RELATÓRIO PRÁTICA 08 - CINÉTICA QUÍMICA

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INSTITUTO FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO - IFES 
LICENCIATURA EM QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório da Aula Prática nº 08 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 ​ DEBORAH PIMENTEL 
MILENA AMORIM LANGAMI 
MYLENA SARAH LOUZADA RODRIGUES 
TÁRCILA MATHIASSO NASCIMENTO DA SILVA 
 
 
 
 
 
 
 
Disciplina: ​Química Geral Experimental II 
Professor: ​Renan Barroso Soares 
 
 
 
 
VILA VELHA 
2019 
 
1. RESUMO 
Essa aula prática foi feita em duas etapas. No primeiro momento o intuito era 
fazer o estudo do efeito da concentração do íon I​-​. Reuniu-se 10 tubos de ensaio, 
mas numerou-se somente 5 deles. Adicionou-se os reagentes aos tubos seguindo a 
Tabela 1. Misturou-se as soluções contidas nos tubos numerados com os tubos não 
numerados. Ao fazer essa mistura acionou-se o cronômetro até que houvesse a 
mudança da coloração da solução final. Esse procedimento foi repetido nos outros 
tubos, anotando cada tempo de mudança na cor. Observou-se, então, que o tempo 
para mudança de cor aumentou conforme a concentração de iodeto diminuiu. 
Para analisar o efeito da temperatura sobre esse procedimento, fez-se uma 
duplicata do tubo 1. Na etapa que envolvia a mistura das soluções elevou-se a 
temperatura distintamente para ​69​°C ​e 45​°C​. Novamente, anotou-se o tempo que 
levou até ambos os tubos mudarem de cor, assumindo um tom azul. Na maior 
temperatura o tempo de mudança de cor foi menor. 
No segundo momento dessa prática foi realizado o estudo do efeito da 
concentração de S​2​O​8​2– sobre a velocidade da reação. Mais uma vez utilizou-se 10 
tubos de ensaio, numerando apenas 5 deles. Os reagentes foram adicionados em 
cada tubo seguindo a Tabela 2. Adicionou-se a solução do tubo 1 à solução contida 
em um dos tubos não numerados e depois retornou o conteúdo ao tubo numerado. 
Acionou-se o cronômetro a partir do momento da mistura inicial e anotou-se o tempo 
decorrido para o aparecimento da cor azul. Repetiu o processo descrito acima em 
todos os outros tubos. Observou-se que o tempo para a mudança de cor diminuiu 
conforme a concentração de peroxidissulfato aumentou. 
 
2. BASE TEÓRICA 
A cinética química estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que 
influência as condições do aumento da velocidade e os mecanismos envolvidos nas 
reações químicas. A velocidade de reação é a rapidez com que os reagentes são 
consumidos ou a rapidez com que os produtos são formados. A taxa de reação para 
uma determinada alteração química é definida como sendo a velocidade em que 
seus reagentes desaparecem e se formam em produtos. 
É um assunto de importância vasta. Ela se relaciona, por exemplo, com a 
rapidez com que um medicamento é capaz de agir, com o fato de se a formação e a 
depreciação do ozônio na atmosfera superior estão em equilíbrio, bem como os 
problemas industriais, como o desenvolvimento de catalisadores para a síntese de 
novos materiais. (BROWN, 2005) 
Um dos modelos que explicam sobre a velocidade de reação (taxa de reação) 
é o chamado de “modelo de colisão” que baseado na teoria cinética molecular diz 
que, para que uma reação ocorra, a colisão entre as partículas das substâncias 
reagentes deve acontecer por meio de uma orientação adequada e com uma 
energia maior que a energia mínima necessária para a ocorrência da reação. 
Essa energia mínima que deve ser fornecida aos reagentes é denominada 
Energia de Ativação (E​a​). Sem atingi-la, a reação não ocorre. Nem todas as colisões 
são energéticas suficientes para resultar em produtos. ​No entanto, as colisões que 
rompem as ligações formadas e formam novas ligações, são denominadas colisões 
eficazes ou efetivas. 
Qualquer fator que contribua para o aumento das frequências de colisões pode 
aumentar a velocidade das reações. Logo, um dos fatores que interferem na 
velocidade, rapidez ou taxa de desenvolvimento de uma reação química é a 
concentração dos reagentes. Geralmente, um aumento na concentração dos 
reagentes aumenta a rapidez de uma reação. A relação quantitativa entre a 
velocidade e a concentração é expressa por uma lei da velocidade de uma reação. 
(BROWN, 2005) 
Assim, para uma reação (1) genérica balanceada, temos: 
aA + bB → cC + dD 
(1) V = k. [A]​a​.[B]​b 
Onde, 
V = Taxa ou velocidade de uma reação 
K= Constante de velocidade 
[A] [B] = Concentração molar dos reagente 
Desta forma, a prática descrita neste relatório tem como objetivo compreender 
a variação da velocidade em relação à temperatura, concentração de iodeto e 
concentração de ​peroxidissulfato. 
 
3. DESCRIÇÃO DO EXPERIMENTO REALIZADO 
Na primeira parte do experimento usou-se 10 tubos de ensaio, 5 deles foram 
numerados. Todos os tubos foram preenchidos com as quantidades de soluções 
indicadas na Tabela 1. 
 
Tabela 1- Reagentes para o estudo do efeito da concentração do iodeto, I​- na velocidade da 
reação. 
TUBOS NUMERADOS DE 1 A 5 
TUBOS NÃO 
NUMERADOS 
Tubo 
Vol. de I​- 
(mL) 
Vol. de S​2​O​3​2– 
(mL) Amido Vol. deCl​- ​ (mL) 
Vol. de S​2​O​8​2- 
(mL) 
1 3,0 1,0 5 gotas 0,0 2,0 
2 2,5 1,0 5 gotas 0,5 2,0 
3 2,0 1,0 5 gotas 1,0 2,0 
4 1,5 1,0 5 gotas 1,5 2,0 
5 1,0 1,0 5 gotas 2,0 2,0 
 
Após o preparo de todos os tubos, adicionou-se a solução de um dos tubos 
numerado em um dos tubos não numerado e retornou a mistura para o mesmo tubo 
numerado. A partir do momento em que as soluções tiveram o primeiro contato 
acionou-se o cronômetro, que findou a contagem quando houve a mudança na cor 
da solução final. Anotou-se o tempo ao aparecimento da cor azul no tubo de ensaio. 
Repetiu-se esse processo em todos os tubos numerados. 
Para a segunda parte do experimento também foram utilizados 10 tubos de 
ensaio, sendo 5 numerados e outros 5 não numerados. Adicionou-se reagentes aos 
tubos conforme a Tabela 2. 
 
Tabela 2- ​Reagentes para o estudo do efeito da concentração de S​2​O​8​2– ​na velocidade da 
reação. 
TUBOS NUMERADOS DE 1 A 5 TUBOS NÃO NUMERADOS 
Tubos Vol. de SO​4​2– Vol. de S​2​O​8​2– Vol. de I- Vol. de S​2​O​3​2– Amido 
(mL) (mL) (mL) (mL) 
1 0,0 3,0 2,0 1,0 5 gotas 
2 0,5 2,5 2,0 1,0 5 gotas 
3 1,0 2,0 2,0 1,0 5 gotas 
4 1,5 1,5 2,0 1,0 5 gotas 
5 2,0 1,0 2,0 1,0 5 gotas 
 
Foram utilizadas as mesma técnicas do procedimento anterior, portanto, 
realizou-se a misturas dos tubos numerados ao não enumerados, fazendo a 
contagem do tempo a partir do momento qual as soluções entraram em contato, até 
o aparecimento da coloração azul. 
Em um terceiro momento escolheu-se o tubo 1 para que fosse feito uma 
duplicata. Repetiu-se o procedimento de adição de reagentes nos tubos numerados 
e não numerados, mas dessa vez, ao misturá-los elevou-se a temperatura 
distintamente para ​69​°C ​e 45​°C. Anotou-se o tempo que levou desde a mistura dos 
tubos até a mudança de cor. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Quando se pretende realizar a determinação da velocidade de uma reação 
química, faz-se necessário compreender a influência de fatores sobre a mesma, 
sendo a temperatura e concentração dos reagentes as condições a serem 
estudadas. Segundo os dados experimentais a velocidade de uma reação deve ser 
diretamente proporcional a concentração dos reagenteselevada a ordem, e 
inversamente proporcional ao tempo de reação. 
Neste experimento observou-se como a variação de concentração do iodeto 
(I​-​), influência na cinética da reação entre (I​-​) e o persulfato (​S​2​O​8​2-​). Reação 
fundamental : 
 S​2​O​8​ 2−​ (aq)+ 2I ​-​(aq)​ ​→ 2SO​4​ ​2−​ (aq)+ I​2​ (aq) 
A próxima tabela se relaciona com a ​tabela 1 anteriormente apresentada, os 
tubos de 1 a 5 estão relacionado a quantidade de iodo presente na solução, sendo a 
ordem decrescente do tubo 1 ao 5. Faz-se necessário entender a variação do tempo 
em relação a concentração de Iodo. 
 
Tabela 3- ​Tempo necessário para aparecimento da cor azul. 
TUBO TEMPO (seg) 
1 36,89 
2 9,97 
3 3,74 
4 2,66 
5 1,65 
 
A variação de velocidade “ [...] deve ser entendida como a mudança de 
concentração de um reagente ou produto pelo intervalo de tempo (t)[...]” (BROWN, 
2005). Sendo esta variação dada por 𝑘 = 𝐴𝑒 −𝐸𝑎/𝑅𝑇. 
Quando todo o tiossulfato for consumido, os primeiros traços de iodo – 
produzido na reação entre os íons persulfato e iodeto –, formarão um complexo com 
o amido que tornará azul a solução, onde I2 + amido → complexo azul. 
Para verificar a ordem da reação, neste caso, utilizamos a variação do 
reagente, sendo a lei da velocidade v = k[I- ] n [S​2​O​8​] m (n e m são subscritos). Ao 
mantermos o S​2​O​8 constante os valores de n podem ser escolhidos e a equação 
testada para a linearidade com os dados obtidos. Por exemplo, se o valor de n é 
escolhido como 1, então teremos que v = k[I- ] 1 [S​2​O​8​] m. 
A velocidade de formação de I​2 da reação é medida permitindo que o I​2 
formado sofra uma rápida reação com o íon tiossulfato. I​2 + 2 S​2​O​3 2- → 2 I - + S​4​O​6 
-2 Uma quantidade conhecida de tiossulfato é adicionada a mistura de reação. 
Como I2 é lentamente formado na reação com persulfato será imediatamente 
consumido na reação com tiossulfato. Começamos a obter um acúmulo de I​2​, onde 
ocorre a formação do complexo azul anteriormente explicado. Portanto o tempo 
necessário para o aparecimento da cor azul corresponde ao tempo necessário para 
consumir uma quantidade conhecida de tiossulfato, e, portanto, também 
corresponde ao tempo necessário à formação de uma quantidade comparável de I​2. 
 
 
 
A próxima tabela se relaciona com a ​Tabela 2 anteriormente apresentada. 
Faz-se necessário entender a variação de volume entre as espécies de SO​4 ​2– ​e 
S​2​O​8 ​2–​. 
 
Tabela 4- ​Tempo necessário para aparecimento da cor azul. 
TUBO TEMPO (seg) 
1 29,62 
2 38,89 
3 50,26 
4 71,1 
5 108,0 
 
Segundo a tabela, é possível observar que quanto menor o volume de ​S​2​O​8 
2–,​, maior será o tempo necessário para aparecimento da coloração azul. Como já 
discutido no tópico anterior, quanto o tiossulfato for consumido, ocorrerá a formação 
do complexo azul. 
A terceira parte do procedimento, verificamos o efeito da temperatura na 
velocidade da reação. Segundo BROWN (2005) as reações tornam-se mais rápidas, 
conforme o aumento da temperatura, sendo esta variação responsável por 
aumentar a energia cinética das moléculas. 
O tubo (01) cujo temperatura de reação ocorreu em 69°C, obtivemos o tempo 
necessário de apenas 1 segundo e 20 milésimos. No tubo (02), a reação ocorreu a 
45°C, obtivemos o tempo necessário para reação de 2 segundo e 75 milésimos. 
Segundo Atkins (2011) com este aumento de temperatura, ampliamos também, a 
frequência e a energia as quais ocorrem os choques, sendo estes, um dos fatores 
necessários para aceleramento das reações. 
 
5. CONCLUSÕES/RECOMENDAÇÕES 
Através da prática realizada, é possível observar a inferência da 
concentração dos reagentes, bem como a temperatura, no processo reacionário, 
tornando-se necessário o aprofundamento teórico quanto à cinética química das 
reações. 
Além disso, é perceptível como os princípios estudados com auxílio do 
referencial teórico foram de encontro para exemplificação dos fenômenos ocorridos, 
tornando- se de suma importância o aprimoramento intelectual quanto ao assunto 
abordado, visto que ao sabermos os fatores que afetam a velocidade da reação, 
faz-se possível a diminuição do tempo reacionário de forma inteligente, sem 
desperdício de reagentes no ambiente a qual estamos atuando. 
Dessa forma, concluímos que o entendimento da cinética das reações 
químicas torna-se indispensável para o conhecimento prático em laboratório, sendo 
útil para gerenciamento de tempo e quantidade de reagentes, além disso, 
contribuindo para construção de uma química verde, com a menor produção de 
resíduos. 
 
 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. ECIVIUFES. ​Teoria das colisões de Arrhenius​. Disponível em:               
<https://ecivilufes.files.wordpress.com/2011/03/cinc3a9tica-quc3admica-b-e
ng-civi-2008-2.pdf>. Acesso em: 19 out. 2019. 
2. BROWN, Theodore L.; LEMAY, JR, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. 
Química, A Ciência Central​, 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
3. CONSTANTINO, Mauricio Gomes. ​Fundamentos de Química Experimental - 2º                 
ed. 1. reimpr - São Paulo: Editora da Universidade de São Paulo, 2014. -                           
(Acadêmica;53). 
4. Atkins, P. Jones, L. ​Princípios de Química​.,3ª ed., Bookman: Porto Alegre,                     
2003