relatorio de quimica

1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO<br />UFES<br />ANTONIO LUCIMAR PASOLINI<br />CAROLINA CEZARINO DE CARVALHO<br />KÉSIA ALVES COELHO<br />PÂMELA CATRINQUE MARTINS<br />VINICIUS CUNHA FAGUNDES<br />RELATÓRIO<br />CINÉTICA QUÍMICA – A REAÇÃO RELÓGIO<br />VITÓRIA<br />2011<br />CAROLINA CEZARINO DE CARVALHO<br />KÉSIA ALVES COELHO<br />PÂMELA CATRINQUE MARTINS<br />VINICIUS CUNHA FAGUNDES<br />RELATÓRIO<br />CINÉTICA QUÍMICA – A REAÇÃO RELÓGIO<br />Trabalho apresentado à disciplina de Laboratório de Química A do curso de Engenharia Elétrica da Universidade Federal do Espírito Santo, como requisito para avaliação. Professor: Marcos Benedito José Geraldo de Freitas.<br />VITÓRIA<br />2011<br />1 – INTRODUÇÃO<br />A cinética química é uma ciência que estuda a velocidade das reações químicas e dos fatores que nela influem. A formação de uma substância pode ocorrer de forma rápida ou lenta dependendo das condições em que a reação é efetuada. Sua importância é muito ampla, na indústria, na produção de remédios, em nosso corpo humano, etc. [1]<br />Os fatores que afetam a velocidade de uma reação química são:<br />Concentração dos reagentes. Geralmente quanto mais concentrado mais rápido é a velocidade. Existem exceções a esta regra;<br />Temperatura. Normalmente a velocidade das reações aumenta com o aumento da temperatura. Um aumento de 10°C chega a dobrar a velocidade de uma reação;<br />Estado físico dos reagentes. Normalmente a velocidade segue esta ordem: gases > soluções > líquidos puros > sólidos. Devido ao aumento da superfície específica;<br />Presença (concentração e forma física) de um catalizador ou inibidor. Catalizador acelera e inibidor diminui a velocidade de uma reação química;<br />Luz. A presença de luz de certo comprimento de onda também pode acelerar certas reações químicas. [2]<br />Na reação de Landolt, uma solução de iodato de potássio é adicionada auma solução acidificada de bissulfito de sódio contendo amido. Após certo tempo de reação, a mistura inicialmente incolor torna-se subitamente azul intensa. Essa clássica reação relógio consiste na oxidação lenta do íon iodeto a iodo (eq. 2), seguida da redução rápida do iodo novamente a iodeto (eq. 3). O experimento é cuidadosamente montado de modo a esgotar, depois de um período de tempo, o agente redutor, permitindo então que prevaleça a reação lenta de oxidação do iodeto a iodo. Na reação de Landolt, ocorre umaseqüência de reações:<br />19577240921Primeira reação (lenta)<br />195580351790Segunda reação (lenta)<br />269875244475Terceira reação (rápida)<br />Portanto, simplificando a representação da formação desses complexo:<br /> [3]<br />2 – OBJETIVO<br />O experimento realizado tinha como objetivo investigar o efeito da concentração de reagentes em uma reação química e determinar a constante de velocidade da reação.<br />3 – EXPERIMENTAL<br />3.1 MATERIAIS UTILIZADOS<br />Equipamentos de laboratorio:<br />Balança;<br />Tubos de ensaio;<br />Pipeta graduada – 10mL<br />Conta gotas<br /> Compostos manuseados:<br />Solução de Iodato de Potássio (KIO3) 0,02M<br />Solução de Bissulfito de Sódio (NaHSO3) 0,05M<br />3.2 PROCEDIMENTOS<br />Foram numerada duas séries de tubos de ensaio, série A e série B, e numeradas de 1 até 5. Para a série A, foram adicionadas aos tubos a solução de NaHSO3 0,05mol/L e água, conforme a tabela abaixo:<br />Tabela 1 – Preparação dos tubos da série A<br />TuboVol. NaHSO3 (mL)Vol. Água (mL)Vol. Final (mL)110-1028210364104461052810<br />Em seguida, a série B foi preparada adicionando 10mL de solução de KIO3 0,02mol/L e 3 gotas de amido.<br />A solução de NaHSO3 foi adicionada a solução de KIO3 no menor espaço de tempo possível, e então os tubos foram homogenizados. Mediu-se o tempo desde o contato dos reagente até o aparecimento da coloração azul. Este mesmo procedimento foi repetido para os demais pares de tubos, sempre anotando o tempo da mudança de coloração.<br />Após anotados os tempos, calculou-se as concentrações iniciais de bissulfito de sódio e de iodato de potássio para o volume final de 20mL. Construiu-se o gráfico do período de indução (P) contra o inverso da concentração de bissulfito de sódio, e determinou-se a inclinação da reta.<br />4 – RESULTADOS<br />Em cinco tubos de ensaio foram realizadas as seguintes misturas de NaHSO3 com H2O:<br />Tabela 2 – Volume de NaHSO3 e H2O para cada tubo<br />TUBOVolume de NaHSO3Volume de H2OVolume Final (Solução A)110 mL-10 mL28 mL2 mL10 mL36 mL4 mL10 mL44 mL6 mL10 mL52 mL8 mL10 mL<br />Obtendo-se a solução A, a mesma foi adicionada à solução B composta por 10 mL de KIO3 (0,02 mol/L) mais três gotas de amido.<br />A concentração de NaHSO3 após a mistura em cada tubo de ensaio é dada por: <br />10 mL=[NaHSO3]X mL0,05 mol/L<br />A concentração de KIO3 após a mistura nos tubos de ensaio é dada por:<br />10 mL=X mol/L20 mL0,02 mol/LX = 0,01 mol/L<br />Experimentalmente o tempo de cada reação até formar um complexo azul-escuro está relacionado na tabela abaixo.<br />Tabela 3 – Resultados<br />Reação[KIO3][NaHSO3]1/ [NaHSO3]Tempo cronometrado (min)10,01 mol.L-10,025 mol.L-140 L.mol-11,3320,01 mol.L-10,020 mol.L-150 L.mol-11,7530,01 mol.L-10,015 mol.L-166,6 L.mol-12,7040,01 mol.L-10,010 mol.L-1100 L.mol-13,7350,01 mol.L-10,005 mol.L-1200 L.mol-110,00<br />O tempo de reação para esse sistema é chamado de período de indução (P). A expressão é apresentada abaixo:<br />P =K[KIO3].[NaHSO3]<br />Onde:<br />k = constante de velocidade da reação (seg. mol2. L2).<br />Pela reação 1 temos que:<br />K = P.[KIO3].[NaHSO3]K = 80.0,01.0,025K = 0,02 seg.mol2.L-2<br />Com esta constante K referente à temperatura ambiente do laboratório temos os respectivos tempos da reação:<br />Tabela 4 – Valores experimentais para o período de indução<br />ReaçãoK (seg.mol2.L-2)P (min)10,021,3320,021,6630,022,2140,023,3350,026,66<br />Com as informações estudadas temos o gráfico P x 1/ [NaHSO3].<br />P (seg)<br />1/ [NaHSO3]<br />Com o gráfico a mostra, pode-se calcular a coeficiente angular (θ):<br />θ =K[KIO3]<br />θ =0,020,01<br />θ = 2 = inclinação de 64º<br />5 – CONCLUSÃO<br />Analisando os resultados obtidos no laboratório e confrontando-os com a teoria, é possível notar que eles se aproximam significativamente dos resultados teóricos esperados. Isso pode ser demonstrado ao se verificar que o gráfico exibido em RESULTADOS se aproxima de uma reta.<br />Foi possível, também, determinar experimentalmente a constante de velocidade da reação, que é a mesma independentemente da concentração dos reagentes, e que quanto maior a concentração dos reagentes, menor o tempo de reação.<br />6 – REFERÊNCIAS<br />[1] Disponível em<br /><http://www.diaadiaeducacao.pr.gov.br/portals/pde/arquivos/616-2.pdf><br />Acesso em 18/06/2011 às 18h21min.<br />[2] Disponível em <http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade09.pdf><br />Acesso em 18/06/2011 às 18h31min<br />[3] Disponível em <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc16/v16_A10.pdf><br />Acesso em 18/06/2011 às 18h52min<br />