Relatório Química

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ
CENTRO DE TECNOLOGIA
CURSO: ENGENHARIA METALÚRGICA
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL PARA ENGENHARIA
PRÁTICA 09
CINÉTICA QUÍMICA E EQUILÍBRIO
LUCAS FONTELES NOBRE 0320874
FORTALEZA-CE
JANEIRO/2013
INTRODUÇÃO 
A cinética química estuda as velocidades das reações e os fatores que a influenciam. A velocidade de uma reação depende do número de choques entre as moléculas dos reagentes e da energia com que as moléculas colidem entre si e é calculada a partir da Δconcentração dos reagentes ou produtos pela Δtempo.
Os fatores que influenciam na velocidade das reações são:
Pressão (gases):
O aumento da pressão causa uma diminuição do volume ocupado, aumentando o número de choques entre os reagentes, que aumenta sua velocidade. (ver imagem 1.1)
Superfície de contato:
O aumento da superfície de contato causa maior número de choques entre os reagentes e aumenta a velocidade da reação. (ver imagem 1.2)
Temperatura:
O aumento da temperatura aumenta a agitação molecular (Ec), aumentando o número de colisões entre os reagentes, aumentando velocidade da reação.
Catalisadores:
São substâncias que aceleram o mecanismo sem sofrerem alteração permanente, isto é, durante a reação eles não são consumidos.
As reações químicas podem ocorrer de várias maneiras, em alguns casos elas ocorrem de forma completa, ou seja, os reagentes são consumidos durante o processo. Em contrapartida, existem as reações reversíveis, onde os produtos podem se converter à forma inicial, elas podem ocorrer em processos químicos e físicos e são identificadas pela seta dupla.
Podem-se classificar os equilíbrios em função das fases das substâncias envolvidas na reação química.
Equilíbrio Homogêneo:
É aquele onde todas as substâncias estão na mesma fase (estado físico). Geralmente, ocorrem em sistemas gasosos e aquosos.
Equilíbrio Heterogêneo
É aquele onde as substâncias estão em fases diferentes. Geralmente, envolvem substâncias sólidas e líquidas.
 imagem 1.1 imagem 1.2
Imagem 1. 1 - Um aumento na pressão de P1 para P 2 reduziu o volume de V1 para V1/2, acelerando a reação devido à aproximação das moléculas.
Imagem 1.2 - Moléculas se colidem com maior freqüência se aumentarmos o número de moléculas reagentes.
OBJETIVOS
Explanar sobre os mecanismos de reação
Analisar a relação entre velocidade de reação e a concentração dos reagentes
Identificar a diferença entre catalizador e reagentes
Explicar as mudanças ocorridas no equilíbrio com base no principio de LE CHATELIER
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
- Parte A: velocidade de reação
Preparou-se 8 tubos de ensaio com reagentes numerados de 1 a 5 deixando o 6º reagente para ser adicionado no momento do inicio da contagem do tempo. Registrou-se o tempo necessário até a solução tornar-se colorida. 
TABELA
	Soluções 
	Solução para cada experimento (ml)
	
	1º
	2º
	3º
	4º
	5º
	6º
	7º
	8º
	KI 0,2 M
	2
	2
	2
	1
	0,5
	2
	2
	2
	Na2S2O3 0,0050M em amido 0,4%
	1
	1
	1
	1
	1
	1
	1
	1
	KCl 0,2M
	
	
	
	1
	1,5
	
	
	
	K2SO4 0,1M
	
	
	
	
	
	1
	1,5
	
	CuSO4 0,1M
	
	
	
	
	
	
	
	1 gota
	(NH4)2S2O8
	2
	2
	2
	2
	2
	1
	0,5
	2
	TEMPO(segundos)
	20,4
	24,0
	23,0
	50,0
	102,0
	46,0
	85,0
	0,8
 
Notou-se que ao acrescentar CuSO4 0,1M (1 gota) com (NH4)2S2O8 no 8º tubo a velocidade para a solução tornar-se colorida foi a maior logo, seu tempo foi a menor registrada ,ou seja ,podemos concluir assim que as substancias citadas agiram como catalisadores.E no 5ª tubo em relação ao 8º tubo houve um decréscimo de 1,5ml de KI 0,2 M e foi acrescentado 1,5ml de KCl 0,2M fazendo com que o tempo para que a solução ficasse colorida fosse a maior, agindo como um “péssimo catalisador”.
Percebeu-se que mudando a quantidade de KI do tubo 3 de 2ml para 1ml no tubo 4 e 0,5ml no tubo 5 juntamente com o acréscimo de KCl de 1ml no tubo 4 e de 1,5ml no tubo 5 houve uma mudança significativa na velocidade da reação como visto na tabela acima o tempo do tubo 3 foi 23 seg. passando para 50 seg. no tubo 4 e por fim 102 seg. no tubo 5. 
-Parte B: Catálise
Foi preparado três tubos de ensaio e adicionou-se a cada um deles um dos reagentes abaixo com 1 ml de cada,os reagentes são:
NaOH 2,5M 
H2SO4 2M + KMnO4 0,1M Lílas 
H2SO4 2M + CuSO4 0,2 M Azul claro ,quase verde.
Adicionou-se a cada um desses tubos 2 ml de solução de H2O2 2M.
No 1º tubo foi colocado NaOH 2,5M e com o acréscimo de 2 ml de solução de H2O2 2M ,houve liberação “rápida” e contínua de gás O2 . Podemos classificar como um bom catalisador o HIDROXIDO.
No 2º tubo foi adicionado 1ml de H2SO4 2M + KMnO4 0,1M e assim como no 1 caso logo em seguida foi acrescido 2 ml de solução de H2O2 2M com isso a liberação de O2 foi instantâneo,nesse caso o hidróxido agiu como um ótimo catalisador e a solução se tornou incolor devido a oxidação.
Por fim no 3º tubo o hidróxido se comportou como um péssimo catalisador,o que ocorreu foi apenas uma pequena liberação de gás,e a solução tornou-se mais clara porque estava mais concentrada e como o acréscimo do peróxido ficou mais diluído ,caracterizando o que chamamos de “osmose”.
-Parte C: Equilíbrio Químico
Foi solicitado ao professor uma solução de 20 ml, feita pela adição de 15ml de Fe(NO3)3 0,1M e 15ml de KSCN 0,1M seguido de diluição com água até o volume de 250mL. Transferiu-se 5ml dessa solução para um tubo de ensaio e misturou-se com 1mL de Fe(NO3)3 0,1M,ocorrendo uma leve escurecida. 
Foi adicionado outros 5ml dessa amostra em um segundo tubo de ensaio e 1ml de KSCN 0,1M mais uma vez houve uma leve escurecida. 
Em um terceiro tubo de ensaio foi adicionado 5ml dessa solução, 5 a 6 gotas de NaOH 6M e observou-se a formação de um precipitado insolúvel de Fe(OH)3 , este precipitado foi formado devido a retirada do ferro alterando assim o equilíbrio e a cor observada neste tubo foi laranja. Foi adicionado 5ml de solução em um quarto tubo para comparar e controlar a cor. 
CONCLUSÃO
Com os experimentos realizados foi possível ver na prática e concluir que o catalisador é uma substância que aumenta a velocidade da reação pela diminuição da Energia de ativação da reação.
É importante lembrar que o catalisador não participa da reação, apenas altera sua velocidade. 
O conhecimento e o estudo das reações, além de ser muito importante em termos industriais, também estão relacionados ao nosso dia a dia.
REFERENCIA 
 BROWN, T.L; LEMAY, Jr, H. E ;BURSTEN,B. E.; BURDGE, J.R. Química a Ciência Central. 9ªed. São Paulo, Pearson 2005.