RELATÓRIO 7- CINÉTICA QUÍMICA

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO TRIÂNGULO MINEIRO 
Instituto de Ciências Tecnológicas e Exatas 
 
 
 
 
Fábio Lúcio Felix 
Fernanda Lahr 
Guilherme de Melo Lozano 
Pedro José Trindade Campos 
Rafael José de Freitas 
 
 
 
 
 
Experimento nº: 08 e 09 
Cinética Química: Velocidade das reações químicas e determinação da ordem de 
uma reação 
 
 
 
Benecildo Amauri Riguetto 
Laboratório de Química 
 
 
 
 
 
 
Uberaba – MG 
20/11/2014 
 
2 
 
Fábio Lúcio Felix 
Fernanda Lahr 
Guilherme de Melo Lozano 
Pedro José Trindade Campos 
Rafael José de Freitas 
 
 
 
 
 
Experimento nº: 08 e 09 
Cinética Química: Velocidade das reações químicas e determinação da ordem de 
uma reação 
 
 
 
 
 
 
Relatório apresentado para fins avaliativos da disciplina 
de Laboratório de Química da Universidade Federal do 
Triângulo Mineiro. 
Prof. Dr. Benecildo Amauri Riguetto 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Uberaba – MG 
20/11/2014 
 
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SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO..............................................................................................................4 
1.1. VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS..............................................................4 
1.2. ORDEM E MOLECULARIDADE DE UMA REAÇÃO................................................ 5 
2. OBJETIVOS..................................................................................................................6 
3. PARTE EXPERIMENTAL............................................................................................. 6 
3.1. MATERIAIS................................................................................................................ 6 
3.2. MÉTODOS................................................................................................................. 7 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO.....................................................................................9 
5. CONCLUSÕES...........................................................................................................15 
6. QUESTIONÁRIO.........................................................................................................17 
7. REFERÊNCIAS...........................................................................................................23 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
1.1. VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem 
mudanças qualitativas na composição de uma ou mais substâncias reagentes, 
resultando em um ou mais produtos. Para que isso possa acontecer, no entanto, as 
ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e restabelecidas de outra 
maneira. Como essas ligações podem ser muito fortes, geralmente é necessária a 
presença de energia na forma de calor para iniciar a reação [1]. Dessa forma, a parte 
da Química que estuda a velocidade dessas reações e os fatores que nela interferem é 
chamada Cinética Química. Sendo assim, a importância desse estudo é fundamental, 
uma vez que esse conceito relaciona-se à temas, tais como a rapidez com que um 
medicamento atua no organismo e também com diversos processos industriais, tais 
como a utilização de catalisadores nas refinarias de petróleo. 
 Por outro lado, a velocidade das reações químicas depende de certos fatores. A 
maior concentração de reagentes, por exemplo, contribui para o aumento do número de 
choques efetivos entre as espécies químicas. Em contrapartida, o aumento da 
temperatura do sistema faz com que a reação se processe mais rapidamente. Já para 
sistemas gasosos, quanto maior a pressão, menor o volume do sistema e isso 
possibilita o maior número de colisões entre as partículas. Além disso, quanto mais se 
aumenta a superfície de contato de uma espécie reagente maior será a velocidade de 
reação. Por fim, os catalisadores, influenciam a rapidez com que uma reação se 
processa, pois contribui para a diminuição da energia de ativação necessária para que 
a transformação química comece a ocorrer. A FIGURA 1, apresentada abaixo, 
evidencia uma reação catalisada que se processa em uma etapa. 
5 
 
 
FIGURA 1 - Reação catalisada processando-se em uma etapa 
 
 Nesse contexto, por meio do experimento, verificaram-se os principais fatores 
associados à ocorrência de uma reação química. Observou-se a influência do aumento 
da superfície de contato e da temperatura no tempo de efervescência de um 
comprimido Sonrisal. Além disso, notou-se o efeito da concentração de uma solução 
aquosa de sulfato de cobre no processo de oxidação de um prego. Por fim, estudou-se 
a velocidade de reação em função da presença de um catalisador. 
1.2. ORDEM E MOLECULARIDADE DE UMA REAÇÃO 
 A partir de observações experimentais, Guldberg e Waage enunciaram a lei da 
ação das massas. Esse princípio afirma que a velocidade de uma reação é diretamente 
proporcional ao produto das concentrações dos reagentes elevadas a expoentes 
determinados experimentalmente a uma dada temperatura [2]. 
 Nessas condições, os conceitos de ordem e molecularidade de uma reação 
química estão diretamente relacionados à expressão de velocidade. A ordem de 
reação é a soma dos expoentes, determinados experimentalmente, aos quais estão 
elevadas as concentrações na expressão de velocidade, ao passo que a 
molecularidade corresponde ao número de espécies reagentes que se chocam na 
reação ou na etapa mais lenta da reação [3]. Diante disso, determinou-se a ordem da 
reação de oxirredução, envolvendo o elemento ferro no estado sólido, tendo-se por 
base a quantidade de oxigênio consumido. 
 
6 
 
2. OBJETIVOS 
Os principais objetivos do experimento vinculam-se à verificação da influência de 
fatores como superfície de contato, concentração e catalisador na velocidade das 
reações químicas. Além disso, observar as evidências como mudança de estado físico, 
liberação de calor e efervescência que caracterizam uma reação química. Finalmente, 
determinar a porcentagem de oxigênio no ar empregando conceitos de cinética química 
para a avaliação da ordem da reação envolvida. 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1. MATERIAIS 
Para a realização do experimento utilizou-se os seguintes instrumentos listados abaixo: 
 
 Água oxigenada (10 vol/vol) 
 Água destilada 
 Soluções de sulfato de cobre (1,0M, 
0,1M e 0,01M) 
 Cristais de Iodeto de Potássio 
 Batata 
 Cronômetro 
 Termômetro 
 Cadinho de porcelana e pistilo 
 Pipeta 
 Tubo de ensaio 
 Vidro de relógio 
 Ácido acético 1,0 mol L-1 
 Balança analítica (0,001 g) 
 1 Bastão de vidro 
 1 Béquer de 500 mL 
 1 Béquer de 100 mL 
 Palha de aço 
 1 Proveta de 100 mL 
 Régua 
 Suporte com garra
 
7 
 
3.2. MÉTODOS 
3.2.1. Estudo da velocidade de reação em diferentes temperaturas e em função da 
superfície de contato 
 
Adicionou-se ¼ de pastilha de Sonrisal em béquer contendo 50mL de água à 
temperatura ambiente e mediu-se o tempo gasto para a total dissolução da mistura. 
Para uma melhor observação do processo, repetiu-se o procedimento com água 
quente, água gelada e também com ¼ de Sonrisal triturado. Anotaram-se os tempos de 
cada efervescência. 
 
3.2.2. Estudo da velocidade de reação em função da concentração de reagente 
 
Pipetou-se, aproximadamente, 2ml de solução aquosa de sulfato de cobre em 
três tubos de ensaio, cada um contendo a solução com concentrações 1,0 mol/L, 0,1 
mol/L e 0,01 mol/L, respectivamente. Logo após, três pregos foram mergulhados em 
cada um dos tubos de ensaio por, aproximadamente, 5 minutos. Por último, anotaram-se os resultados observados, comparando-os. 
 
3.2.3. Estudo da velocidade de reação em função da presença de um catalisador 
 
Adicionou-se 1ml de água oxigenada em dois tubos de ensaio e, em seguida, em 
apenas um dos tubos colocou-se cristais de iodeto de potássio, KI. Após alguns 
segundos, analisaram-se os resultados e identificou-se o catalisador. Posteriormente, 
em um vidro de relógio colocou-se 10 gotas de água oxigenada e em outro uma fatia de 
batata crua. No vidro que continha a batata crua, adicionou-se 10 gotas de água 
oxigenada e, assim, observou-se o resultado e identificou-se o catalisador. 
 
3.2.4 Determinação da ordem de uma reação e da porcentagem de oxigênio no ar 
 
Pesou-se 1,0 g de palha de aço na balança analítica e, após isso, em um béquer 
de 100 mL, pipetou-se uma pequena quantidade de solução 1,0 mol/ L de ácido acético. 
Logo após, adicionou-se a palha de aço, anteriormente pesada, à solução contida no 
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béquer e, com o auxílio de um bastão de vidro, misturou-se a solução por cerca de 1 
minuto. 
Outro béquer de 500 mL foi separado e nele acrescentou-se cerca de 200 mL de 
água. Então, retirou-se a palha de aço da solução e retirou-se o excesso de líquido. 
Depois disso, introduziu - se a palha de aço até o fundo de uma proveta de 100 mL com 
auxílio de um bastão de vidro, mas sem que ficasse muito compactado no fundo do 
utensílio. Nessas condições, a extremidade aberta da proveta ficou dentro do béquer de 
500 mL. A FIGURA 2, apresentada abaixo, mostra o sistema montado para a execução 
dessa etapa do experimento. 
 
FIGURA 2 – Esquematização do experimento 
 
A cada 5 minutos passados, media-se e anotava-se a altura da coluna de água 
dentro da proveta. Após 15 minutos, mediu-se a altura final da coluna de água que 
entrou na proveta. A partir dos dados coletados, determinou-se a ordem da reação e 
calculou-se a porcentagem de oxigênio no ar, ao comparar a altura da coluna de água 
que entrou no cilindro com a altura total interna da proveta. O experimento foi repetido 
para uma porção de palha de aço de 0,5g. 
 
9 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
4.1. VELOCIDADE DE REAÇÃO 
 
4.1.2 Estudo da velocidade de reação em diferentes temperaturas e em função da 
superfície de contato 
 
Por meio desta prática, foi possível analisar como o fator temperatura influencia 
na velocidade de reação entre o Sonrisal e a água ao medir o tempo de dissolução do 
comprimido em diferentes temperaturas da água. Inicialmente, determinou-se o tempo 
necessário para a dissolução total do comprimido em água gelada, à temperatura 
ambiente e na água quente. Os dados de tempo coletados são listados na TABELA 1 
apresentada abaixo: 
 
TABELA 1 – Tempo para dissolução completa do comprimido efervescente 
Temperatura da 
água 
Superfície de 
contato 
Tempo para a 
dissolução 
Quantidade 
Água gelada Sólido 1,11 min ¼ 
Temperatura 
ambiente 
Sólido 47,30 s ¼ 
Temperatura 
ambiente 
Triturado 9,47 s ¼ 
Água quente Sólido 28 s ¼ 
 
A TABELA 1, acima, evidencia como efeito do aumento ou diminuição da 
temperatura influencia na rapidez com que uma reação se processa. Em água gelada, 
gasta-se mais tempo para que o comprimido se dissolva completamente em relação à 
dissolução em temperatura ambiente. De fato, como a temperatura da água está baixa, 
o número de colisões efetivas é menor, pois as moléculas estão pouco agitadas. Por 
outro lado, em água quente, as moléculas apresentam alto grau de agitação e, dessa 
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forma, o número de colisões efetivas aumenta. Além disso, aumenta-se também o 
número de moléculas com energia mínima necessária para atingir o estado de 
complexo ativado. Nessas condições, verifica-se, para esse último caso, que a 
velocidade de reação é maior se comparada à velocidade da reação em temperatura 
ambiente. [4] 
A superfície de contato também exerce um papel preponderante sobre a 
velocidade das transformações químicas. Quando se adiciona uma substância em 
estado sólido e um meio aquoso, por exemplo, a reação se processa de fora para 
dentro, ou seja, as moléculas que reagem estão na parte mais externa da substância. 
Neste sentido, ao acrescentar o comprimido triturado em água à temperatura ambiente, 
aumentou-se a área de contato do reagente com meio aquoso e, por isso, como 
verificado, a reação se processou em menor tempo. 
 
4.2.2. Estudo da velocidade de reação em função da concentração de reagente 
 
Para a análise do efeito da concentração dos reagentes na velocidade de reação 
química, mergulhou-se um prego em cada tubo de ensaio contendo soluções de 
concentrações de 1,0 mol/L, 0,1 mol/L e 0,01 mol/L de sulfato de cobre, CuSO4 . A 
reação entre o prego, ferro metálico (Fe°), e o sulfato de cobre (Cu2+), é uma reação de 
oxirredução. Essa reação ocorre, pois como o potencial de redução do ferro (-0,44 V) é 
menor que o do cobre (0,34 V), então ele sofre oxidação. A equação química (1) 
representa a reação descrita. 
 
Cu2+ + Fe° → Cu° + Fe2+ (1) 
 
Neste contexto, ao mergulhar o prego nessa solução, percebeu-se, com o passar 
do tempo, uma alteração da coloração da solução e do prego, sendo que solução 
adquiriu uma coloração esverdeada característica do íon Fe2+. Os pregos, todavia, 
adquiriram uma cor característica em cada solução, conforme apresentado na TABELA 
2 em seguida. 
 
 
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TABELA 2 – Concentrações da solução de CuSO4 e cor do prego observada 
Concentração da solução (mol/L) Cor observada 
1,0 Cobre 
0,1 Avermelhada 
0,01 Preta 
 
Nota-se, a partir dos dados da TABELA 2, que o efeito da concentração da 
solução de sulfato de cobre é evidente, pois a solução de 1,0 mol/L, mais concentrada, 
permitiu que o cobre metálico se depositasse mais rapidamente no prego, deixando-o 
com uma cor característica do elemento. Já o prego, em soluções de concentração 0,1 
mol/L adquiriu uma coloração avermelhada, porque com a redução da concentração, 
diminuiu-se também o número de espécies químicas capazes de realizar choques 
efetivos, contribuindo para o decréscimo da velocidade de deposição. Por fim, o prego 
em solução de concentração 0,01 mol/L, apresentou coloração preta, caracterizando a 
menor velocidade de deposição do cobre. 
 
4.2.3 Estudo da velocidade de reação em função da presença de um catalisador 
 
Um catalisador, como já descrito acima, é uma substância que acelera a reação 
química sem ser consumido no processo. Ao adicionar iodeto de potássio em água, 
observou-se que a solução apresentou coloração amarelada. As semirreações de 
oxidação (2) e redução do iodo (3) são apresentadas abaixo. 
 
2I- → I2 (aq) + 2e- (2) 
I2 (aq) + 2e- → 2I- (3) 
 
A partir da análise das equações, percebe-se, que essas reações se processam 
no sentido direto e inverso e, pelo contexto em que o experimento foi realizado, que a 
solução adquiriu coloração amarela devido à presença do iodo, I2. Diante disso, partindo 
da premissa de que a água oxigenada se decompõe lentamente em um sistema aberto, 
conclui-se que o iodeto de potássio atua como um catalisador, visto que, ao adicioná-lo 
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no tubo de ensaio, a reação se processou em um tempo muito menor do que deveria 
normalmente. 
Por outro lado, a adição de água oxigenada na batata, também evidencia a 
decomposição da água oxigenada, levando a constatação de que existe um catalisador 
agindo na reação. Esse catalisadortambém é o iodeto de potássio, um componente da 
batata. É importante ressaltar também, que enzima chamada catalase, presente nesse 
alimento, também age acelerando a reação. Quando se adiciona água oxigenada em 
ferimentos, por exemplo, nota-se a mesma efervescência, porque a catalase está 
presente nas células vermelhas do sangue. 
 
4.3.3. Determinação da ordem de reação e do teor de oxigênio no ar 
 
A palha de aço é basicamente constituída por ferro e outros elementos, como o 
carbono. Dessa forma, quando entra em contato com o ar úmido, o ferro sofre oxidação, 
enquanto o oxigênio se reduz. As equações químicas (4) e (5), apresentadas abaixo 
mostram a reação de oxidação do ferro e a reação de redução do oxigênio, 
respectivamente. A equação (6) representa a equação global desse processo. 
 
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- (4) 
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l) (5) 
 2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq) → 2Fe2+ (aq) + 2 H2O(l) (6) 
 
Nota-se, pela equação (6), que no processo descrito, o oxigênio é consumido. Ao 
adicionar ácido acético na palha de aço, ocorre um processo de limpeza das impurezas 
de alguns óxidos presentes, mas a presença de ácido acético facilita o experimento, 
pois, a reação se processa mais rapidamente, uma vez que a concentração de íon H+ 
aumenta. 
Partindo do princípio de que a oxidação da palha de aço consome oxigênio, o 
volume desse gás dentro da proveta diminui ao longo do tempo. Nessas condições a 
diferença entre a pressão interna na proveta e a pressão atmosférica na superfície do 
líquido permite com que a água entre na vidraria. 
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A TABELA 3 apresentada a seguir, mostra os dados correspondentes às alturas 
da coluna de água medidas em intervalos de tempo sucessivos de 5 minutos para o 
experimento envolvendo a massa pesada de 1,039 g de palha de aço. 
 
TABELA 3 – Altura da coluna de água em função do tempo 
Altura da coluna de água (cm) Tempo (min) 
1,5 5 
2,2 10 
2,7 15 
 
 A partir da análise da tabela 3, percebe-se que a altura da coluna de água sobe, 
cada vez mais, em um ritmo mais lento. Isso ocorre, pois na medida em que a reação 
se processa, o oxigênio é consumido gradativamente em um ritmo menor até que todo 
o volume de gás acabe. Sabe-se que o volume de água que sobe corresponde ao 
volume de gás consumido, portanto a razão entre a altura da coluna e a altura total da 
proveta assemelha-se a concentração do oxigênio consumida no meio. A partir disso, a 
TABELA 4, apresentada abaixo, evidencia a variação da concentração de oxigênio em 
função do tempo, assim como as grandezas associadas à lei da velocidade integrada 
que permitem identificar a ordem de uma reação. 
 
TABELA 4 – Decaimento das concentrações em função do tempo 
[O2] ln [O2] 1/[O2] Tempo (s) 
0,068 -2,688 14,705 300 
0,031 -0,473 32,258 600 
0,022 -0,381 4,545 900 
 
Por meio dos dados, apresentados na TABELA 4, construíram-se os gráficos 
para ln [O2] e 1/[O2], ambos em função do tempo, relativos ao dados coletados no 
experimento envolvendo a palha de aço com massa 1,039g. Dessa forma, 
encontrou-se a melhor reta no gráfico de ln [O2] em função do tempo, como 
ilustrado na FIGURA 3 abaixo. 
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 FIGURA 3 – Gráfico ln [O2] x t 
 
Diante disso, pela análise da FIGURA 3, percebe-se que a reação é de primeira 
ordem. De fato, o gráfico ln [x] em função do tempo, para esse tipo de reação é uma 
reta com coeficiente angular k negativo. Sendo assim a lei que define essa reação é 
dada pela equação química (7), apresentada a seguir. 
 
V=k[O2] (7) 
 
A TABELA 5 apresentada, a seguir, mostra os dados correspondentes às alturas 
da coluna de água medidas em intervalos de tempo sucessivos de 5 minutos para o 
experimento envolvendo a massa de 0,504 g de palha de aço. 
 
TABELA 5 – Altura da coluna de água em função do tempo 
Altura da coluna de água (cm) Tempo (min) 
0,26 5 
0,41 10 
0,51 15 
 
Por meio da análise dos dados da TABELA 5, conclui-se que devido à diminuição 
da concentração de ferro a velocidade de consumo de oxigênio reduz. Isso é válido, 
-6
-5
-4
-3
-2
-1
0
0 200 400 600 800 1000
ln
[O
2
]
Tempo(s)
15 
 
visto que se verificou que a reação é de primeira ordem e isso implica que a velocidade 
das reações químicas é proporcional a concentração das espécies reagentes. 
Finalmente, partindo do pressuposto de que o volume total de água que sobe na 
proveta corresponde ao volume total de gás consumido, calculou-se o teor de oxigênio 
no ar, tendo-se por base a altura final da coluna de água, aplicando regra de três 
simples. A TABELA 5 apresentada a seguir, mostra o teor calculado de oxigênio 
presente no ar, assim como a porcentagem real de oxigênio na composição do ar 
atmosférico. 
 
TABELA 6 – Dados referentes ao calculo do teor de oxigênio no ar 
Altura final da coluna de 
água (cm) 
Porcentagem de oxigênio 
calculada (%) 
Porcentagem real de 
oxigênio no ar (%) 
2,7 13% 21% 
 
Tendo-se por base a TABELA 6, nota-se uma diferença perceptível entre o valor 
real e o valor calculado, referentes à porcentagem de oxigênio no ar. Todavia, vale 
ressaltar que, em locais que estão acima do nível do mar a pressão atmosférica é 
menor. Uma explicação plausível para essa variação vincula-se ao fato de que à 
medida que a pressão atmosférica diminui as pressões parciais dos componentes do ar 
atmosférico também diminuem. Além do mais, o sistema estava fechado onde quase 
não ocorriam trocas com o ambiente externo. 
5. CONCLUSÕES 
Os objetivos dos experimentos foram obtidos. Na primeira etapa do experimento 
compreendeu-se que a velocidade de uma reação química depende de diversos 
fatores. No contexto estudado, por exemplo, verificou-se que o aumento da temperatura 
contribui para que o tempo de efervescência de um comprimido em água diminuísse 
consideravelmente, em virtude do maior número de choques efetivos. Por outro lado, a 
diminuição da temperatura, acarreta a perda de energia cinética das moléculas e, por 
isso, o tempo de efervescência aumenta significativamente. Observou-se também que 
ao aumentar a área de contato do comprimido, a reação se processou mais 
rapidamente, indicando, por conseguinte, um aumento da velocidade da reação. Por 
16 
 
fim, entendeu-se que a velocidade de deposição do cobre metálico em um prego, 
mergulhado em uma solução aquosa de sulfato de cobre, é proporcional a 
concentração dessa solução. Sendo assim, na solução mais concentrada o prego 
adquiriu uma coloração mais característica do elemento, ao passo que nas demais 
soluções, o prego adquiriu coloração avermelhada e preta indicando que em 
concentrações menores a reação se processa mais lentamente. 
Além disso, estudou-se o efeito do catalisador em uma reação entre água 
oxigenada e iodeto de potássio. Percebeu-se que ao adicionar os cristais de iodeto de 
potássio, a solução adquiriu uma coloração amarela, característica do iodo aquoso, e 
também se observou que a velocidade de decomposição do peróxido de hidrogênio em 
água e gás oxigênio aumentou após a adição do iodeto de potássio. Nessas condições 
conclui-se que o iodeto de potássio atuava como catalisador. Já no vidro de relógio, 
contendo uma fatia de batata crua, verificou-se que ao adicionar 10 gotas de água 
oxigenada nesse alimento, a decomposição do peróxido de hidrogênio também ocorria 
mais rapidamente.Isso se deve ao fato de que a batata contém iodeto de potássio e, 
portanto, nesse caso, ele também atua como catalisador. 
 Na segunda etapa do experimento, determinou-se a ordem da reação de 
oxidação do ferro metálico no ar. Então, mergulhou-se a palha de aço em ácido acético 
para que a velocidade da reação aumentasse, caso o contrário seu processamento 
completo demoraria muito tempo para ocorrer. Assim, na medida em que a reação se 
processava, percebeu-se que a água subia na proveta devido à diferença de pressão 
no interior da vidraria e no meio externo indicando que a reação consumia o oxigênio do 
ar, sendo que o volume de água que subia representava o volume consumido. A partir 
dessas constatações, calculou-se o decaimento da concentração desse gás em função 
dos tempos coletados e, a partir das análises gráficas, conclui-se que a reação é de 
primeira ordem. Finalmente, determinou-se o teor de oxigênio no ar e entendeu-se que 
a diferença entre o valor calculado e o valor real deu-se devido às condições em que se 
executou o experimento. 
 
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6. QUESTIONÁRIO 
1) Qual a composição química do comprimido de SONRISAL? 
 
RESPOSTA 
A composição química do Sonrisal contém, a cada comprimido de 4 gramas, 400 
mg de carbonato de sódio, 1,700 g de carbonato ácido de sódio, 0,325 g de ácido 
acetilsalicílico e 1,575 mg de ácido cítrico. 
 
2) Qual a evidência de que está ocorrendo reação química? 
 
RESPOSTA 
Uma evidência de que esta acontecendo reação química é a efervescência do 
Sonrisal, que ao entrar em contato com a água, ocorre liberação de gases. 
 
3) Consulte a literatura e escreva a equação correspondente à reação química que é 
evidenciada. 
 
RESPOSTA 
𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 + 𝐻2𝑂 → 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂 
 
4) Qual a cor da solução de sulfato de cobre? 
 
RESPOSTA 
Como foram utilizadas três soluções de sulfato de cobre à 1M, 0,1M e 0,01M, 
observou-se uma coloração azul forte na solução 1M, uma coloração azul intermediário 
na solução 0,1M e uma coloração azul claro na solução 0,01M. 
 
 
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5) Qual a cor do prego? 
 
RESPOSTA 
O prego que foi mergulhado na solução de sulfato de cobre a 1M apresentou 
uma coloração característica do cobre, ao passo que a solução à 0,1M um avermelhado 
mais escuro e a solução á 0,01M mais preto do que vermelho. 
 
6) Consulte a literatura e escreva a equação correspondente à reação química que é 
evidenciada. 
 
RESPOSTA 
 𝐹𝑒 + 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞) → 𝐶𝑢 + 𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑞) 
 
7) Escreva a equação química para a reação de decomposição da água oxigenada. 
 
RESPOSTA 
 2𝐻2𝑂2 → 2𝐻2𝑂 + 𝑂2 
 
8) O que significa o termo (10 vol/vol) no frasco de água oxigenada? 
 
RESPOSTA 
Significa que para cada 1 ml de água oxigenada, é liberado um volume de 10 ml 
de 𝑂2. 
 
9) Por que é necessária a lavagem da porção de palha de aço com uma solução diluída 
de ácido acético antes da realização do experimento? 
 
RESPOSTA 
 
É necessária a lavagem da palha de aço em ácido acético devido ao fato de que 
ela acelera a reação de oxidação da palha de aço, pois consome oxigênio, para que 
assim, houvesse a variação no volume de água. 
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10) Escreva a equação química que representa a reação envolvida no experimento. 
 
RESPOSTA 
 
2𝐹𝑒(𝑠) + 𝑂2(𝑔) + 4𝐻(𝑎𝑞)
+ → 2𝐹𝑒(𝑎𝑞)
2+ + 2𝐻2𝑂(𝑙) 
 
11) Construa os gráficos da % de 𝑂2 em função do tempo de reação. 
 
RESPOSTA 
Para a palha de aço com 1,039 
 
 
 
Para palha de aço com 0,504 
 
 
 
 
0
0,02
0,04
0,06
0,08
300 600 900C
o
n
c
e
n
tr
a
ç
ã
o
 d
e
 O
2
Tempo (s)
[O2] X t
0
0,005
0,01
0,015
300 600 900C
o
n
c
e
n
tr
a
ç
ã
o
 d
e
 O
2
Tempo (s)
[O2] x t
20 
 
12) Apresente os cálculos realizados para determinação da % de 𝑂2 no ar a partir dos 
resultados obtidos no experimento. 
 
RESPOSTA 
Sabe-se que o comprimento da proveta é de 25 cm, retirando-se 2 cm da palha 
de aço depositada no fundo da mesma, 23 cm. Utilizou-se da razão entre a coluna de 
água que aumentou e o comprimento da proveta para determinar a concentração de 
oxigênio, da seguinte forma C(%) = 
𝐶𝑜𝑙𝑢𝑛𝑎 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎 
𝑐𝑜𝑚𝑝𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
 
 
13) Determine a ordem global da reação envolvida no experimento, expressando seu 
resultado na forma de gráfico. Discuta o resultado encontrado. 
 
RESPOSTA. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pela análise do gráfico apresentado acima, percebe-se que a reação é de 
primeira ordem. De fato, o gráfico ln [x] em função do tempo, para esse tipo de reação é 
uma reta com coeficiente angular K negativo. 
 
 
-6
-5
-4
-3
-2
-1
0
0 200 400 600 800 1000
ln
[O
2
]
TEMPO (s)
21 
 
14) Com base nos resultados anteriores, escreva a equação de velocidade (lei cinética) 
da reação envolvida no experimento. 
 
RESPOSTA. 
Da mesma forma como no item anterior, a montagem do gráfico mostra que a 
velocidade depende exclusivamente da concentração de oxigênio. Logo a equação de 
velocidade da reação envolvida é dada por 𝑣 = 𝑘[𝑂2] 
 
15) Suponha que na reação entre o ferro e o oxigênio, a lei de velocidade seja 
governada por: v = k[Fe][ 𝑂2 ] ? 
 
a) Qual a ordem da reação, com relação ao Fe? 
 
RESPOSTA. 
 
A ordem da reação em relação ao Fe é 1. 
 
b) Qual a ordem da reação, com relação ao 𝑂2 ? 
 
RESPOSTA. 
A ordem da reação em relação ao 𝑂2 é 1. 
 
c) Qual a ordem global da reação? 
 
RESPOSTA. 
 
A ordem global da reação é 2. 
 
 
22 
 
d) O que vem a ser k na expressão matemática acima? 
 
RESPOSTA. 
O k na lei de velocidade é a constante de velocidade da reação. 
 
Levando-se em conta a lei de velocidade mencionada, o que acontece com a 
velocidade da reação quando: 
 
e) A concentração molar de ferro for duplicada? 
 
RESPOSTA. 
A velocidade da reação aumenta em duas vezes. 
 
f) Se a concentração molar de oxigênio for duplicada? 
 
RESPOSTA. 
A velocidade da reação aumenta em quatro vezes. 
 
g) Se ambas as concentrações molares forem duplicadas? 
 
RESPOSTA. 
Se ambas as concentrações aumentarem, a velocidade vai aumentar 6 vezes. 
 
23 
 
7. REFERÊNCIAS 
[1] GUERRA, Fabiano et al. Reações Inorgânicas. Apostila Bernoulli. 4 ed. Vol 2. 
Editora Bernoulli. Belo Horizonte – MG, 2013, p.3 -17 
 
[2] RAGAZZI, Marcos. Velocidade de Reação. Apostila Bernoulli. 4 ed. Vol 3. Editora 
Bernoulli. Belo Horizonte – MG, 2013, p. 64. 
 
[3] RAGAZZI, Marcos. Velocidade de Reação. Apostila Bernoulli. 4 ed. Vol 3. Editora 
Bernoulli. Belo Horizonte – MG, 2013, p. 65 
 
[4] RAGAZZI, Marcos. Teoria das Colisões. Apostila Bernoulli. 4 ed. Vol 2. Editora 
Bernoulli. Belo Horizonte – MG, 2013, p. 52