Prática 15 Alguns fatores que influenciam a velocidade de reação química

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1 UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS CCT DEPARTAMENTO DE QUÍMICA DQMC Disciplina: Química Geral Experimental QEX0002 Prática 15 Alguns fatores que influenciam a velocidade de reação química 1. Introdução Como já visto em tópicos anteriores e nas aulas teóricas, a termodinâmica nos permite prever o sentido no qual uma reação química caminha. No entanto este campo de estudo não prevê com que velocidade uma reação se processará. Podemos observar que reações químicas podem ser rápidas tal como a detonação de dinamite ou extremamente lentas como a formação do petróleo no interior da crosta terrestre. Sem dúvida é de singular importância estudar a velocidade com que reações químicas se processam. Assim, se uma indústria química conseguir acelerar seus processos, ela estará reduzindo o tempo gasto com produção, e tornando seu processo químico mais econômico. O estudo da velocidade das reações químicas é, portanto, o objeto de estudo da cinética química. 1.1 Velocidade das reações químicas De um modo geral, para medir a velocidade de uma reação química deve-se medir a quantidade de reagentes desaparece ou a quantidade de produto formada por unidade de tempo. Considere a reação química a seguir: Chama-se velocidade média de uma reação química ao quociente da variação da concentração molar (M) de uma das substâncias pela variação do tempo (t). Considerando a equação química acima, um exemplo de velocidade média pode ser escrito como a variação da concentração do produto C em função do tempo (2): v m = [C] t (2) É importante destacar que a velocidade média pode apresentar o sinal algébrico negativo. Isto indica que estamos acompanhando o consumo de um reagente (3). Quando o sinal algébrico é positivo acompanhamos o aparecimento de um produto.

2 v m = [A] t (3) Outro conceito introdutório importante é o de velocidade instantânea de um processo químico. Matematicamente, podemos definir a velocidade instantânea como o limite da velocidade média quando o intervalo de tempo tende a zero (4). Considerando novamente a equação química (1) temos a velocidade instantânea em relação ao reagente A descrita como: v = lim t 0 ( [A] t ) (4) Como este limite corresponde matematicamente a uma derivada, podemos também definir a velocidade instantânea como a derivada da concentração molar de uma substância em função do tempo (5). v = d[a] dt Em linhas gerais, caso seja acompanhado consumo de um reagente em função do tempo (reagente A, por exemplo), a seguinte tendência pode ser observada (Figura 1): Figura 1. Variação da concentração do reagente A em função do tempo. 1.2 Fatores de podem influenciar a velocidade das reações químicas Concentração dos reagentes Não é muito difícil constatar que o aumento da concentração dos reagentes acarreta um aumento de velocidade das reações químicas. Considere a seguinte reação:

3 Executando esta mesma reação por duas vezes, a primeira com o ácido clorídrico concentrado e outra com o ácido diluído, notaremos facilmente que no primeiro caso a reação é bem mais rápida que no segundo. Tal fato ocorre devido ao número de espécies presentes no meio reacional. Quanto mais concentrado o meio, maior a chance estatística de partículas dos reagentes se chocarem para dar origem aos produtos. Isso torna mais fácil a compreensão do porque da queda da velocidade de reação ao longo de uma reação química (Figura 1). Ao passo que moléculas de reagentes se chocam e transformamse em produtos há cada vez menos moléculas de reagentes presentes, logo a probabilidade de choque entre as mesmas também cai Temperatura do meio reacional O aumento da temperatura sempre acarreta um aumento na velocidade das reações químicas. Podemos observar isso, por exemplo, quando aumentamos a chama do fogão para cozer os alimentos mais depressa, ou quando utilizamos a panela de pressão para atingir temperaturas mais altas e acelerar o cozimento. O efeito contrário também nos é útil. O fato de acondicionar os alimentos perecíveis na geladeira reduz sua velocidade de deterioração. No final do século XIX, Van t Hoff estabeleceu uma lei, baseada em experimentos, dizendo que uma elevação de 10 o C na temperatura de uma reação química duplica sua velocidade. Hoje são conhecidas muitas exceções a esta lei, entretanto devemos reconhecer que a temperatura é um dos fatores que mais influenciam a velocidade de uma reação. De fato, um aumento de temperatura aumenta não só a frequência dos choques entre as moléculas de reagentes como, também, a energia com que estas moléculas se chocam. Considere agora que a variação de energia, durante um processo reacional pode ser descrita pelos gráficos da Figura 2 (a seguir): Energia Energia Reação exotérmica Figura 2. Possibilidades de variação de energia durante um processo reacional. Reação endotérmica Nesses gráficos, onde lemos energia podemos imaginar não só entalpia como também a energia livre; nesta última hipótese o primeiro gráfico representa uma reação espontânea (ΔG < 0); e o segundo uma reação não espontânea (ΔG < 0). No entanto, mesmo as reações espontâneas de um modo geral não começam sozinhas; assim, por exemplo, dizemos que a queima do carvão:

4 ΔH = 94,1 kcal/mol { ΔG = 94,3 kcal/mol É uma reação espontânea, pois ΔG < 0. No entanto, um pedaço de carvão não pega fogo sozinho; é necessário aquecê-lo um pouco, até fazê-lo atingir um estado incandescente, e somente daí em diante ele queimará sozinho. Este empurrão inicial é necessário em muitas reações e é necessário para levar os reagentes a um estado ativado, em que se forma o chamado complexo ativado. Aprimorando então diagramas de energia para as reações exo e endotérmica temos: Figura 3. Energia de ativação para processos endotérmicos e exotérmicos. Para se atingir o estado ativado, as moléculas reagentes devem ter uma energia igual ou superior à chamada energia de ativação (E a ) situada no ápice das curvas presentes na Figura 3. Com base nestes dados é possível afirmar que uma variação bastante negativa de energia livre de Gibbs indica que a reação química tem possibilidade de ocorrer porém, só uma energia de ativação suficientemente baixa indica que a reação pode ocorrer com velocidade apreciável Presença de um catalisador Considere a reação química entre hidrogênio e oxigênio ambos em suas formas moleculares: Este processo praticamente não se verifica em temperatura ambiente. Entretanto, se adicionarmos um pouco de platina em pó, esta mistura gasosa explodirá no mesmo instante. Dizemos então que a platina catalisou a reação de formação de água. Catalisador é então uma substância que, quando adicionada ao meio reacional aumenta a velocidade com que a mesma se processa. Esta substância se combina com os reagentes e é então

5 regenerada ao dar origem aos produtos. Esta aceleração é denominada então catálise. Para indicar o efeito catalítico da platina presente na reação anterior, escrevemos então: Costuma-se classificar os processos catalíticos em homogêneos e heterogêneos de acordo com a fase em que se encontram os reagentes e o catalisador. O exemplo acima é um típico processo heterogêneo enquanto a oxidação do dióxido de enxofre à trióxido de enxofre na presença de óxido nítrico (reação a seguir) é um exemplo de catálise homogênea. Embora existam processos catalíticos complexos, não muito bem explicados até hoje, podemos dizer que existem duas maneiras principais de ação de um catalisador: Formação de um composto intermediário ou por adsorção dos reagentes. Conforme visto na reação anterior, o óxido nítrico (intermediário) acelera a reação de oxidação, logo atua como um catalisador. Abaixo uma proposta de mecanismo de ação deste catalisador: Para o outo caso, a adsorção de reagentes, temos o exemplo já explorado de formação da água (catálise heterogênea) onde moléculas de H 2 podem ser adsorvidas (ligadas quimicamente a superfície da platina) e então ativadas para reagirem com o O 2 molecular. De qualquer modo independentemente do mecanismo catalítico seguido, a aceleração ocasionada pela presença do catalisador é fruto de um novo caminho percorrido pela reação se comparado ao caminho original (sem catalisador). Este novo caminho, portanto, possui uma energia de ativação (E a ) mais baixa. A Figura 4 ilustra esta ideia. Figura 4. Caminho de reação catalisado, não catalisado e suas respectivas energias de ativação.

6 Neste experimento serão investigados estes três fatores apresentados: concentração dos reagentes (parte I), temperatura (parte II) e presença de catalisador (III) em uma reação química. A fim de estudar a influência de uma variável na velocidade da reação, a demais deverão permanecer constantes dentro de um mesmo ensaio. A reação de Landolt, mais conhecida como reação relógio ou relógio de iodo, é um exemplo representativo quando o assunto é o estudo de cinética química. De maneira simples trata-se basicamente de soluções incolores que se misturam e continuam incolores. Porém, após certo tempo, subitamente a mistura reacional adquire uma coloração azul intensa. Inicialmente vamos considerar a reação lenta entre soluções aquosas de íons iodeto (I - ) e íons persulfato (S 2 O 2-8 ): Em um estudo da velocidade de uma reação necessitamos determinar a rapidez com que um produto é formado ou a rapidez com que um reagente é consumido. Nesta reação podemos determinar o tempo necessário para a formação de uma certa quantidade de iodo. Para tal, usamos a reação: Observamos que na reação lenta há formação de iodo e que na reação rápida, o mesmo reage com íons tiossulfato (S 2 O 2-3 ), dando origem novamente à íons iodeto. Já que a segunda reação é muito rápida, o iodo produzido na reação lenta é imediatamente consumido. No momento em que todo o tiossulfato tenha reagido na reação rápida, o iodo produzido na reação (I) permanecerá como I 2, e como tal, reagirá com amido, resultando em um complexo de cor azul. Somente uma pequena quantidade de iodo é gasta nesta reação de formação de cor. Neste momento é possível saber que a reação terminou. No primeiro conjunto de experimentos, a concentração do íon iodeto deve variar em três misturas. As quantidades de S 2 O 2-3 são mantidas constantes em todas as misturas e sempre converterá a mesma quantidade de iodo em iodeto. Assim, no instante em que o tiossulfato for consumido, sobrará iodo para reagir com o amido. Anotando o intervalo de tempo necessário para o surgimento da cor azul, determinamos o efeito da concentração do íon iodeto e da concentração do íon tetrationato (S 4 O 2-6 ) na velocidade da reação (lenta). Experimentalmente serão medidos os intervalos de tempo necessários para a produção de uma certa quantidade de iodo. Variações nos tempos de reação serão resultantes somente das variações das concentrações dos íons iodetos e persulfatos. 2. Objetivos Observar a influência da concentração dos reagentes, temperatura e efeito do catalisador na velocidade de uma reação química relógio.

7 3. Pré-laboratório a) Defina os seguintes termos químicos: energia de ativação, catalisador e cinética. b) O que você entende por velocidade de uma reação química? c) Liste algumas maneiras de aumentar a velocidade de uma reação química, e explique cada uma. O resto da prática posto mais tarde.

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