Maganjabeira: abril 2012

CINÉTICA QUÍMICA

1.influencia da concentração dos reagentes na velocidade da reacção.

a) Influência da concentração de tiossulfato de sódio

Materiais:

· 8 Tubos de ensaio;

· 3 Seringas;

· 1 Suporte de tubos de ensaio;

· 4 Pedaços de papel com marcas;

· 8 Pedaços de papel para rótulo;

· 1 Cronometro;

· 1 Esferográfica;

· 3 Copos químicos;

Reagentes:

· Na₂S₂O₃a 0.15 M_;

· H₂O;

· H₂SO₄a 0.2 M.

Procedimentos:

· Seleccionou-se e rotulou-se os tubos a usar (números 1,2,3 e 4 para tiossulfato de Sódio e letras A, B, C e D para Acido sulfúrico);

· Nos quatro tubos devidamente rotulados com a indicação de tiossulfato de Sódio, introduziu-se a solução do reagente indicado, colocando 2mL, 3mL, 4mL e 6mL respectivamente nos tubos 1,2,3 e 4;

· Introduziu-se nos tubos (1,2,3 e 4) 4mL, 3mL, 2mL e 0 mL de água respectivamente;

· Fez-se uma marca com caneta em pedaços de papel e colocou-se por baixo dos tubos que continham Tiossulfato de sódio e água;

· Introduziu-se o ácido sulfúrico nos tubos com a indicação do mesmo, sendo 6mL em cada tubo;

· Verteu-se o ácido sulfúrico do tubo A para o tubo1contendo a solução de Tiossulfato de Sódio e agua e imediatamente cronometrou-se o tempo da mistura das soluções ate que a turvação causada pelo Enxofre coloidal formado não permitisse a visualização da marca do papel;

· Repetiu-se os mesmos procedimentos para os tubos 1,2,3 e 4 anotando-se os resultados.

Observação:

Adicionado 4,3,2 e 0 ml de água nos tubos 1,2,3 e 4 e respectivamente, soluções resultantes tornaram-se incolores.

Introduzindo 6ml de H₂SO₄ em cada um dos tubos e imediatamente cronometrado verifica-se que:

No tubo 1 após 4 minutos a marca do papel torna-se invisível da solução causada pela turvação da mesma;
No tubo 2 passado três minutos a solução torna-se turva e marca do papel deixa de se ver;
No tubo 3 observou-se que após 2 minutos a solução turva-se e a marca de papel deixa de ser visível;
No tubo 4 a solução turva-se após 1 minutos e desta maneira a marca do papel deixa de se ver.

É de salientar que as soluções turvam-se de incolor para cor branca.

Interpretação:

· Nos tubos 1, 2 e 3 contendo Na₂S₂O₃ ao se introduzir a água ocorre a diluição da solução de tiossulfato de sódio contida nesses tubos, fazendo com que as concentrações das soluções tiosulfato de sódio diminuam.

Tubo 1

Dados Resolução

Tubo 2

Dados Resolução

Tubo 3

Dados Resolução

Tubo 4

Dados Resolução

· No tubo 1 contendo solução de tiossulfato de sódio diluído a reacção foi mais lenta devido a diminuição da concentração do mesmo causado pelo aumento da água em 4mL.

· Nos tubos 2 e 3, porque a quantidade da água adicionada era menor em relação a do tubo 1, a reacção entre ácido sulfúrico e tiossulfato de sódio no tubo 2, foi mais rápida do que a do tubo 1 e por sua vez a reacção do tubo 3 foi mais rápida do que a do tubo 1 e 2.

· No tubo 4 a reacção foi mais rápida se comparada com as do tubo 1, 2 e 3 pois nela não houve a diluição do tiossulfato de sódio, pelo que não houve acréscimo de agua.

Tubo			Tempo
1	0,05M	0,2M	240s
2	0,075M	0,2M	180s
3	0,1M	0,2M	120s
4	0,15M	0,2M	60s

Conclusão:

Vendo-se que onde a solução era menos diluída (maior concentração), a velocidade da reacção era maior, pode-se concluir que, quanto maior for a concentração dos reagentes maior será a velocidade da reacção.

Os valores negativos referentes as velocidades indicam simplesmente que as concentrações dos reagentes diminuem.

Em consequência da concentração

, implica que o volume

II. Influência da temperatura na velocidade da reacção

Materiais:

· 6 Tubos de ensaio;

· 1 Copo de bequer;

· 1 Termómetro;

· 1 Fogão;

· 1 Cronómetro;

· Três pedaços de papel para rótulo;

· Duas seringas;

· Um suporte de tubo de ensaio;

· 2 Copos químicos.

Reagentes:

· Tiossulfato de sódio (Na₂S₂O₃);

· Acido sulfúrico (H₂SO₄);

· Água para banho-maria.

Procedimentos:

· Rotulou-se os tubos de ensaio com os números 1, 2 e 3;

· Introduziu-se 4mL de Na₂S₂O₃ a 0,15M em cada um dos tubos acima;

· Em outros três tubos introduziu-se 4mL de H₂SO₄ a 0,2M em cada;

· Colocou-se os 6 tubos num copo de bequer de 400mL contendo água, colocou-se ao aquecimento no fogão e mediu-se a temperatura com o termómetro (sem encostar no fundo do copo);

· Aos 30ºC verter-se um dos tubos de ácido sulfúrico no tubo número 1 e imediatamente cronometrou-se o tempo até a turvação completa da solução;

· Repetiu-se o 5º procedimento para os tubos 2 e 3 aos 40ºC e 50ºC respectivamente.

Observações:

Vertendo o ácido sulfúrico nos tubos 1, 2 e 3 contendo o tiossulfato de sódio, aos 30, 40 e 50ºC respectivamente, observa-se que formam-se soluções incolores em cada tubo.

A solução 1 fica turva após 1 minuto, a solução 2 após 39 segundos e a solução três após 21 segundos. Ao se turvarem as soluções mudam de incolor para cor branca.

Interpretação:

As soluções 1, 2 e 3 turvam-se depois de um minuto, 39 segundos e 21 segundos respectivamente porque no tubo 1ª reacção entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico ocorreu a 30ºC, no tubo 2 a 40ºC e no tubo 3 a 50º C. Deste modo com o aumento da temperatura as velocidades das reacções também aumentam.

Tubo	Temperatura	Tempo
1	30ºC	60s
2	40ºC	39s
3	50ºC	21s

Conclusão:

Verificou-se nesta experiencia que a temperaturas diferentes as velocidades das reacções entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico eram também diferentes. Deste modo pode-se concluir que com o aumento da temperatura maior será a velocidade da reacção, ou seja, quanto maior for a temperatura maior será a velocidade da reacção.

T₁<T₂<T₃=»V₁ <V₂<V₃

III. Influencia do catalisador na velocidade da reacção

Materiais:

· 4 Tubos de ensaios;

· 1 Cronometro;

· 2 Pedaços de papel com marcas;

· Dois pedaços de papel para rótulos;

· 3 Copos químicos;

· 2 Seringas;

· 1 Conta-gotas;

· 1 Suporte de tubos de ensaio;

· 1 Esferográfica.

Reagentes:

· Tiossulfato de sódio;

· Tiocianeto de potássio;

· Sulfato de cobre (catalisador)

Procedimentos:

· Seleccionou-se e rotulou-se os tubos (números 1 e 2 para tiossulfato de sódio e letras A e B para tiocianeto de potássio);

· Introduziu-se 5mL de solução de tiossulfato de sódio nos tubos 1 e 2;

· Introduziu-se em outros dois tubos (A e B) 5mL de solução de tiocianeto de potássio;

· Fez-se uma marca com esferográfica num papel branco e colocou-se sobre os tubos 1 e 2;

· Verteu-se o tubo a contendo tiocianeto de potássio no tubo 1 de tiossulfato de sódio e cronometrou-se imediatamente o tempo desde a mistura dos reagentes ate a formação da turvação;

· Adicionou-se duas gotas de sulfato de cobre no tubo 2 contendo tiossulfato de sódio e cronometrou-se ate a turvação completa.

Observação:

· Ao verter-se a solução do tiocianeto de potássio no tubo 1 contendo tiossulfato de sódio forma-se uma solução incolor permanecendo assim por mais de uma hora;

· Ao verter-se a solução de tiocianeto de potássio no tubo 2 contendo tiossulfato de sódio, observa-se que inicialmente forma-se uma solução incolor e depois de 9 minutos observa-se de a turvação da mesma solução, que fazia com que a marca do papel se tornasse invisível através da solução.

Interpretação:

· Ao verter-se o KSCN no tubo contendo Na₂S₂O₃, ocorre uma reacção entre ambos, mas a mesma reacção é muito lenta. Porque a energia de activação é maior, isto não possibilita que esta reacção seja rápida, ocorrendo a mesma por mais de 1 hora.

Salientar que quando a energia de activação é maior o grau de colisão das partículas é menor.

· Ao verter o KSCN no tubo contendo Na₂S₂O_3,observa-se uma turvação pelo facto do tiossulfato estar a reagir com o sulfato de sódio.

· Esta reacção é mais rápida comparativamente a primeira devido a presença do catalisador CuSO₄.

Conclusão:

Pela comparação das duas reacções (do tubo 1 e 2), uma sem catalisador e a outra com catalisador notou-se que esta ultima ocorre com maior velocidade, com isso conclui-se que um catalisador influencia na velocidade de uma reacção. Portanto um catalisador é uma substancia que aumenta a velocidade de uma reacção química sem ser consumida.

TERMOQUIMICA

Verificação experimental da lei de Hess

Materiais:

· 1 Balança;

· 1 Vidro de relógio;

· 2 Balões de Erlenmeyer;

· Um termómetro;

· Uma proveta graduada;

· Um copo de Bequer.

Reagentes:

· Agua destilada;

· Hidróxido de sódio;

· Acido clorídrico.

Procedimentos:

1ª Etapa:

· Pesou-se com ajuda de um vidro de relógio 4 gramas de NaOH;

· Colocou-se num balão de Erlenmeyer de 250mL, 100ml de água destilada e determinou-se a temperatura de equilíbrio da água com o ambiente;

· Dissolveu-se 4 gramas de NaOH em 100mL de água, agitando-se cuidadosamente e com o termómetro mediu-se a temperatura;

· Anotou-se a temperatura máxima;

· Transferiu-se a solução obtida para um copo de bequer de 250mL e guardou-se para a etapa 3;

2ª Etapa:

· Colocou-se num balão de Erlenmeyer de 250 mL, 100 ml de HCl a 1M;

· Determinou-se e anotou-se a temperatura de equilíbrio de HCl com o ambiente;

· Pesou-se, utilizando um vidro de relógio 4 gramas de NaOH, dissolveu-se nos 100ml de HCl, agitou-se cuidadosamente e com o termómetro mediu-se a temperatura.

3ª Etapa:

· Finalmente colocou-se no balão de Erlenmeyer de 250 mL, 50mL de NaOH (solução preparada na 1ª etapa);

· Determinou-se a temperatura de equilíbrio com o termómetro e anotou-se;

· Mediu-se por meio de uma proveta graduada 50mL de HCl a 1M e no momento de equilíbrio desta solução com o ambiente, adicionou-se ao NaOH;

· Agitou-se e mediu-se a temperatura.

Observação:

Na 1ª etapa ao se medir a temperatura da água verificou-se esta era de 27ºC;

Ao se introduzir os cristais brancos de hidróxido de sódio na água observa-se que estes se dissolvem formando uma solução incolor. Medindo-se a temperatura desta solução verifica-se que é igual a 33ºC.

Na segunda etapa, medindo-se a temperatura de ácido clorídrico, verifica-se que é igual a 27ºC;

Ao se dissolver 4 gramas de cristais de NaOH em 100mL de HCl, forma-se uma solução incolor e neste momento o termómetro marca uma temperatura máxima de 43ºC. Nota-se ainda um aquecimento ao se encostar no balão de Erlenmeyer.

Na última etapa ao se medir a temperatura de equilíbrio de NaOH e HCl com o ambiente o termómetro marca uma temperatura de 29ºC e 28ºC respectivamente. Ao se adicionar HCl ao NaOH forma-se uma solução incolor com uma temperatura máxima igual a 33ºC.

Interpretação:

O aumento da temperatura verificado na 1ª etapa (dissolução de NaOH sólido em agua) deve-se ao facto desta reacção ocorrer com a libertação de calor, pelo que a inicialmente a temperatura era de 27º C e após a dissolução do NaOH nela , a temperatura aumenta para 33ºC.

Pelo facto da ocorrência duma reacção muito exotérmica entre o HCl e NaOH a temperatura da solução resultante é mais elevada do que a temperatura da reacção entre a H₂O e NaOH.

A reacção que ocorre através da adição de HCl ao NaOH dissolvido da 1ª etapa também é exotérmica, mas a sua temperatura é igual a temperatura de reacção da 1ª fase.

Conclusão:

Nesta experiencia visto que o calor libertado na 2ª reacção é maior que o calor libertado na 1ª e 3ª reacção, segundo a lei de Hess pode-se concluir que o calor da reacção global depende apenas das etapas finais e inicial do processo. Assim, viso que o calor da 2ª reacção não era de equilíbrio com o ambiente, mas sim o calor máximo ainda haveria a probabilidade de reduzir. Dai que para a entalpia da reacção usamos apenas o calor da reacção 1 e 3 que provem de temperaturas já equilibradas com o meio ambiente sem grandes probabilidades de alteração. Contudo, a variação de entalpia para qualquer reacção depende apenas das etapas iniciais e finais e não das etapas intermediárias ou caminhos.

1ª etapa: