A CINÉTICA QUÍMICA

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Observando o gráfico de entalpia de uma reação, conseguimos facilmente identificar a energia de ativação. Ela aparece como uma saliência que imediatamente antecede a ocorrência da reação. (FELTRE,2009)

[pic 1]

Fica claro pelo gráfico que a energia de ativação é maior do que a energia dos reagentes, o que mostra novamente que não basta apenas haver o choque, ele deve ter energia suficiente para formar o complexo ativado. (KOTZ,2005).

É óbvio imaginar que quanto maior for a energia de ativação, maior será a "barreira" energética para que a reação inicie e, por consequência, menor será a velocidade da reação. (REIS,2001). Quanto mais choques efetivos conseguirmos produzir, mais facilmente a reação se processará e, o número de choques efetivos será tanto maior quanto menor for a energia de ativação. (BRADY,2002).

Algumas reações podem ser aceleradas pela presença de um terceiro composto que não participa da reação como reagente mas sua presença causa grande alteração na velocidade da mesma. (FISCHER,2004). Essas substâncias são conhecidas como catalisadores e essa aceleração é obtida porque elas diminuem a energia de ativação em uma reação.

[pic 2]

Nosso organismo possui vários catalisadores. Um bom exemplo são as enzimas, cuja função, como não poderia deixar de ser, é acelerar a ocorrência de reações. (Feltre,2009).

Resultados e Discussão

Primeira parte do Experimento:

A reação que será estuda neste experimento é a oxidação do íon oxalato em meio ácido:

5 C2 O42 - (aq) + 2MnO4 - (aq) + 16H+ (aq)Ⱥ 10CO2(g) + 2Mn2+ (aq) + 8H2 O(l) (1)

O íon permanganato (MnO4-) apresenta a cor violeta e ao reagir com o íon oxalato (C2O42-) forma o MnO (Mn2+) que é incolor, se esta reação se processar em meio ácido, como é o caso. Desta forma pode-se medir a velocidade da reação pela medida do intervalo de tempo necessário para tornar a solução incolor após a adição do permanganato. É importante ressaltar que, caso a reação seja realizada em meio básico, forma-se o MnO2 de cor turva escura (marrom), que também pode ser produzida devido ação da luz. Esta reação envolve a oxidação do carbono presente no íon oxalato, e ao mesmo tempo a redução do manganês presente no íon permanganato. Você consegue identificar os respectivos de número de oxidação para cada um antes e após as reações? Este exemplo de reação ilustra muito bem um importante tipo de análise volumétrica usada para determinação de íons oxalato denominada titulação redox. Nesta técnica o número de mol de íons oxalato(nox). Pode ser calculado simplesmente a partir da equação :

MnO4 - (aq) + 8H+ (aq) + 5e' Ⱥ Mn2+ (aq)+ 4H2 O(l)

(3) 4Mn2 + (aq)+ MnO4 - (aq) + 8H+ (aq) Ⱥ 5Mn3 + (aq)+ 4H2 O(l)

(4) 2Mn3+(aq) + C2O42-(aq) Ⱥ 2CO2(g) + 2Mn2+(aq) (5)

Caso seja adicionado o catalisador, cloreto de manganês (MnCl2), a solução já contará com uma quantidade inicial superior de íons Mn2+, Caso seja adicionado o catalisador, cloreto de manganês (MnCl2), a reação já aconteça da etapa (4) em diante. Outra informação importante é que este tipo de reação se processa seguindo um mecanismo de autocatálise, ou seja, a reação produz o seu próprio catalisador, como podemos verificar pelas etapas de (3) à (5). A presença do íon Mn3+ é verificada pela coloração avermelhada da solução, o que justifica o aparecimento desta coloração no estágio intermediário da reação.

Segunda Parte do Experimento:

A reação que ocorre nos ensaios é dada pela equação 1 a seguir:

H3CCOCH3(aq) + I2(aq) → H3CCOCH2I(aq) + H+(aq) + I-(aq) (1)

Esta equação 1 apresentada acima, possui o mecanismo que envolve três etapas, que será demonstrada a seguir

I)H3CCOCH3(aq) +H+(aq) H3CC(OH)CH2(aq) (etapa lenta)[pic 3]

II)H3CC(OH)CH2(aq) +I2(aq) H3CC+(OH)CH2I(aq) + I-(aq)[pic 4]

III)H3CC+(OH)CH2I(aq) + I-(aq) H3CCOCH2I(aq) ) + H+(aq) + I-(aq)[pic 5]

A etapa I mostra a reação de acetona com o ácido e resultando em enol, e esta etapa é lenta e por isso que determina a velocidade da reação. E os restantes das etapas II e III ocorrem rapidamente. E os tempos gastos nos dez ensaios serão mostrados na tabela 1 a seguir.

Tabela 1: Ensaios e tempos de reações

Ensaio

Tempo (s)

Ensaio

Tempo (s)

1

2

3

4

5

91s

61s

30s

61s

34s

6

7

8

9

10

244s

315s

282s

87s

67s

Com os tempos da tabela 1 acima, é possível calcular a velocidade da reação, utilizando o reagente I2 para determiná-lo, pois este foi o responsável pelo tempo. Conforme a figura 1 abaixo:

[pic 6] [pic 7]

Figura 1: A figura da esquerda mostra início da reação e da direita mostra o término.

Como se pode observar na figura 1 acima, o iodo, responsável pela coloração amarela, é o que determina o tempo da reação. Logo, após que todos os iodos reagirem, a solução fica incolor, como mostra a figura 1 da direita, indicando o