RELATÓRIO 4

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RELATÓRIO
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II
Cinética Química – Velocidade de Reação
Curso: Engenharia Química (Noturno)
Professora: Eliane Pedrozo
Data: 26/09/2013
Objetivo
Estudar o efeito da mudança de temperatura, concentração e superfície de contato na velocidade da reação entre hidróxido de sódio e bicarbonato de sódio.
Introdução
Cinética Química
 
Cinética química é a parte da Química que estuda a velocidade das reações. Em geral, as reações químicas podem ser rápidas ou instantâneas, moderadas ou lentas. O grau de efetividade e a rapidez com que uma reação química se desenvolve dependem basicamente da relação entre a energia de ativação e a velocidade de uma reação. Sendo um dos mais significativos benefícios o conhecimento dos detalhes de como as variações químicas ocorrem.
Os fatores que controlam o quão rapidamente as transformações químicas ocorrem incluem: natureza dos reagentes e produtos, a concentração das espécies reagentes, o efeito da temperatura e a influência dos agentes externos como os catalisadores.
Algumas reações são naturalmente rápidas ou lentas, dependendo da composição química das moléculas ou íons envolvidos, se comparadas sob mesmas condições ambientais, além do estado físico das moléculas, pois normalmente a velocidade segue a ordem de velocidade crescente de gases, soluções, líquidos puros e sólidos, devido ao aumento da superfície específica; Já a concentração dos reagentes, refere-se a probabilidade de encontro de duas moléculas- a reação- dessa forma com o aumento da concentração em uma mistura homogênea gerará maior quantidade de choques efetivos; em contrapartida, para misturas heterogêneas, a velocidade depende também da área de contato entre as fases. A temperatura afeta quase todas as reações químicas, as quais ocorrem mais rapidamente de acordo com o aumento da temperatura. Van’t Hoff, químico holandês, observou empiricamente que a cade 10ºC de elevação da temperatura, a velocidade da reação duplica, criando uma fórmula empírica futuramente melhorada por Svante arrhenius () envolvendo a constante da velocidade, energia de ativação, temperatura absoluta e constante universal dos gases. E por fim, os catalisadores afetam a velocidade de muitas reações devido a diminuição da energia de ativação, diminuindo a velocidade de reação, eles não são consumidos durante o curso da reação, portanto não interferem nos produtos, o 
que é ilustrado no gráfico a seguir:
A velocidade média de uma reação química é exposta pela fórmula . Assim, para determinar a velocidade de uma dada reação química, deve-se medir quão rapidamente a concentração de um reagente ou produto variam durante o curso da investigação. Na prática, a espécie cuja concentração é mais fácil de acompanhar é determinada a vários intervalos de tempo.
Na cinética química um conceito fundamental é o de velocidade instantânea. A velocidade instantânea pode ser entendida como uma velocidade média calculada em um intervalo de tempo muito curto, em torno de um instante de tempo de referência. Pode-se compreender a velocidade instantânea como o limite da velocidade média para um intervalo de tempo tendendo a zero, o que matematicamente corresponde à derivada da função que descreve a variação da concentração com o tempo.
. Para obter a velocidade de uma reação em um determinado instante, uma maneira é traçar a tangente no ponto correspondente do gráfico de concentração versus tempo. Como se pode ver no gráfico abaixo:
Do ponto de vista cinético, as reações químicas podem ser classificadas elementares e não elementares. Reações elementares são aquelas que ocorrem em uma só etapa e para elas a equação estequiométrica traduz perfeitamente o mecanismo pelo qual a reação ocorre. Por exemplo, para a reação elementar. Sua velocidade depende do número de colisões das moléculas do reagente A com as moléculas do reagente B. Portanto, sua velocidade será proporcional à concentração do reagente A e à concentração do reagente B: . Reações não elementares são aquelas que ocorrem por meio de várias etapas elementares, cada uma com uma expressão de velocidade própria. Por exemplo, a reação entre o hidrogênio e o bromo para formar ácido bromídrico, no estado gasoso:  
	Sendo assim, a ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade). Consideremos a reação geral:
aA + bB → cC + dD. A equação da velocidade assume a forma: Velocidade = k[A]α.[B]β. α, β,k determinados experimentalmente.
	A ordem da reação pode representar mudanças na velocidade, tais como na ordem zero em relação a um reagente, a alteração da concentração desse reagente não causa alteração na velocidade; em primeira ordem em relação a um reagente, se for duplicada a concentração, duplica a velocidade da reação, em ordem n em relação a um reagente: se duplicar a concentração aumenta de 2n a velocidade da reação.
2.2. Antiácidos
	Os antiácidos vendidos nas farmácias, sendo este o utilizado no experimento, são comprimidos efervescentes constituídos, em geral, das substâncias bicarbonato de sódio e ácido cítrico que se encontram reunidas, ambas no estado sólido, no interior de um envelope. As substâncias presentes apresentam afinidade com a água, e como são bases reagem com ácido, sendo neutralizadas, isto é, tornando o pH da solução final próximo à 7.
Eles são medicamentos que aumentam o pH gástrico, neutralizando o ácido clorídrico liberado pelas células gástricas (células parietais). Por tal motivo permanecem amplamente empregados na medicina humana e na automedicação segura. Além da propriedade antiácida, alguns destes agentes apresentam características farmacológicas úteis, pois alguns sais de magnésio e de alumínio – também utilizados em alguns comprimidos antiácidos - exercem também efeito demulcente e adsorvente.
Parte experimental
Dispõem-se ordenadamente sobre a bancada do laboratório 5 béqueres (limpos e secos) adicionando na sequência: um comprimido de antiácido triturado, um comprimido de antiácido triturado, dois comprimidos de antiácido triturados, um comprimido de antiácido inteiro e um comprimido de antiácido inteiro. Enumera-os como I, II, III, IV, V
Em uma proveta mede-se 5 volumes de 20,0 mL de solução de NaOH 2,0% (p/p) para 5 béqueres de 60 mL e adiciona-se duas gotas de fenolftaleína em cada béquer até surgir uma coloração na solução. Anota-se a temperatura inicial de cada solução. Ao primeiro béquer, adiciona-se 20 mL da solução de NaOH (após a adição o cronômetro foi acionado). Observa-se o desenvolvimento da reação até o momento da mudança de coloração. Para-se o cronômetro e anota-se o tempo gasto. 
Repete-se o procedimento para os béqueres II, III, IV e V, sendo que para o béquer II e V a temperatura da solução de NaOH estava acima de	 40 °C. Montou-se uma tabela contendo as informações obtidas em cada experiência.
Resultados e Discussões
Quando adiciona-se fenolftaleína às soluções de NaOH, estas adquirem coloração rosa devido ao seu caráter básico. Ao misturar as soluções com os antiácidos, tem-se a seguinte reação:
NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O
	Béquer
	Antiácido
	Temperatura
	Tempo de Reação
	Coloração
	I
	Triturado
	 Ambiente 
	93,84 s
	Rosa claro
	II
	Triturado
	Acima de 40ºC
	32,26 s
	Rosa
	III
	Triturado (dois)
	Ambiente 
	29,57 s
	Incolor
	IV
	Inteiro 
	Ambiente 
	89,14 s
	Rosa claro
	V 
	Inteiro 
	Acima de 40ºC
	99,78 s
	Rosa claro 
Analisando o béquer I com os béqueres II e III, observa-se que tI>tII>tIII, o que indica que a velocidade de reação foi alterada (vI<vII<vIII). Isso também ficou evidenciado nas cores das soluções, pois a solução do béquer III ficou incolor devido ao consumo total de NaOH, indicando que esta reação foi mais rápida. 
Analisando o béquer I e IV, percebe-se que tIV>tI, o que indica
que a superfície de contato tem grande influência na velocidade de reação.
Tais tempos foram anotados a partir da parada do cronometro diante da mesma tonalidade de rosa de todas as soluções. Em contrapartida, a coloração foi anotada ao fim de todos os experimentos.
 
Conclusão
Pode-se concluir que a temperatura não possui uma influência tão significativa quanto o aumento da concentração ou da superfície de contato na velocidade dessa reação. Entretanto, não se sabe porque as soluções dos béqueres I, II, IV e V não ficaram incolor. Talvez seja porque não tinha antiácido suficiente para reagir com o hidróxido de sódio ou talvez por a reação ser lenta não foi possível acompanhar todo o seu desenvolvimento, interrompendo o experimento antes.
Questões
6.1 A partir das experiências realizadas no laboratório, qual a reação que visualmente se consumiu mais rápido? 
	R: A reação que ocorreu com maior velocidade foi a do béquer III, onde havia maior concentração de bicarbonate de sódio.
6.2. Com os dados obtidos das experiências, coloque em ordem crescente de velocidade de reação os experimentos I, II, III e diga qual foi o fator de influência na velocidade de cada reação. . O que você faria para diminuir a velocidade da reação do béquer III sem mexer nas quantidades dos reagentes envolvidos no processo? 
	R: vI<vII<vIII
No primeiro béquer os fatores que influenciaram a reação foram a superfície de contato e a concentração, já no segundo béquer houve também a influência do aumento da temperatura, e no terceiro os fatores foram a superficie de contato e a maior concentração de bicarbonato de sódio. Para diminuir a velocidade da reação do béquer III sem alterar nas quantidades dos reagents teria de diminuir a temperatura da solução de NaOH.
6.3. Por que as experiências não foram realizadas somente com água e o comprimido de antiácido? 
	R: Pois assim não ocorreria reação química, haveria apenas uma dissociação dos íons que compõem o bicarbonato de sódio.
Bibliografia
BRADY, J & HUMISTON, G.E. Química Geral volume II. Rio de Janeiro: Editora Livros Técnicos Científicos, 1981.
http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade09.pdf acesso em 08/10/2013 às 13:45
http://www.iq.ufrgs.br/ead/fisicoquimica/cineticaquimica/mecanismos.html acesso em 08/10/2013 às 14:00
http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/museu%20virtual/desafios/Os_antiacidos/index.html acesso em 09/10/2013 às 10:15