Estudo Da Velocidade Das Reações Químicas - Química Experimental

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UnB - Universidade de Brasília 
Alunos: Paulo Henrique Alves dos Reis Matrícula:10/0118640 
 Vladimir França Nogueira Matrícula: 10/0127321 
Turma: AA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Experimental 
 
Estudo da velocidade das reações químicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Brasília 
 Gama-2010 
 
Resumo 
 Cinética é o estudo das velocidades das reações químicas, usamos tal estudo 
para saber, por exemplo, o que ocorre nas etapas intermediárias de uma reação 
química, as concentrações dos reagentes e produtos e para esclarecer como as reações 
ocorrem em nível molecular. Neste experimento foi realizada a reação de Landolt, em 
que foram previamente preparadas três soluções, e acrescentado diferentes 
proporções das três soluções em variadas quantidades e temperatura da água foi 
observado à mudança na coloração da solução de incolor para azul. 
Introdução 
O estudo das velocidades das reações químicas é chamado de cinética química. 
Ao estudar a termodinâmica, levamos em conta apenas os estados inicial e final de um 
processo químico e ignoramos o que acontece entre eles. Na cinética química estamos 
interessados nas etapas intermediárias do processo- os detalhes das mudanças que os 
átomos e moléculas sofrem durante as reações. O estudo da determinação 
experimental das velocidades das reações e de como sua dependência da 
concentração é resumida de forma simples nas expressões conhecidas como leis de 
velocidade. As leis de velocidade têm dois usos principais, elas permitem predizer as 
concentrações dos reagentes e produtos de uma reação a qualquer instante. 
A maior parte das reações desacelera à medida que os reagentes são 
consumidos. Em outras palavras, a velocidade da reação diminui à medida que a 
reação progride. A velocidade de reação também pode mudar no intervalo de tempo 
em que a mudança de concentração está sendo medida. Para determinar a velocidade 
da reação em um determinado instante no decorrer de uma reação, teríamos de fazer 
duas medidas de concentração muito próximas no tempo. A melhor maneira de obter 
a velocidade em um determinado instante é traçar a tangente no ponto 
correspondente do Gráfico de concentração versus tempo. A inclinação da tangente é 
chamada de velocidade instantânea da reação. 
Uma reação química ocorre quando certas substâncias sofrem transformações 
em relação ao seu estado inicial, Cinética é o estudo das velocidades das reações e o 
estudo dos mecanismos das reações. Para que uma reação possa acontecer, as 
ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e devem ser restabelecidas de 
outra maneira. Não existe uma velocidade geral para todas as reações químicas, cada 
uma acontece em sua velocidade específica. Algumas são lentas e outras são rápidas, 
como por exemplo: a oxidação (ferrugem) de um pedaço de ferro é um processo lento, 
pois levará algumas semanas para reagir com o oxigênio do ar. Já no caso de um palito 
de fósforo que acendemos, a reação de combustão do oxigênio ocorre em segundos 
gerando o fogo, sendo assim é uma reação rápida. A velocidade das reações químicas 
depende de uma série de fatores: a concentração das substâncias reagentes, a 
temperatura, a luz, a presença de catalisadores, superfície de contato. Esses fatores 
nos permitem alterar a velocidade natural de uma reação química. 
 
Efeito da Concentração de reagentes 
 Quanto maior a concentração dos reagentes, mais rápida será a reação 
química. Essa propriedade está relacionada com o número de colisões entre as 
partículas. A velocidade de uma reação é diretamente proporcional à concentração 
dos reagentes. O aumento da concentração de uma substância presente no equilíbrio 
faz que o equilíbrio se desloque no sentido de consumir a substância adicionada, isto 
é, o equilíbrio se desloca para o lado contrário ao aumento. Já a diminuição de uma 
substância presente no equilíbrio faz que o equilíbrio se desloque no sentido de repor 
a substância retirada, isto é, o equilíbrio se desloca para o mesmo lado da diminuição. 
 
Observações: 
 
• Substância sólida não desloca um equilíbrio químico, pois a concentração de um 
sólido em termos de velocidade é considerada constante, porque a reação se dá na 
superfície do sólido. 
 
• Substância líquida em excesso não desloca o equilíbrio químico quando alterada a 
sua concentração, pois a concentração de um líquido em excesso em termos de 
velocidade é considerada constante, porque o líquido em excesso não é fator limitante 
da reação. 
 
• Pulverizando uma substância sólida, o equilíbrio desloca-se para o lado contrário a 
pulverização, pois aumenta a superfície de contato, aumenta o número de colisões 
efetivas e, conseqüentemente, aumenta a velocidade da reação. 
Efeito da Temperatura 
Uma lei de velocidade resume a relação entre as velocidades e as 
concentrações. Entretanto, as velocidades também dependem da temperatura. A 
observação qualitativa é que muitas reações acontecem mais rapidamente quando a 
temperatura aumenta. Um aumento de 10 graus Celsius na temperatura normal 
dobra, em geral, a velocidade de reação de espécies orgânicas em solução. Podemos 
acelerar uma reação lenta, submetendo os reagentes a uma temperatura mais 
elevada. Exemplo: se cozinharmos um alimento em panela de pressão ele cozinhará 
bem mais rápido, devido à elevação de temperatura em relação às panelas comuns. 
A dependência das velocidades de reação com a temperatura está na constante 
de velocidade e, isso fornece informações importantes sobre as origens das constantes 
de velocidade. Ao final do século XIX, o químico sueco Svante Arrhenius descobriu que 
o gráfico do logaritmo da constante de velocidade contra o inverso da temperatura 
absoluta é uma linha reta. 
ln k = intercepto + inclinação x 1/T 
 
 
Efeito da Luz 
Certas reações, as chamadas reações fotoquímicas, podem ser favorecidas e 
aceleradas pela incidência de luz. Trata-se de uma reação de fotólise, ou seja, da 
decomposição de uma substância pela ação da luz. Podemos retardar a velocidade de 
uma reação diminuindo a quantidade de luz. Exemplo: A fotossíntese, que é o 
processo pelo qual as plantas convertem a energia solar em energia química, é uma 
reação fotoquímica. 
 Efeito dos Catalisadores 
Um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação 
sem ser consumida. O nome vem das palavras gregas que significam “decompondo-se 
ao se aproximar”. Em muitos casos, só uma pequena quantidade de catalisador é 
necessária, porque ele age muitas e muitas vezes. Um catalisador acelera uma reação 
fornecendo um caminho alternativo- um mecanismo de reação diferente- entre 
reagentes e produtos. Esse novo caminho tem energia de ativação mais baixa do que o 
caminho original. À mesma temperatura, uma fração maior de moléculas de reagente 
pode cruzar a barreira mais baixa da trajetória catalisada e se transformar em 
produtos do que ocorreria na ausência do catalisador. Embora a reação ocorra mais 
rapidamente, o catalisador não afeta a composição de equilíbrio. Ambas as reações, 
direta e inversa, são aceleradas no caminho catalisado, o que deixa a constante de 
equilíbrio inalterada. 
Um catalisador homogêneo é um catalisador que está na mesma fase dos 
reagentes, um heterogêneo é aquele que está em uma fase diferente da dos 
reagentes. 
Efeito da Superfície de contato 
 Quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior será a velocidade 
da reação. Exemplo: os antiácidos efervescentes quando triturados se dissolvem mais 
rápido em água do que em forma de comprimido inteiro, isto porque a superfície de 
contato fica maior para reagir com a água. 
Efeito da Pressão 
Um aumento de pressão em um sistema em reação implica uma diminuição em 
seu volume. Desse modo,haverá um numero maior de partículas reagentes por 
unidade de volume (aumento na concentração), o que possibilitará um maior número 
de colisões efetivas entre as partículas e conseqüentemente aumento na velocidade 
da reação. 
Efeito na Natureza dos reagentes 
Dependendo de quais substâncias reagem, o tempo de tais reações varia, ou, 
mais detalhadamente, a rapidez ou velocidade com que se formam ou rompem as 
ligações dependem da natureza dos reagentes. Reações ácidas, a formação de sais, as 
troca iônica são reações rápidas. Quando a formação de ligações covalentes toma 
lugar entre as moléculas e quando moléculas grandes são formadas, as reações 
tendem a ser muito lentas. A natureza e força das ligações em moléculas influencia 
grandemente a taxa de sua transformação em produtos. As reações que envolvem 
menor rearranjo de ligações ocorrem mais rapidamente que as que envolvem maior 
arranjo de ligações, como se evidencia nas diferentes velocidades de formação de 
polímeros, como o polietileno (mais rápido) e o poliéster (mais lento). 
Reação de Landolt 
Na reação de Landolt, uma solução de iodato de potássio é adicionada a uma 
solução acidificada de bissulfito de sódio contendo amido. Após certo tempo de 
reação, a mistura inicialmente incolor torna-se subitamente azul intensa. Essa clássica 
reação relógio consiste na oxidação lenta do íon iodeto a iodo, seguida da redução 
rápida do iodo novamente a iodeto. O experimento é cuidadosamente montado de 
modo a esgotar, depois de um período de tempo, o agente redutor, permitindo então 
que prevaleça a reação lenta de oxidação do iodeto a iodo. Na reação de Landolt, 
ocorre uma seqüência de reações: 
Primeira reação (lenta) 
 
IO3⁻(aq) + 3HSO3⁻ (aq) → I⁻ (aq) +3SO4²⁻ (aq) + 3H⁺(aq) 
 
Segunda reação (lenta) 
 
IO3⁻(aq) + 5I⁻ (aq) + 6H⁺(aq) →3I2(aq) + 3H2O(l) 
 
Terceira reação (rápida) 
 
I2(aq) + HSO3⁻ (aq) + H2O(l) →2I(aq) + SO4²⁻(aq) + 3H⁺(aq) 
 
Quando todo o bissulfito é consumido, iodo acumula no sistema e a mistura 
muda subitamente de cor devido à formação de um complexo azul. Na presença de 
iodeto, a interação do amido com o iodo leva a uma distribuição de complexos com as 
espécies I3⁻ e I5. Mas, isto não interfere no que os experimentos do tipo reação relógio 
pretendem demonstrar. Portanto, foi simplificada a representação da formação desses 
complexos do seguinte modo: 
 
I2(aq) + I⁻ (aq) + amido (aq) → amido-I3⁻ (aq) 
 
Esse tipo de experimento, bastante utilizado no Ensino Médio em diversos 
países, foi incluído, inclusive, no material organizado por Pimentel e colaboradores, 
dentro de um projeto que modificou todo o ensino de química na década de 60, 
conhecido como Chem- Study (Pimentel, 1969). Uma variante da reação de Landolt 
descrita por Skakhashiri e Direen (1982, p. 177-188) é bastante adequada para estudos 
de cinética. Nesse caso, o agente redutor (o íon tiossulfato) atua em apenas uma 
etapa. 
 
2I⁻ (aq) + S2O8²⁻ (aq) →I2(aq) + 2SO4²⁻ (aq) lenta 
 
2S2O3²⁻ (aq) + I2(aq) →S4O6²⁻ (aq) + 2I⁻ (aq) rápida 
 
Quando o tiossulfato é totalmente consumido, da mesma maneira que na 
reação clássica de Landolt, iodo acumula no sistema e ocorre a mudança de cor devido 
à formação do complexo com o amido. Skakhashiri (1992) propõe, também, outra 
seqüência similar, na qual o peroxidissulfato de potássio é substituído por água 
oxigenada a 10 volumes. Entretanto, reagentes como peroxidissulfato de potássio, 
tiossulfato e sulfito de sódio costumam não ser facilmente acessíveis. 
Procedimento 
Preparo de soluções 
• Solução I: 1 g de amido solúvel em 500 ml de água destilada fria mistura-se 1 g de 
amido solúvel com 20 ml de água destilada fria, adiciona-se essa mistura a 500 ml de 
água destilada fervendo, com agitação, deixa-se esfriar e decanta-se. 
• Solução II: 8 g de ácido sulfúrico concentrado, 20 ml de etanol e 2.32 g de sulfito de 
sódio, dissolvidos em 2 litros de água destilada. 
• Solução III: 8.6 g de iodato de potássio em 2 litros de água destilada. 
Parte A: Procedimento padrão 
Foi colocado no Erlenmeyer 100 ml de água destilada, 5 ml de solução 1 e 20 ml 
de solução 2 medidas na proveta e misturado bastante, depois com o auxílio do colega 
foi adicionado rapidamente 20 ml da solução 3 e com forte agitação e ao mesmo 
tempo disparado o cronômetro. Foi mantida a forte agitação até o momento da 
mudança de cor e parando o cronômetro neste mesmo tempo, os dados foram 
registrados na tabela. 
Parte B: Efeito da concentração dos reagentes 
 O procedimento A foi repetido usando 50 ml de água destilada. 
Parte C: Efeito da temperatura 
 O procedimento A foi repetido utilizando 100 ml de água gelada e depois com 
100 ml de água quente. 
 
 
 
Resultados e Discussões 
Parte A 
 Foi colocado 100 ml de água destilada, 5 ml de solução I e 20 ml de solução II, 
misturada bem e com agitação forte adicionado 20 ml da solução III, verificou-se a 
mudança de cor com 40 segundos e temperatura ambiente de 25⁰C. A solução de 
amido é empregada como indicador , quando a solução de amido é adicionada em 
solução de iodetos o iodeto reage com o amido formando um complexo de coloração 
azul escuro. 
Parte B 
Na parte B o experimento foi igual ao da parte A, porém a água destilada estava 
primeiramente a uma temperatura ambiente de 25⁰C, o tempo da reação até a 
mudança de cor foi de 12 segundos, neste caso, a redução no volume de água fez com 
que aumentasse a concentração da solução, com isso aumenta-se o número de 
choques, a probabilidade de colisão efetiva, aumentando a velocidade da reação que 
demorou menos tempo para mudar de cor. 
Depois o procedimento repetido alterando-se o volume de água para 150 ml, e 
temperatura ambiente de 25⁰C, neste caso o aumento do volume diminui a 
concentração da solução reduzindo à probabilidade de colisões efetivas e 
conseqüentemente a velocidade da reação, no experimento a solução mudou de cor 
com tempo de 1 minuto e 26 segundos. 
Parte C 
Na parte C o experimento foi igual ao da parte A, porém a água destilada estava 
primeiramente a uma temperatura de 19⁰C, o tempo da reação até a mudança de cor 
foi de 48 segundos, neste caso, a redução da temperatura fez com que a energia 
cinética interna fosse reduzida, e conseqüentemente, menor número de colisões entre 
as moléculas fazendo a solução demorar mais tempo para mudar de cor. 
Depois o procedimento A foi repetido, porém a água destilada foi aquecida a 
uma temperatura de 55⁰C, o tempo da reação até a mudança de cor foi de 30 
segundos, neste caso provocamos o aumento da energia cinética interna da solução, 
aumentando a energia em movimento das moléculas, aumentamos a probabilidade de 
colisões entre as moléculas dos compostos fazendo com que a solução reagisse mais 
rápido. 
Conclusão 
A velocidade da reação pode variar sobre influência da temperatura, 
concentração e presença de catalisadores. A temperatura age para acelerar ou 
retardar as reações. Ao aumentarmos a temperatura da solução aumentamos a 
velocidade das reações, e ao diminuirmos a temperatura, diminuímos também a 
velocidade da reação, devido à redução da energia cinética interna. O aumento da 
concentração dos reagentes também causa aumento da velocidade de reação, no 
experimento verificou-se que o efeito da concentração foi o mais drástico. 
Referências Bibliográficas 
Atkins, Peter e Jones, Loretta. Princípios de Química. 3º edição. Porto Alegre, 
2006. 968 p. 
Camello Chapecó, Aline. Velocidade das reações químicas. UCRC, Ebah eu 
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Nickson Santana Pinto, Bryan. Velocidade das reações químicas. CFETMG, Ebah 
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Teófilo Francisco, Reinaldo. Reação relógio Iodeto/Iodo. Janeiro de 2011. 
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