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EXPERIÊNCIAS DE ENTRETENIMENTO EM CASA
Atenção, velocidade! experimentos químicos
Experiências divertidas em casa / Experiências de química para crianças Na ciência química existe uma área especial que estuda as taxas e os mecanismos de várias reações - a cinética química. Embora a teoria química possa explicar muito, ainda não é possível prever teoricamente a velocidade de qualquer reação. É estudado experimentalmente, em laboratório, e depois eles desenvolvem formas de mudar essa velocidade. Existem muitas reações que são importantes para a indústria, que são muito lentas, você precisa saber acelerá-las. Outras reações, ao contrário, devem ser inibidas porque são prejudiciais. Em suma, a cinética química é uma ciência experimental. A validade de suas leis pode ser verificada por alguns experimentos simples. Para começar, vamos ter certeza de que a velocidade da mesma reação pode realmente mudar, e de forma bastante significativa. (No entanto, isso pode ser assumido com base não na química, mas na experiência de vida; por exemplo, os alimentos no frio se deterioram mais lentamente do que no calor, porque em temperaturas diferentes as mesmas reações bioquímicas ocorrem em velocidades diferentes.) Para verificar, repita o experimento do capítulo "relógio químico", mas desta vez mude não a concentração das substâncias (isso já é familiar para você), mas a temperatura. Se as duas soluções iniciais - sulfato de sódio e iodato de potássio com ácido sulfúrico - forem despejadas em água gelada, então o tempo antes do aparecimento de uma cor azul levará muito mais tempo do que quando se usa água morna. Observe apenas que em água muito quente não aparece nenhuma cor, pois a combinação colorida de iodo com amido é instável. Então, você descobriu por experiência: quanto maior a concentração e a temperatura, mais rápida a reação. Mas algumas reações à primeira vista parecem ser uma exceção à regra. Aqui está um exemplo. Despeje o ácido acético em um tubo de ensaio a uma altura de 1-2 cm e coloque alguns pedaços de zinco nele. O zinco deve primeiro ser limpo imergindo-o por vinte segundos em uma solução de ácido clorídrico e enxaguando com água. O ácido acético é fraco e o zinco se dissolve nele muito lentamente - as bolhas de hidrogênio mal são liberadas. Como acelerar a reação? Aqueça a solução. Certo. Não é possível de outra forma? Vamos fazer assim: vamos adicionar água limpa aos poucos no tubo de ensaio, misturando bem a cada vez. Fique de olho nas bolhas. Uma coisa incrível: o ácido já está diluído pela metade, três vezes, e a reação, em vez de desacelerar, vai cada vez mais rápido! Se você colocar essa experiência no círculo, substitua o zinco por um pequeno pedaço de aparas de magnésio e não o processe com nada. Com ácido acético diluído, o magnésio reage ainda mais vigorosamente do que o zinco. Essa "exceção" à regra fica clara se você a estudar bem. Nossa experiência com ácido acético é explicada a seguir. A taxa na qual o zinco ou magnésio reage com um ácido depende da concentração de íons de hidrogênio na solução. Esses íons são formados quando qualquer ácido é dissolvido em água. Mas quando a água é escassa, o ácido acético fraco é encontrado em solução quase exclusivamente na forma de moléculas não dissociadas. À medida que é diluído com água, mais e mais moléculas de ácido acético se decompõem em íons e a reação prossegue mais rapidamente. Mas se você adicionar muita água, a reação diminuirá novamente, por um motivo diferente: devido à forte diluição, a concentração de íons de hidrogênio diminuirá novamente. O ácido acético a 15% reage mais rapidamente com o zinco. É claro que analisamos esse experimento de forma alguma apenas para mostrar como as transformações químicas podem ser incomuns. Queríamos chamar sua atenção para isso: para controlar a velocidade de uma reação, você deve saber como ela ocorre. Qualquer reação começa com o fato de que as moléculas das substâncias colidem umas com as outras. Vamos ver como a reação começa.
Pegue um tubo de vidro não muito largo, com várias dezenas de centímetros de comprimento, e pegue duas rolhas nele. Do lado de dentro, voltado para o tubo, insira uma pequena haste de vidro em ambas as rolhas e enrole um pedaço de algodão em volta delas. Umedeça uma peça com algumas gotas de ácido clorídrico concentrado e a outra com solução de amônia concentrada. Ao mesmo tempo, insira os plugues com algodão no tubo de ambas as extremidades. Após alguns minutos - dependendo do comprimento do tubo - nele, mais próximo do algodão com ácido clorídrico, aparecerá um anel branco de cloreto de amônio NH4Cl. Normalmente, durante as reações químicas, a mistura é agitada para acelerar o processo. Não fizemos isso deliberadamente e nem mesmo tentamos ajudar as moléculas a se encontrarem - elas se moveram por conta própria. Esse movimento independente de moléculas em um ou outro meio é chamado de difusão. Evaporando do algodão, as moléculas de ambas as substâncias experimentaram bilhões de colisões por segundo com moléculas de ar e entre si. E embora a velocidade das moléculas seja muito alta, ela é calculada em centenas de metros por segundo, a 0 ° C e pressão normal, o caminho livre, ou seja, a distância que uma molécula consegue percorrer de uma colisão a outra, é apenas cerca de 0,0001 mm para essas substâncias. É por isso que a amônia e o cloreto de hidrogênio (do ácido clorídrico) se movem tão lentamente no tubo. Com a mesma lentidão, uma substância odorífera se espalha por uma sala com ar parado. Mas por que o anel branco não apareceu no meio do tubo? Como as moléculas de amônia são menores, elas se movem mais rapidamente no ar. Se o ar for bombeado para fora do tubo, as moléculas de amônia e cloreto de hidrogênio se encontrarão em uma fração de segundo - o caminho livre médio das moléculas aumentará significativamente. Aconselhamos que você faça uma pequena pesquisa por conta própria para descobrir como a gravidade e a temperatura afetam a difusão. Para fazer isso, posicione o tubo vertical e obliquamente e também aqueça partes individuais dele (incluindo o local onde o cloreto de amônio se deposita). Tente tirar suas próprias conclusões. Vamos passar dos gases para os líquidos. Neles, a difusão ocorre ainda mais lentamente. Vamos verificar experimentalmente. Em uma placa de vidro lisa e limpa, coloque algumas gotas de três líquidos um ao lado do outro: no meio - água, nas laterais - soluções de refrigerante e ácido clorídrico. Líquidos antes do início do experimento não devem entrar em contato. Depois, com muito cuidado, evitando mexer, junte as soluções com um palito. O dióxido de carbono deve ser liberado, mas isso não acontecerá imediatamente. E quando o gás começar a ser liberado, suas bolhas estarão localizadas ao longo da fronteira que separa as áreas de difusão de ácido e refrigerante. Em vez de refrigerante e ácido, você pode tomar quaisquer duas substâncias solúveis em água que, quando misturadas, colorem ou precipitam. No entanto, em tais experimentos, é difícil evitar fluxos de líquido que distorcem a imagem, por isso é melhor realizar experimentos em soluções espessas. E você pode engrossar com gelatina. Prepare uma solução de gelatina a 4% mergulhando-a em água quente (não ferva!). Despeje a solução quente em um tubo de ensaio e, quando esfriar, rapidamente, em um movimento, insira um cristal de permanganato de potássio, sulfato de cobre ou outra substância solúvel em água e colorida no centro do tubo de ensaio com uma pinça. Remova a pinça imediatamente com um movimento cuidadoso, mas rápido. Dentro de algumas horas, um padrão de difusão muito bonito pode ser observado. O soluto se propaga em todas as direções com a mesma velocidade, formando uma esfera colorida. Com uma solução espessa, você pode colocar outro experimento. Despeje a solução de gelatina quente em dois tubos de ensaio e adicione um pouco de solução alcalina em um e fenolftaleína no outro. Quando o conteúdo dos tubos de ensaio endurecer, com uma pinça, insira rapidamente um pedaço de comprimido de fenolftaleína no centro do primeiro tubo de ensaio e um pedaço de carbonato de sódio no centro do segundo. Em ambos os casos, uma cor carmesim aparecerá. Mas atenção: no segundo tubo de ensaio, a cor se espalha muito mais rápido. Os íons de hidróxido formados durante a dissociação do álcali são muito menores e mais leves que a complexa molécula orgânica de fenolftaleína e, portanto, se movem mais rapidamente em solução. Agora vamos passar para os sólidos. Nas reações entre eles (ou entre um sólido e um líquido ou gás), as moléculas podem colidir apenas na superfície. Quanto maior a interface, mais rápida a reação. Vamos ter certeza disso. O ferro não queima no ar. No entanto, isso é verdade apenas para objetos de ferro. Por exemplo, as unhas têm uma pequena superfície de contato com o ar, a reação de oxidação é muito lenta. As limalhas de ferro reagem com o oxigênio muito mais rapidamente: no frio, elas se transformam em ferrugem mais cedo e, na chama, podem pegar fogo. Os grãos menores podem explodir sem aquecer. Esse ferro é chamado de pirofórico. Não pode ser aplainado nem com a menor lima, por isso é obtido quimicamente, por exemplo, pela decomposição do sal do ácido oxálico - oxalato de ferro. Misture soluções aquosas de algum sal ferroso, como sulfato ferroso, e ácido oxálico ou seu sal solúvel. Filtre o precipitado amarelo de oxalato de ferro e encha o tubo de ensaio com ele não mais que um quinto do volume. Aqueça a substância na chama do queimador, segurando o tubo de ensaio na horizontal ou levemente inclinado, com o orifício para baixo e longe de você. Remova as gotas de água que saem com um papel de filtro ou algodão. Quando o oxalato se decompuser e se transformar em um pó preto, feche o frasco e leve à geladeira. Gradualmente e com muito cuidado, despeje o conteúdo do tubo de ensaio em uma folha de metal ou amianto: o pó se inflamará com faíscas brilhantes. A experiência é especialmente eficaz em uma sala escura. Aviso importante: ferro pirofórico não deve ser armazenado, pode causar incêndio! No final do experimento, certifique-se de acender o pó no ar ou tratar com ácido para que não haja partículas não queimadas - elas podem inflamar espontaneamente. Em seguida, investigamos como o tamanho da superfície de um sólido afeta a velocidade de sua reação com um líquido. Pegue dois pedaços idênticos de giz e triture um deles até virar pó. Colocar ambas as amostras em tubos e encher com volumes iguais de ácido clorídrico. O giz finamente dividido, como seria de esperar, dissolve-se muito mais rapidamente. Coloque outro pedaço de giz em um tubo de ensaio com ácido sulfúrico. A reação energética que começou inicialmente diminui e depois para completamente. De que? Afinal, o ácido sulfúrico não é mais fraco que o ácido clorídrico ... Quando giz reage com ácido clorídrico, cloreto de cálcio CaCl é formado.2 que é facilmente solúvel em água e não interfere no fluxo de novas porções de ácido para a superfície do giz. Ao reagir com ácido sulfúrico, obtém-se sulfato de cálcio CaSO.4, e é muito pouco solúvel em água, permanece na superfície do giz e o fecha. Para que a reação prossiga, é necessário limpar a superfície do giz de vez em quando ou transformá-lo em pó com antecedência. O conhecimento de tais detalhes do processo é muito importante para a engenharia química. E mais uma experiência. Misture em um almofariz e argamassa duas substâncias sólidas que dão produtos de reação coloridos: nitrato de chumbo e iodeto de potássio, sulfato ferroso e sal de sangue vermelho, etc. - e esfregue a mistura com um pilão. Gradualmente, à medida que a mistura é esfregada, a mistura começará a colorir, à medida que a superfície de interação das substâncias aumenta. Se você derramar um pouco de água na mistura, uma cor intensa aparecerá imediatamente - afinal, as moléculas se movem com muito mais facilidade na solução. E para concluir os experimentos de cinética, faremos um experimento quantitativo; a única ferramenta necessária é um cronômetro ou um relógio com ponteiro de segundos. Prepare 0,5 l de uma solução de ácido sulfúrico a 3% (derramando ácido na água!) E a mesma quantidade de uma solução de tiossulfato de sódio a 12%. Antes de dissolver o tiossulfato, adicione algumas gotas de amônia à água. Em duas garrafas cilíndricas (copos, pilhas) com capacidade de 100 ml, marque no nível 50; 25; 12,5 e 37,5 ml, dividindo sequencialmente a altura pela metade. Marque os frascos e despeje neles as soluções preparadas até as marcas superiores (50 ml). Coloque um vidro fino comum com capacidade para 200 ou 250 ml em papel escuro e despeje uma solução de tiossulfato nele e depois ácido. Anote imediatamente o tempo e mexa a mistura por um a dois segundos. Para não quebrar o vidro, é melhor usar uma vara de madeira. Assim que a solução começar a ficar turva, registre o tempo decorrido desde o início da reação. É conveniente fazer o experimento juntos: um monitora o relógio, o outro drena as soluções e sinaliza a nebulosidade. Lave o vidro e repita o experimento mais três vezes; despeje a solução de tiossulfato em um copo até a terceira (37,5), segunda (25) e primeira (12,5 ml), adicionando água a cada vez na divisão superior. A quantidade de ácido em todos os experimentos permanece constante e o volume total da mistura reagente é sempre 100 ml. Agora desenhe um gráfico: como a taxa de reação depende da concentração de tiossulfato. É conveniente expressar a concentração em unidades arbitrárias: 1, 2, 3 e 4. Coloque-as no eixo x. Mas como se calcula a velocidade de uma reação? Isso não pode ser feito exatamente, até porque determinamos o momento de turbidez a olho nu, até certo ponto subjetivamente. Além disso, a turbidez mostra apenas que as menores partículas de enxofre que são liberadas durante a reação atingiram um tamanho tal que podem ser vistas. E ainda, por falta de uma maneira melhor, vamos tomar o início da turbidez como o fim da reação (o que, aliás, não está muito longe da verdade). Vamos fazer mais uma suposição: a taxa de reação é inversamente proporcional à sua duração. Se a reação levar 10 segundos, assumiremos que a taxa é 0,1. Trace as velocidades no eixo y. Quatro experimentos deram quatro pontos, o quinto - a origem. Todos os cinco pontos estarão localizados aproximadamente em uma linha reta. Sua equação é escrita assim: v == k [N / D2S2O3] onde v- é a taxa da reação, colchetes são a designação de concentração aceita em cinética química e K - a constante de velocidade, que é fácil de encontrar no gráfico. Mas a taxa de reação também deve depender da concentração de ácido sulfúrico. Deixando a quantidade de tiossulfato inalterada e diluindo o ácido sulfúrico, verifique como a velocidade da reação muda. Curiosamente, não muda! Esses casos não são incomuns. Em nosso experimento, ocorre uma reação complexa e seu produto, o enxofre, não é liberado imediatamente durante colisões diretas de tiossulfato e moléculas de ácido. Em geral, não há tantas reações onde os produtos são obtidos imediatamente. Em reações sequenciais complexas Algumas fases são mais lentas que outras. No nosso caso, este último, no qual se forma o enxofre. Foi a velocidade dela que nós, de fato, medimos. Autor: Olgin O.M.
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