Química Geral e Experimental 2

Prof. Dr. André Gustavo Ribeiro Mendonça

Prática: Cinética

1. Introdução

A velocidade de uma reação química homogênea pode ser definida como a variação da concentração de

um dos reagentes (dx) ou de um dos produtos (dy) por unidade de tempo (dt):

Velocidade = -dx/dt ou dy/dt

A escolha de um ou outra equação depende da facilidade de se monitorar experimentalmente a

concentração de um determinado reagente ou produto.

Assim como a velocidade de um objeto em movimento está associada ao tempo que o objeto precisa para

percorrer uma determinada distância, a velocidade de urna reação química pode ser avaliada pelo tempo

transcorrido para que uma determinada quantidade de reagente seja consumida ou uma determinada

quantidade de produto seja formada.

A reação de Landolt, também conhecida como a "reação do relógio de iodo", foi publicada em 1886 e

continua sendo, até hoje, um dos exemplos mais adequados para demonstrar alguns aspectos fundamentais da

cinética de reações químicas. Trata-se da reação entre os íons bissulfito e iodato em meio ácido, com formação de

iodo. Na realidade, o mecanismo dessas reação não é trivial, envolvendo várias etapas com velocidades distintas,

durante as quais espécies intermediárias são formadas e posteriormente consumidas. Todavia é possível

representar a reação de Landolt por um conjunto de três equações básicas, vistas a seguir.

lnicialmente, a bissulfito (HSO3-) reage lentamente com iodato (IO3

-), formando bissullfato (HSO4-) e iodeto

(I-):

3 HSO3- + IO3

- → 3 HSO4- + I- (lento)

A medida que o iodeto vai sendo formado lentamente, este reage rapidamente com o iodato, ainda

presente em grande quantidade, gerando iodo elementar (I2):

IO3- + 5 I- + 6 H+ → 3 I2 + 3 H2O (rápido)

Enquanto houver bissulfito na soIução, este consumirá imediatamente o iodo formado, produzindo

novamente iodeto:

3 HSO3- + I2 + 3 H2O → HSO4

- + 2 I- + 3 H+ (muito rápido)

De acordo com essa proposta mecanística, o iodo somente será observado quando todo o bissulfito tiver

sido consumido.

O tempo transcorrido a partir do momento da mistura dos reagentes (bissulfito e iodato) até o

aparecimento do iodo é um parâmetro de fácil medição, a qual permite avaliar como a velocidade da reação de

Landolt pode variar sob diferentes condições experimentais. Uma concentração mínima de iodo poderá ser

sensivelmente detectada se houver amido presente no meio reacional, pois este forma um complexo de intensa

coloração azul com o iodo.

Assim, nesse experimento, será observado o tempo necessário para a formação de iodo na reação de

Landolt, variando-se a concentração dos reagentes e a temperatura.

2. Objetivos

• Demonstrar alguns aspectos fundamentais da cinética de reações químicas, especialmente o efeito da

concentração dos reagentes e da temperatura sobre a velocidade das reações químicas.

• Conhecer o fenômeno de catálise (homogênea, heterogênea e enzimática).

• Verificar o efeito catalítico de diversas substâncias sobre a decomposição do peróxido de hidrogênio.

3. Materiais e reagentes

Materiais: cronômetro; banho-maria; termômetro; proveta de 100 mL; 2 erlenmeyer de 200 mL, gelo triturado;

iodato de potássio (KIO3); sulfito de sódio (Na2SO3); ácido sulfúrico concentrado (H2SO4); etanol; amido solúvel;

iodeto de mercúrio (HgI2).

4. Parte experimental

Experimento 1: Preparo das soluções

Observação: a eventuaI presença de impurezas nas vidrarias e/ou soluções pode comprometer o bom

desempenho do experimento

•Solução 1: 1 g de amido solúvel em 500 mL de água destilada fria (mistura-se 1g de amido solúvel com

20 mL de água destilada fria adiciona-se essa mistura a 500 mL de água destilada fervendo, com agitação, deixa-

se esfriar, decanta-se e adiciona-se 5 mg de iodeto de mercúrio para evitar a formação de fungos).

• Solução 2: (deve ser preparada com, no máximo, 24 horas de antecedência): 8,0 g de ácido sulfúrico

concentrado, 20 mL de etanol e 2,32 g de sulfito de sódio, dissolvidos em 2 L de água destilada.

• Solução 3: 8,6 g de iodato de potássio em 2 L de água destilada.

Parte A: procedimento padrão

1. Coloque num Erlenmeyer 100 mL de água destilada, 5 mL da solução 1 e 20 mL da solução 2. Misture bem

a solução resultante.

2. Observe a temperatura da solução.

3. Com o auxílio de outra pessoa, adicione rapidamente e com agitação forte 20 mL da solução 3 e, ao

mesmo tempo, dispare o cronômetro.

4. Mantenha a mistura sob agitação e aguarde atentamente o momento em que aparece a coloração azul

na solução.

5. Pare o cronômetro nesse momento e anote o tempo de reação.

Parte B: efeito da concentração dos reagentes

1. Repita o procedimento A, utilizando apenas 50 mL de água destilada na mistura com as soluções 1 e 2.

2. Repita o procedimento A, utilizando 150 mL de água destilada na mistura com as soluções 1 e 2.

Parte C: efeito da temperatura

1. Repita o procedimento A, utilizando 100 mL de água destilada gelada na mistura com as soluções 1 e 2, e

mantenha a solução sobre um banho de gelo durante a reação.

2. Repita o procedimento A, utilizando 100 mL de água destilada quente (não superior a 40 °C) na mistura

com as soluções 1 e 2.

5. Questionário

1. QuaI é a função do amido: catalisador, indicador, oxidante ou redutor?

2. Relate e justifique o efeito da variação da temperatura sobre a velocidade da reação estudada.

3. Relate e justifique o efeito da variação da concentração dos reagentes sobre a velocidade da reação estudada.

6. Referência

Química em tubos de ensaio – Editora Edgard Blucher, Bessler e Neder.

Aluno:_________________________________________________________

DADOS EXPERIMENTAIS REFERENTES AO EXPERIMENTO CINÉTICA

Descreva suas observações, fique atento para liberação de gases, liberação ou absorção de calor, mudança de

coloração, etc.

1. Parte A: procedimento padrão.

Exp. Observações Temperatura (°C) Tempo (min)

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2. Parte B: efeito da concentração dos reagentes.

Exp. Observações Temperatura (°C) Tempo (min)

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3. Parte C: efeito da temperatura.

Exp. Observações Temperatura (°C) Tempo (min)

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