Experimento 03: Cinética Química

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1 Experimento 03: Cinética Química 1 OBJETIVO - Verificar alguns fatores que influenciam na velocidade das reações químicas: temperatura, superfície de contato e efeito do catalisador. 2 INTRODUÇÃO A cinética química estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que nela interferem. Podemos observar sua influência em processos do nosso dia-a-dia, como fermentação da massa de pães, a formação da ferrugem, a combustão de derivados do petróleo e a decomposição de alimentos e de vários tipos de materiais presentes no lixo. Os principais poluentes atmosféricos da combustão, nos motores automotivos (álcool, gasolina e diesel), são os NO x (NO, NO 2 etc.) e o CO. Tais gases devem ser transformados rapidamente em outros, que sejam atóxicos ou de menor toxidez, e para isso são utilizados os catalisadores. Os equipamentos projetados para fazer essas conversões apresentam grandes superfícies de contato revestidas com metais catalisadores (Pt, Pd e Rh). Dessa forma, os produtos da combustão são transformados em componentes naturais do ar atmosférico (N 2, O 2, H 2 O e CO 2 ). 3 MATERIAIS E REAGENTES: 1. Materiais - Suporte para tubos de ensaio - Tubos de ensaio - Pipeta graduada de 10 ml - Proveta de 50 ml - Cronômetro - Béquer - Almofariz 2. Reagentes - Comprimidos efervescentes - KMnO 4 - H 2 O 2 10 vol.

2 4 PROCEDIMENTOS A - EFEITO DO CATALISADOR Tubo 1 - Adicione 10 ml de H 2 O 2 10 volumes no tubo de ensaio 1. Tubo 2 - Adicione 10 ml de H 2 O 2 10 volumes no tubo de ensaio 2. - Em seguida, adicione uma pequena quantidade de KMnO 4 sólido. - Observe e anote o ocorrido. Compare os resultados obtidos nos tubos 1 e 2. B EFEITO DA TEMPERATURA E DA SUPERFÍCIE DE CONTATO NA VELOCIDADE DE REAÇÃO - Adicionar 50 ml de água em 03 béqueres; - Em um dos béqueres, resfriá-lo mergulhando-o durante alguns minutos em um banho de gelo; - Cortar o comprimido de antiácido em 4 partes aproximadamente iguais; - Pulverizar no almofariz uma das partes do antiácido; - No béquer número 1, adicionar uma das partes do antiácido, cronometrando o tempo de reação; - No béquer número 2, adicionar o antiácido pulverizado, cronometrando o tempo de reação; - No béquer número 3, aquele que foi anteriormente mergulhado no banho de gelo, adicione outra parte do antiácido, também cronometrando o tempo de reação.

3 Experimento 04: Ácidos, Bases e o Princípio de Le Chatelier 1 OBJETIVO Observar deslocamento do equilíbrio químico causados pela adição de íons H + e OH -, de acordo com o princípio de Le Chatelier. 2 INTRODUÇÃO As reações estudadas em química não resultam de uma conversão completa de reagentes em produtos, pois todas elas tendem a alcançar um equilíbrio, mesmo que isto nem sempre seja evidente. No estado de equilíbrio a razão entre a concentração de reagentes e produtos é constante. O que significa dizer que a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa e, por isso, não são mais observadas modificações macroscópicas do sistema em estudo. Diz-se que o equilíbrio químico é dinâmico, pois as reações direta e inversa continuam a ocorrer, com velocidades iguais, porém opostas. As concentrações das substâncias em equilíbrio, numa determinada temperatura, guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da constante de equilíbrio químico, Kc. aa (aq) + bb (aq) cc (aq) + dd (aq) Kc = [C] c [D] d [A] a [B] b 3 PARTE EXPERIMENTAL: Princípio de Le Chatelier Materiais e reagentes Escreva ao final da prática!

4 4 PROCEDIMENTOS 4.1 Equilíbrio Cromato-Dicromato a. Colocar em dois tubos de ensaio: 5 ml de dicromato de potássio 0,1 M. Observar. b. Adicionar 5 ml de hidróxido de amônio 0,3 M aos dois tubos. Observe. c. Adicionar apenas ao primeiro tubo de ensaio, 5 ml de ácido clorídrico 0,5 M. Observar. d. Adicionar apenas ao terceiro tubo, 5 ml de água destilada. SUBSTÂNCIA TUBO 1 TUBO 2 K 2 Cr 2 O 7 0,1 M 5 ml 5 ml Cor da solução NH 4 OH 0,3 M 5 ml 5 ml Cor da solução HCl 0,5 M 5 ml Água 5 ml Cor da solução 4.2 Óxidos ácidos em solução a. Colocar em três tubos de ensaio: 5 ml de água de torneira e duas gotas de indicador universal. Observar. b. Com uma pipeta ou tubo de vidro, soprar ar expirado no primeiro tubo adicionando depois duas gotas de hidróxido de amônio 0,003 M ao terceiro tubo. Observar. c. Aquecer o primeiro tubo repetidamente, até observar alguma alteração (cuidando para que o líquido não se projete para fora do tubo de ensaio por ebulição). d. Com o tubo de vidro ou pipeta, soprar ar expirado no tubo três. Observar. SUBSTÂNCIA/COR TUBO 1 TUBO 2 TUBO 3 Água de torneira 5 ml 5 ml 5 ml Indicador universal 2 a 3 gotas 2 a 3 gotas 2 a 3 gotas Cor da solução - Ar expirado Soprar - NH 4 OH 0,003 M - 2 gotas Cor da solução - Aquecimento Aquecer - Ar expirado - Soprar Cor da solução -

5 5. Questões 2.1 Escrever as equações das reações usadas, balanceando os coeficientes. 2.2 Expressar a constante de equilíbrio para cada reação. 2.3 Que cores caracterizam os íons cromato e dicromato? 2.4 Escreva a equação iônica do equilíbrio cromato-dicromato, explicar pelo princípio de Le chatelier as variações de cor observadas. 2.5 Que substância presente no ar expirado provoca a mudança de cor observada? Que reação a mesma realiza com a água? 2.6 Mostre com reações químicas, como no tubo 3 a substância contida no ar expirado neutraliza o hidróxido de amônio. Que ácido é responsável por esta reação?

6 Experimento 05: Titulação ácido-base 1 OBJETIVO Conhecer e manusear os materiais necessários ao processo de titulação de uma solução; Reconhecer os procedimentos realizados em uma titulação; Determinar a concentração de um ácido, conhecendo rigorosamente a concentração da base pelo processo volumétrico; 2 INTRODUÇÃO Uma das aplicações das reações ácido-base é a determinação da concentração de um ácido (ou de uma base) de concentração desconhecida pela reação de neutralização de uma base (ou ácido) de concentração o conhecida. Esse procedimento é conhecido como Titulação ácido-base e a soluçãoo de concentração conhecida é chamada de solução titulante ou simplesmente titulante. A reação se processa até que sejam adicionadas quantidades equivalentes das duas soluções; atinge-se nesta altura o ponto de equivalência. A detecção do pontoo de equivalência pode ser feita usando-se um indicador apropriado, que mudando de cor para um valor de ph, o mais próximo possível do ponto de equivalência, aponta o fim da titulação. O ponto de equivalência é o ponto de inflexão da curva, o qual é dado geometricamente pelo ponto médio do traço vertical da curva, comoo representado na figura a seguir.

7 3 MATERIAIS E REAGENTES Bureta 25 ml; Suporte universal; Garra; Solução de fenolftaleína; Solução padronizada (de concentração conhecida) de NaOH 0,100 mol/l. Pipeta volumétrica de 20 ml. Erlenmeyer. Solução de HCl de concentração desconhecida. 4 PROCEDIMENTOS 1 Com o auxílio de um funil, encha a bureta com a solução padronizada de NaOH 0,100 mol/l. Mantenha um béquer abaixo da bureta. Abra rapidamente a torneira da bureta dando uma volta completa, a fim de preencher a parte inferior. Retire ou acrescente solução básica com o objetivo de aferir o menisco. 2 Meça 20 ml de soluçãoo de HCl, de concentração desconhecida, e transfira para o erlenmeyer. 3 Adicione à solução do erlenmeyer, gotas de fenolftaleína. Faça homogeneização do sistema. 4 Faça a titulação, gotejando a solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/l contida na bureta, sobre a soluçãoo de HCl existente no erlenmeyer, agitando sempre, como representado na figura a seguir. 5. Feche a torneira da bureta assim que a solução mudar de cor. 6. Anote o valor do volume gasto da solução padrão de NaOH. a) NaOH utilizado na titulação. ml. RESPONDA: 1. O que é uma soluçãoo padrão, um padrão primário e um padrão secundário?

8 2. Calcule o número de mols (quantidade de matéria) de NaOH consumido nessa titulação. 3. Escreva a equação da reação entre o NaOH e o HCl. 4. Calcule a concentração da solução de HCl, em mol.l -1 no de mol de HCl = volume da solução de HCl = Cálculo: 5. Esboce o gráfico de ph versus volume de base (curva de titulação)