Cinética Química

12-02-2011 17:49

Cinética química

 

Júlio C. de Carvalho*
Especial para a Página 3 Pedagogia & Comunicação

Objetivos

Ilustrar, por meio de uma demonstração simples, a influência de alguns fatores na velocidade de reações (dois exemplos típicos utilizados nos livros-texto são a dimerização do NO2 e a reação entre H2 e um halogênio, mas ambas são difíceis de mostrar na maioria das escolas). A partir das demonstrações, os alunos devem buscar explicações para os comportamentos observados e, em seguida, iniciar o trabalho formal (com livro-texto ou apostila) de cinética química.

Ponto de partida

A cinética química pode ser trabalhada com alunos de qualquer série, desde que tenham noções de reações e de estrutura da matéria. Note, porém, que esta é uma aula "teórica" apoiada em experimentos, e por isso mais interessante para alunos que já tenham também noções de concentração e de energia em reações.

Estratégias

Nota: Experimentos que envolvem combustão são potencialmente perigosos - por isso a prática é demonstrativa e deve ser feita por um professor habilitado em química, que se responsabilizará pela segurança. Mesmo em se tratando de um ambiente controlado, o laboratório apresenta riscos e a postura do professor ensina tanto quanto as suas recomendações aos alunos.

Materiais: água oxigenada 10 volumes, fósforos ou isqueiro, uma proveta ou outro frasco de boca larga, palha de aço (bom bril), pinça metálica.

1) Antes da aula: prepare e teste os experimentos antes de demonstrá-los para os alunos. É frustrante para o aluno e para o professor quando todas as experimentações dão errado - embora, em muitos casos, se possa explorar didaticamente esse erro. Prepare o "palco", isto é, uma bancada com os materiais, e remova todos os combustíveis (gás, álcool, etc.) de perto desses materiais. Um extintor de incêndio e uma vasilha com água por perto dão um toque dramático e mostram a preocupação com a segurança.

2) Mostre aos alunos dois pedaços de palha de aço de mesmo tamanho. Pergunte qual queima mais rápido.

3) Transforme um dos pedaços em uma bolinha (não muito compacta) e discuta com os alunos novamente qual queima mais rápido. Peça ajuda a um aluno, para que segure a palha de aço em bolinha (com a pinça), e para que os outros cronometrem a queima, que você iniciará com um isqueiro. Repita para a palha de aço normal.

4) Peça aos alunos que elaborem, em duplas ou trios, uma explicação para a observação.


5) Em seguida, solicite aos alunos que façam o seguinte cálculo: se um cubinho de 1 cm de aço (mais ou menos 7 g) fosse achatado até ter uma espessura de 0,1 mm, qual seria a sua área de contato com o ar? Resposta: cerca de 200 cm2!!! Se o cubo fosse reduzido a pó, então, imagine qual a área de contato...

6) Outro experimento: coloque 50 mL de água oxigenada em uma proveta ou béquer, e adicione um reagente que catalise a sua decomposição. Cubra com um vidro de relógio, e enquanto a decomposição vai acontecendo, pergunte aos alunos em que caso deve ocorrer queima mais rápida da palha de aço: ao ar livre, ou no gás liberado pela água oxigenada?

7) Passado algum tempo, estire um pedaço de palha de aço e dobre-o, de forma que metade fique dentro e metade fora do frasco. Verifique que a montagem esteja longe dos alunos - não queremos faíscas saltando perto de ninguém. Peça aos alunos para observarem com atenção: acenda a palha de aço na extremidade fora do copo, e veja a queima se propagando normalmente (fora) e violentamente (dentro do frasco). Peça agora que os alunos expliquem esse fenômeno: Qual a substância formada? Por que há diferença dentro e fora? E outras questões...

8) Peça aos alunos que ilustrem, representando os átomos como esferas, o sistema dentro e fora do frasco. A visualização de um modelo da reação pelos alunos é um excelente auxílio para a compreensão dos fatores que afetam a velocidade de reações. A partir daí, desenvolva a teoria de cinética química: será que, além da área de contato e da concentração de reagentes, a pressão também influenciaria a velocidade? E a temperatura?

Sugestões

1) Os experimentos aqui relatados são seguros, se conduzidos por um professor de química qualificado. Caso utilize-se água oxigenada mais forte, ou acumule-se muito oxigênio, o próprio frasco pode trincar, devido ao choque térmico - não há risco de explosão porque a reação não gera gases, mas há geração de calor.

2) Há uma versão mais dramática desses experimentos: prepare com antecedência uma pequena quantidade de nitrocelulose (a partir de algodão), e apresente aos alunos sem dizer do que se trata. A queima da nitrocelulose é tão rápida que o material praticamente desaparece com uma pequena chama; isso explica mais um fator importante em cinética, anatureza dos reagentes.

3) Note que o oxigênio é 10% mais denso que o ar; se não houver grande agitação do ar próximo ao béquer ou à proveta, o gás se manterá no frasco mesmo que você demore um pouquinho para colocar a palha de aço. Esse fato também pode ser explorado em aula.

 

*Júlio C. de Carvalho é engenheiro químico e professor do curso de Engenharia de Bioprocessos e Biotecnologia da UFPR.