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Experimentos para determinar fatores que influenciam a velocidade de reações químicas, calor específico de metais e determinação de δh de neutralização e dissociação. O texto aborda a importância da concentração, temperatura, pressão e catalisadores na velocidade de reação química.
Tipologia: Notas de estudo
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Não perca as partes importantes!
Observar o deslocamento do equilíbrio em baterias de tubos de ensaios; determinar fatores que influenciam na velocidade da reação; calcular o calor específico dos metais em questão e determinar o ΔH de neutralização e de dissociação.
A resposta dada por um sistema em equilíbrio à adição ou remoção de um componente é mais uma resposta à mudança de concentração do que a uma variação de quantidade.
Segundo RUSSEL:
Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. Este é o enunciado do princípio de Le Châtelier. Conforme o sistema se ajusta, a “posição de equilíbrio” muda. Dependendo do que foi formado durante a mudança.
Toda reação química se desenrola com uma velocidade característica, função da natureza dos reagentes e de uma série de fatores circunstanciais. Influem sobre a velocidade de uma reação: O estado físico dos reagentes, a temperatura, a pressão, a concentração das substâncias em reação, bem como os catalisadores, isto é, substâncias que, embora estranhas à reação em si, por mera presença no sistema atuam modificando sua velocidade.
De acordo com ROZENBERG,
Em meio homogêneo, a velocidade de reação é, a cada instante, proporcional ao numero de moléculas-grama dos reagentes não transformados presentes por unidade de volume, isto é, é proporcional às molaridades dos reagentes presentes.
Alumínio (Al) 0.901 24,
Cobre (Cu) 0.384 24,
Etanol (C 2 H 5 OH) 2,43 112,
Ferro (Fe) 0,449 25,
Quando um sistema sofre uma transformação à pressão constante, o calor absorvido durante o processo é igual à variação de entalpia ΔH do sistema. A entalpia é definida como:
ΔH = ΔU + Δ(PV)
Por ser absolutamente geral, a equação é aplicável a qualquer transformação; todavia sua aplicação é especialmente aos processos isobáricos. Quando um sistema passa de um estado (I) a (II), a variação de entalpia verificada é:
Os processos espontâneos, adquire um estado de maior energia, por que saem dos seus estados mais ordenados para um menos ordenado.
De acordo com EBBING;
As reações químicas, ou as transformações físicas, são classificadas em exotérmicas e endotérmicas. Um processo exotérmico é a reação química, ou transformação física, em que há evolução de calor (q é negativo); Um processo endotérmico é a reação química, ou transformação química, em que há absorção de calor (q é positivo). Na reação exotérmica, o vaso da reação sofre uma elevação de temperatura inicial; na endotérmica, o vaso da reação sofre um resfriamento inicial.
Tubo de ensaio Béquer Termômetro Calorímetro Espátula Pinça de madeira Pinça metálica Pissete Pipeta descartável Proveta
Deslocamento do equilíbrio
1.1 Em um tubo de ensaio pipetou-se 2 mL de água, em seguida, saturou-se com Cloreto de Sódio até a formação de precipitado. Foi adicionado gotas de HCl concentrado utilizando a capela, e observado a maior formação de sal, devido ao aumento da concentração de íons cloreto.
1.2 Em um tubo de ensaio pipetou-se 1 mL de água destilada e adicionaram-se duas gotas de Ácido Acético 6M e uma gota do indicador ácido-base, metilorange, ou alaranjado de metila. Em seguida, adicionou-se 0,5 mL de acetato de amônia a 20%.
1.3 Em um tubo de ensaio com 0,5 mL de água destilada adicionou-se duas gotas de Cloreto de Magnésio (MgCl 2 ) 1 M e duas gotas de Hidróxido de Amônia (NH 4 OH) 6 M e em seguida, adicionou-se 0,5ml de solução cloreto de amônia (NH 4 Cl) 20%.
1.4 Em um tubo de ensaio misturou-se três gotas de Cloreto Férrico (FeCl 3 ) 0,
M e três gotas de Tiocianato de Potássio (KSCN) 0,3 M. Em seguida, a solução resultante foi diluída com água destilada atingindo o volume suficiente para dividir a solução em quatro tubos de ensaio. Após dividir a solução original, de cor laranja, em quatro tubos de ensaio, em um dos tubos foi adicionou-se uma gota de solução FeCl 3 ,no primeiro tubo. No
segundo, adicionou-se uma gota de solução KSCN 0,3 M e no terceiro tubo de ensaio adicionou-se uma gota de solução saturada de KCl.
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2.1 Em dois tubos de ensaio foram colocados cerca de 10 mL de solução KMnO 4 0,05 N, e 1 mL de H 2 SO 4 1N, em seguida adicionou-se pedaços de ferro a cada tubo. O primeiro tubo foi deixado à temperatura ambiente e o outro foi aquecido em banho-maria.
2.2 Preparou-se dois tubos de ensaio cada um contendo 5 mL de solução Ácido Clorídrico 6 M. Em um dos tubos adicionou-se uma pequena quantidade de ferro em pó e ao outro adicionou-se um prego de ferro, então agitou-se os tubos de ensaio para que se completasse a reação.
3.1 Em um béquer de 250ml adicionaram-se dois metais e uma quantidade de água suficiente para cobri-los. Aqueceu-se até a ebulição por cinco minutos.
3.2 Em um calorímetro adicionou-se 150,010 g de água e mediu-se a temperatura que foi de 24°C. Com o auxílio da pinça aquecida, adicionou-se ao calorímetro um dos metais. Fechou-se o calorímetro rapidamente e agitou-se por alguns minutos a fim de homogeneizar a temperatura. Mediu-se a temperatura final da água que foi de 26°C da água Para o segundo metal adicionou-se 150,998 g de água e mediu-se a temperatura que foi de 24°C. Com o auxílio da pinça aquecida, adicionou-se ao calorímetro o outro metal. Fechou-se o calorímetro rapidamente e agitou-se por alguns minutos a fim de homogeneizar a temperatura. Mediu-se a temperatura final da água que foi de 24°C
DETERMINAÇÃO DE ∆H
4.1 Ao mesmo calorímetro utilizado no procedimento anterior, após a limpeza, adicionou-se 100 mL de Ácido Clorídrico 1 M. Anotou-se a temperatura inicial, de 23°C em seguida adicionou-se 100 mL de Hidróxido de Sódio 1 M, agitou-se o calorímetro e anotou-se a temperatura de equilíbrio.
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O equilíbrio foi deslocado para a formação do sal, devido o aumento de concentração dos íons Cl -^. Ocorreu também a precipitação do sal (NaCl) uma vez que a solução tornou-se supersaturada.
Sabendo que o indicador Metilorange comporta-se da seguinte forma:
Em meio ácido: vermelho. Em meio alcalino: amarelo.
No tubo contendo Ácido Acético 6 M a coloração apresentada foi vermelha E no tubo contendo Acetato de Amônia 20% a coloração apresentada foi alaranjada.
Observou-se que a solução ficou turva, escrevendo a reação percebe-se que houve formação de hidróxido de magnésio sólido, caracterizando uma suspensão. Ao adicionar a solução cloreto de amônia observou-se que a solução tornou-se incolor novamente, já concentração de Hidróxido de Magnésio diminuiu, e a reação foi deslocada para a formação de cátions amônia e cloreto.
1. Após dividir a solução original em quatro tubos de ensaio observou-se: no primeiro tubo de ensaio, a mudança de cor: tornou-se vermelho vivo. No segundo tubo de ensaio, a coloração ficou alaranjado. No terceiro tubo de ensaio, a cor mudou para amarelo claro.
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Em experimentos utilizados dois tubos de ensaio,foi preparado uma solução com 10mL de solução de Permanganato de Potássio (KMnSO 4 ) 0,05N, e 1mL de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) 1,0N em ambos foram adicionados pedaços de ferro (limalha de ferro). Em um dos tubos deixado em temperatura ambiente apresentou uma oxidação lenta, iniciada a base do tubo onde a concentração da limalha de ferro estava acentuada devida sua densidade ser maior do que a da solução, inicialmente de coloração avermelhada. Já no segundo tubo aquecido em banho-maria, apresentou uma oxidação rápida devido a condição a interferência da temperatura no processo de oxidação, sua coloração inicial foi alterada em conseqüência da perda de elétrons na reação
6KMnO 4 +24H 2 SO 4 →5 Fe 2 (SO 4 ) + 6 MnSO 4 3 K 2 SO 4 + 24 H 2 O.
Em um dos tubos de ensaio foi adicionado 0,5 g de ferro em pó,já no outro colocou-se um prego; observando o tempo de reação dos dois experimentos segundo a reação:
Fe+ 2HCl → Fe 2 + H 2 +Cl 2
Constatou-se que devido a superfície de contato do pó de ferro ser maior comparada com a superfície do prego, sua reação se deu muito mais rápida do que a do segundo tubo de ensaio onde se encontrava o prego mergulhado no ácido clorídrico (HCl) 6 M. No tubo de ensaio com o pó de ferro sua coloração ficou incolor e no outro com o prego a solução ficou amarelada
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A neutralização ocorreu ao adicionar 100 mL de HCl em um calorímetro e logo após a adição de 100 mL de NaOH, sendo ambas soluções de mesma concentração.
De acordo com a fórmula abaixo, calcula-se a variação de entalpia (ΔH).
ΔH= Q= m.c. Δt ΔH= 200.1. ΔH= 1000 kcal
Como a temperatura no interior do calorímetro aumentou, conclui-se que a reação de neutralização liberou calor, logo seu ΔH<0.
Ou seja, para a neutralização de HCl e NaOH: ΔH= - 1000 kcal 4.2) Após adicionar 3,11 g de NaOH em de 100 mL de água em um calorímetro e agitar o calorímetro até o equilíbrio da reação verificou-se uma variação de 6°C.
De acordo com a fórmula abaixo, efetua-se o cálculo para a determinação do ΔH de dissociação do NaOH.
ΔH= Q= m.c. Δt ΔH= 103,11. 1. ΔH= 618,66 kcal
Sabendo que o a reação da dissociação do NaOH é uma reação exotérmica, ou seja, que libera calor, seu ΔH<0.
Logo,
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ΔH= - 618,66 kcal
EBBING, Darrell D. Química Geral, volume 1 - Rio Janeiro: Livros técnicos e científicos editora, 5ª edição, 1988.
ROZENBERG, I.M. Química Geral, São Paulo: Edgard Blücher LTDA, 2002.
RUSSELL, Jonh B., Química Geral, volume 1, São Paulo: Makron Books, 2ª Edição, 1994.
RUSSELL, Jonh B., Química Geral, volume 2, São Paulo: Makron Books, 2ª Edição, 1994.
VOGEL, A. Química Analítica Qualitativa, São Paulo: Mestre Jou, 5ª Edição,
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