2. Trabalho Experimental Cinética Química II 12. Introdução



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12.Trabalho Experimental

Cinética Química II
12.1 Introdução
A cinética química tem importância sob diversos aspectos. De uma parte ela é a fonte mais útil de informação de como as reações químicas ocorrem – isto é, o mecanismo das reações químicas – que é um dos problemas mais interessantes da química moderna. Por outro lado, um conhecimento das velocidades das reações é essencial para o sucesso de muitos processos químicos industriais; ele permite ao químico selecionar as condições de uma reação de modo a obter a velocidade ótima nas condições mais econômicas.

Reações entre íons em solução são, em geral, extremamente rápidas. Um exemplo é a neutralização de um ácido por uma base, que se dá segundo a rapidez com que as soluções podem ser misturadas.


12.2 Efeito da temperatura na velocidade da reação
A velocidade de uma reação entre moléculas gasosas depende, além do efeito estérico (efeito de orientação), da (1) freqüência das colisões moleculares e da (2) fração de moléculas que colidem possuindo energia suficiente para reagir. Esses dois fatores são diretamente afetados por uma das condições sob as quais a reação está se processando, a temperatura.

A elevação da temperatura aumenta a freqüência das colisões moleculares, e esta contribui, em alguma extensão, para o aumento da velocidade de uma reação.

No entanto, este efeito não é substancial; por exemplo, no nível das temperaturas ordinárias, um acréscimo de 10°C aumentaria em apenas 2% a freqüência das colisões das moléculas gasosas. Muito mais importante é o fato de que uma elevação da temperatura aumenta a proporção de moléculas que terão energia suficiente para reagir. Consequentemente, quanto maior for a temperatura maior será a proporção de moléculas que colidem que realmente reagirão umas com as outras; como resultado, maior será a velocidade da reação.

Como exemplo de como a velocidade de uma reação aumenta com a elevação da temperatura, temos a decomposição térmica do HI(g) em H2(g) e I2(g) (esse último em equilíbrio com os átomos isolados I(g)). Verifica-se experimentalmente que, a 400°C, a dissociação é cerca de 250 vezes mais rápida do que a 300°C, e que a 500°C ela é cerca de 250.000 vezes mais rápida do que a 300°C.


12.3 Efeito da concentração na velocidade da reação

Enquanto a temperatura de um dado sistema em reação permanece constante, a proporção de moléculas com energia suficiente para reagir quimicamente permanecerá constante. Um outro meio de aumentar a velocidade de uma ração sem elevar a temperatura ou introduzir um catalisador é alterar a freqüência das colisões.

A freqüência das colisões entre as moléculas de um sistema depende do número de moléculas presentes em um dado volume, a velocidade de uma reação química deve depender da concentração de uma ou mais espécies moleculares reagentes.
12.4 Velocidade de corrosão

A velocidade de corrosão pode se classificar em velocidade média de corrosão e velocidade instantânea de corrosão.

Ambas são de grande interesse no estudo de processos corrosivos. Com base na velocidade média de corrosão, pode-se estimar o tempo de vida útil de uma determinada estrutura. Com base na variação da velocidade instantânea, pode-se, por exemplo, verificar a necessidade de aumentar ou diminuir a concentração de um inibidor num dado momento.

A velocidade média de corrosão pode ser obtida pela medida da diferença de peso apresentada pelo material metálico ou pela determinação da concentração de íons metálicos em solução durante intervalos de tempo de exposição ao meio corrosivo.



12.5 PARTE EXPERIMENTAL
Materiais: Reagentes:

Tubos de ensaio Solução de IO-3 0,02 mol/L

Estante para tubos Solução de HSO-3 0,02%

Cronômetro

Béqueres

Pipetas
OBS.: Preparo da solução de HSO-3 : 0,2g de HSO-3, 4g de amido, 5mL de H2SO4 1mol/L, diluindo até 1 litro de solução com água destilada.


1ª EXPERIÊNCIA: Efeito da variação da concentração na velocidade da reação

a) Em um suporte para tubo de ensaio, coloque 5 tubos de ensaio numerados de 1 a 5;

b) ao tubo 1 adicione 10mL de solução de IO-3 e a seguir, a cada um dos demais tubos 8, 6, 4 e 2mL, respectivamente, na ordem crescente de suas numerações;

c) Coloque no tubo 2, 2mL de água destilada; no tubo 3, 4mL de água destilada prosseguindo em ordem crescente de 2mL de volume para cada tubo, até o número 5 que deve receber 8mL de água destilada.

d) Agite cada tubo para homogeneizar a solução.

e) coloque em cada tubo, 10mL de solução de HSO-3 e, com o auxílio de um cronômetro, marque o tempo, inclusive os segundos, desde o momento em que se adicionou a solução de HSO-3 até o aparecimento de uma cor azul.

Equação da reação:

2 IO-3(aq) +2 H+(aq) +5 HSO-3(aq) I2(ads) + HSO-4(aq) + H2O(l)

f) Anote os resultados na tabela abaixo:




Número do tubo

IO-3 (mL)

H2O

Destilada(mL)

HSO-3 (mL)

Tempo marcado(s)

1














2














3














4














5













g) Analise e comente os resultados obtidos na experiência realizada baseados na teoria cinética.



f) Faça o gráfico: tempo x concentração para os valores obtidos na experiência






2ª EXPERIÊNCIA: Efeito da temperatura na velocidade de reação


  1. Adicione em um tubo de ensaio 10mL de solução de IO-3 e um outro tubo 10mL de solução de HSO-3;




  1. Em um béquer contendo água com algumas pedras de gelo coloque os 2 tubos e espere o tempo suficiente para que as soluções dos tubos atinjam a mesma temperatura da água.



  1. Com auxílio de um termômetro anote a temperatura da água;

d) Junte a solução de IO-3 à solução de HSO-3, agite para homogeneizar a solução, e mantendo o tubo com a solução dentro do banho, marque o tempo para que a reação se processe.

e) anote os resultados na tabela abaixo:





Temperatura


Tempo de reação

Reação no

banho de gelo








Reação do tubo (1) da experiência anterior








f) Compare os resultados e os explique.





Questionário
1) Nas duas experiências realizadas, explique porque ocorre o aparecimento da cor azul nas reações entre IO-3 e HSO-3.


2) Explique em que conceitos você se baseou na comparação dos resultados das duas experiências.



3)Faça um gráfico: “ avanço da reação x energia” para a reação de decomposição do peróxido de hidrogênio sem catalisador e catalisada pelo dióxido de manganês.



4) Explique a afirmativa: “ O aço queima com dificuldade no ar que tem apenas 20% de O2, mas queima com chama branca e brilhante no oxigênio puro.”



5) Explique, com base na cinética química, porque os alimentos em um freezer se conservam por mais tempo do que em uma geladeira.







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