Roteiro Prático 03 - Cinética Química (Parte I)

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Data: _____ / _____ / _____ Nota: 
Professor: ____________________________ Curso: ____________________________ 
Aluno(a): _________________________________________________________________________ 
 
 
EXPERIMENTO 
CINÉTICA QUÍMICA – PARTE I 
 
I N T R O D U Ç Ã O 
 
Seguem alguns conceitos importantes, para o estudo da velocidade das reações químicas: 
 
Reagente: Substância que é consumida ao decorrer de uma reação química. 
Produto: Substância formada após uma colisão efetiva, obtida a partir da combinação de reagentes que possuem 
afinidade química entre si. 
Colisão Efetiva: Choque orientado entre as moléculas dos reagentes, com a energia mínima necessária para 
possibilitar a quebra das ligações químicas, com posterior formação de novas ligações e que, consequentemente, 
permite a formação dos produtos. 
Energia de Ativação: Energia mínima necessária que os reagentes devem possuir para provocar uma colisão 
efetiva. 
Complexo Ativado: Aglomerado dos átomos que atinge o máximo de energia potencial durante o processo 
reacional. Neste máximo, duas moléculas dos reagentes atingiram um ponto de aproximação e de deformação tão 
grande (estrutura instável), que qualquer deformação extra faz o sistema avançar na direção dos produtos. 
Entalpia: Grandeza termodinâmica que, à pressão constante, é equivalente a quantidade de energia absorvida 
(reação endotérmica) ou liberada (reação exotérmica) na forma de calor, em um processo químico. 
 
Nessa unidade de ensino será desenvolvida as competências de análise da velocidade dos processos químicos 
levando em consideração os efeitos da: (I) natureza dos reagentes, (II) superfície de contato e (III) uso de um 
catalisador. 
 
 
 
 
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Natureza dos Reagentes: 
Em uma reação química, a natureza dos reagentes está diretamente relacionada a velocidade necessária para que 
ocorra a obtenção completa dos produtos. Esse processo de transformação envolve o rompimento e a formação 
das ligações químicas existentes, propiciando o rearranjo dos átomos e, consequentemente, a origem de novas 
substâncias. Assim, quanto maior a cadeia molecular de uma substância e maior o grau de atração entre as 
espécies envolvidas, mais lento será o processo de reação, demandando um tempo superior para que ocorra a 
reorganização dos átomos, quando comparado com reagentes que possuem ligações químicas mais fracas e 
menores cadeias moleculares. 
Superfície de Contato: 
Trata-se da área útil de um reagente que fica efetivamente exposta aos demais reagentes durante o processo 
reacional. Dessa forma, quanto maior a superfície de contato de um reagente, maior será a número de colisões 
efetivas por unidade de tempo. Isso possibilita um menor tempo necessário para que ocorra a formação dos 
produtos desejados. 
 
Catalisador: 
Substância que ao ser adicionada à um processo químico, possibilita aos reagentes a interação por um mecanismo 
alternativo, que possui menor energia de ativação. Ao reduzir a barreira energética, mais moléculas apresentarão 
energia suficiente para provocar uma colisão efetiva e, consequentemente, o processo de formação dos produtos 
será favorecido, ou seja, os produtos serão formados mais rapidamente. Deve-se destacar que o catalisador é uma 
espécie que interage com os reagentes, mas que ao final do processo reacional é regenerada. 
 
 
Referências: ATKINS, Peter; JONES, Loretta; LAVERMAN, Leroy. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente, 2018. 
Aumento da Superfície de Contato 
 
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OXIDANTE 
 
REDUTOR 
 
REDUTOR 
 
OXIDANTE 
 
P A R T E E X P E R I M E N T A L 
 
 
INSTRUMENTOS SUBSTÂNCIAS 
Tubos de ensaio | 9x 
Estante para tubos | 2x 
Cronômetro 
Pipetador 
Pipetas graduadas (5 mL) | 6x 
Béqueres (50 mL) | 6x 
Palitos de madeira 
 
KMnO4 (0,02 mol L-1) 
H2SO4 (2,00 mol L-1) 
FeSO4 (0,10 mol L-1) 
H2C2O4 (0,05 mol L-1) 
Zinco em pó 
Zinco em lâminas 
HCl (50% V/V) 
MnO2 em pó 
H2O2 (50 %V/V) 
 
 
1 . E f e i t o d a n a t u r e z a d o s r e a g e n t e s n a v e l o c i d a d e d a r e a ç ã o 
 
 
1.1) Reação usando FeSO4 como um dos reagentes: 
 
2 KMnO4(aq) + 8 H2SO4(aq) + 10 FeSO4(aq) → 2 MnSO4(aq) + 5 Fe2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + 8 H2O(l) 
 
 
a) Em um tubo de ensaio (Tubo 1), adicione 1 mL da solução de KMnO4; 
b) Acrescente a este tubo 1 mL de H2SO4 e, posteriormente, 3 mL de FeSO4; 
c) Com auxílio do cronômetro, registre o tempo necessário para a descoloração completa da 
solução de KMnO4, a partir do momento em que o redutor (FeSO4) é adicionado. 
 
 
1.2) Reação usando H2C2O4 como um dos reagentes: 
 
 2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq) + 5 H2C2O4(aq) → 2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 10 CO2(g) + 8 H2O(l) 
 
 
a) Em um outro tubo de ensaio (Tubo 2) adicione 1 mL de KMnO4; 
b) Acrescente a este tubo 1 mL de H2SO4 e 3 mL de H2C2O4; 
c) Com auxílio do cronômetro, registre o tempo necessário para a descoloração completa da 
solução de KMnO4, a partir do momento em que o redutor (H2C2O4) é adicionado. 
 
 
TUBO Tempo de reação (s) Observações e análise dos resultados 
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2 . E f e i t o d a s u p e r f í c i e d e c o n t a t o n a v e l o c i d a d e d a r e a ç ã o 
 
ATENÇÃO: Essa prática será demonstrada pelo professor. 
 
a) Adicione uma pequena lâmina de zinco em um tubo de ensaio (Tubo 3); 
b) Adicione uma pequena quantidade de zinco em pó em um outro tubo de ensaio (Tubo 4); 
c) Adicione, cuidadosamente, em cada tubo cerca de 2 mL de uma solução de HCl (50% V/V); 
d) Observe e registre os fenômenos observados, comparando a velocidade dos processos. 
 
 
 
3 . E f e i t o d o c a t a l i s a d o r n a v e l o c i d a d e d a s r e a ç õ e s 
 
ATENÇÃO: Essa prática será demonstrada pelo professor. 
 
a) Adicione 2 mL de H2O2 (50% V/V) em um tubo de ensaio (Tubo 5); 
b) Adicione uma pequena quantidade de MnO2(s) e 2 mL de uma solução de H2O2 (50% V/V) em um outro 
tubo de ensaio (Tubo 6); 
c) Aproxime um palito de madeira em brasa em cada um dos tubos; 
d) Observe e registre os fenômenos observados, comparando a velocidade dos processos. 
 
 
 
TUBO Equação química da reação Observações e análise dos resultados 
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TUBO Equação química da reação Observações e análise dos resultados 
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5 
 
 
 
 
C A D E R N O D E L A B O R A T Ó R I O 
 
 
ANOTAÇÕES GERAIS: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Q U E S T I O N Á R I O 
 
1. (UFMG) Em dois experimentos, massas iguais de ferro reagiram com volumes iguais da mesma solução 
aquosa de ácido clorídrico, à mesma temperatura. Num dos experimentos usou‐se uma placa de ferro; 
outro, a mesma massa de ferro, na forma de limalha. Nos dois casos, o volume total de gás hidrogênio 
produzido foi medido, periodicamente, até que toda a massa de ferro fosse consumida. Assinale a 
alternativa cujo gráfico melhor representa as curvas do volume total do gás hidrogênio produzido em 
função do tempo. 
 
 
 
2. (UFMG) A água oxigenada, H2O2, decompõe-se para formar água e oxigênio, de acordo com a equação: 
 
H2O2(l) → H2O(l) + ½ O2(g) 
 
A velocidade dessa reação pode ser determinada recolhendo-se o gás em um sistema fechado, de volume 
constante, e medindo-se a pressão do oxigênio formado em função do tempo de reação. Em determinada 
experiência, realizada a 25ºC, foram encontrados os resultados mostrados no gráfico abaixo. 
 
Considerando-se o gráfico, pode-se afirmar que a 
velocidade de decomposição da água oxigenada: 
 
a) é constante durante todo o processo de 
decomposição 
b) aumenta durante o processo de decomposição 
c) tende para zero no final do processo de 
decomposição 
d) é igual a zero no início do processo de 
decomposição