

Com outra pipeta, foi adicionado ao tubo as seguintes soluções:

Tabela 4- Quantidade de soluções e volumes nos tubos

Tubo Nº Solução a ser adicionada Volume a ser adicionado

1 FeCl3 2 gotas

2 CuCl2 2 gotas

3 Na2HPO4

FeCl3

3 gotas

2 gotas

Foi observado e anotado a influencia de cada substancia adicionada na velocidade de

desprendimento de gás.

Resultados e discussão

Tabela 5- Observações da influência das substancias no desprendimento de gás

Tubo Nº Solução a ser

adicionada

Volume a ser

adicionado

Observações

1 FeCl3 2 gotas Cor alaranjada

Desprendimento de muitas bolhas após

15 segundos

2 CuCl2 2 gotas Cor azulada

Desprendimento de poucas bolhas,

após 1 minuto

3 Na2HPO4

FeCl3

3 gotas

2 gotas

Cor amarelada

Formação de poucas bolhas (mais

bolhas, se comparado ao tubo 2)

Nesse experimento, foi testado o efeito de diferentes catalizadores para ver como

atuavam na reação.

No tubo 1, colocou-se cloreto de Ferro III na água oxigenada, e obervou-se grande

formação de bolhas (desprendimento de oxigênio)

No tubo 2, foi observada uma pequena quantidade de bolhas, o que indica que é um

catalisados mais fraco que o adicionado ao tubo 1.

No tubo 3, observou-se pouca formação de bolhas, tratando-se de um catalizador mais

fraco que o do tubo 1. Isso ocorreu, pois o Na2 HPO4 e o FeCl3 reagem e formam um

composto, o Fe2 ( HPO4 ) 3 , que impede o efeito do catalisador. Já que o Fe +3,

responsável por catalisar da reação, reagiu, não ficando mais disponível para a catálise.

3 Na2 HPO4(aq) + 2FeCl3 (aq) → Fe2 (HPO4 )3(aq) + 6NaCl (aq)

Conclusão

As experiências realizadas proporcionaram o conhecimento dos princípios da cinética

química. Foi observado que a maior concentração de reagentes acelera a velocidade da

reação, devido ao aumento da interação entre as moléculas. Observamos que o aumento

da temperatura também aumenta a velocidade da reação pois aumenta a energia cinética

das moléculas.

Por fim, vimos a ação dos catalisadores, que diminuem a energia de ativação, e

aumentam a velocidade com que as reações ocorrem.

Assim, vimos que a velocidade de uma reação é muito relativa, pois depende de vários

fatores para se realizar.

Referências

Apostila- Química Geral- 2º Semestre 2015.

BROWN, T. L.; Química: a Ciência Central, 9ª Edição 2006.