Relatório GEREXP 21 - Velocidade da reação

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS 
 DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
CURSO: QUÍMICA – LICENCIATURA 
DISCIPLINA: 503-31 QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
DETERMINAÇÃO DA VELOCIDADE DE REAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Acadêmicos: 
Alex de Oliveira R.A. 83605 
Juliano Brasilino Souza R.A. 82728 
Rômulo L. de Araújo R.A. 82193 
Victória Naomi Yoshida R.A. 82986 
 
Professor: Fábio Vandresen 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MARINGÁ 
Outubro, 2013 
2 
 
Conteúdo 
1. Introdução ...................................................................................................................................... 3 
2. Objetivos ...................................................................................................................................... 10 
3. Procedimento .............................................................................................................................. 11 
3.1. Materiais e Métodos ....................................................................................................... 11 
3.2. Experimento 01 – Influência da concentração dos reagentes ................................ 11 
3.3. Experimento 02 – Influência da temperatura ............................................................. 11 
3.4. Experimento 04 – Influência da presença de catalisador ........................................ 12 
4. Resultados e discussões ........................................................................................................... 13 
5. Conclusões .................................................................................................................................. 17 
6. Referências bibliográficas ......................................................................................................... 18 
 
 
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1. Introdução 
 
Velocidade da reação. 
Com base nos conhecimentos adquiridos sabemos que uma reação química 
ocorre quando certas substancias sofrem transformações em relação ao seu estado 
inicial. Porém, para que isso possa ocorrer, as ligações entre átomos e moléculas 
devem ser rompidas e devem ser restabelecidas de outra maneira. Não existe uma 
velocidade especifica. Algumas são lentas já outras podem ser rápidas. Tomemos 
como exemplo a oxidação (ferrugem) de um pedaço de ferro é um processo lento, 
pois para que ocorra levara algumas semanas, para o ferro reagir com o oxigênio do 
ar. Outro exemplo sendo de uma reação rápida é o caso de acendermos, um palito 
de fósforo, a reação de combustão do oxigênio ocorre em segundos, gerando o 
fogo, portanto é uma reação rápida. 
A velocidade das reações químicas depende de uma seria de fatores; a 
concentração das substancias (reagentes), a temperatura, a luz, a presença de 
catalisadores, superfície de contato. 
Concentração dos reagentes 
Quanto maior a concentração dos reagentes, soluto e solvente, de uma 
substancia. Aumenta a concentração dos reagentes, consequentemente aumenta o 
numero de moléculas dos reagentes, aumentado o numero de colisões e 
aumentando também a velocidade da reação, esse processo esta associado a lei da 
cinética (Lei de Guldber-Waage). 
Exemplo; uma palha de aço reage mais rápido com acido clorídrico concentrado 
do que com acido clorídrico diluído. 
Temperatura 
A temperatura esta ligada a agitação das moléculas, quanto mais calor (energia) 
mais agitadas ficam as moléculas. Se aumentar a temperatura aumenta a energia 
cinética das moléculas (movimento). Consequentemente se as moléculas se 
movimentam mais elas se chocam mais e, com mais energia, em consequência, 
4 
 
aumenta o numero de colisões efetivas, portanto a velocidade da reação também 
aumenta. 
Exemplo; aumenta-se a chama do fogão para cozinhar, e guardam-se alimentos 
na geladeira para conservar por mais tempo. 
Catalisador 
Outra forma de acelerar a reação é fazer uso de um catalisador, nada mais é 
que uma substancia química que não participa da reação química, ela apenas 
diminui a energia de ativação e aumenta a velocidade da reação. 
O catalisador acelera a reação mais não altera a composição química dos 
reagentes e produtos envolvidos. O catalisador também não altera a entalpia da 
reação. A quantidade de produtos na reação também não se altera com uso do 
catalisador. Cada reação possui um catalisador especifico, não existe um padrão 
para todas as reações. Ao adicionar catalisador e uma reação, se obterá o produto 
final desejado mais o catalisador adicionado 
Tomemos com exemplo o gráfico abaixo; 
. 
Como demonstrado no gráfico, a reação na presença do catalisador faz um 
trajeto menor devido a diminuição da energia de ativação. 
 
5 
 
Superfície de contato 
Outra forma de alterar a velocidade da reação é a superfície de contato dos 
reagentes, quanto maior a superfície de contato, maior será o numero de moléculas 
reagindo, consequentemente o numero de colisões eficazes entre as moléculas será 
maior. Portanto a velocidade da reação será mais rápida. 
Exemplo: é mais fácil dissolver um comprimido triturado em água, do que na 
forma de comprimido inteiro, isso porque a superfície de contato fica maior para 
reagir. 
Pressão 
A pressão é a razão entre a força e a área, ou seja, fazer certa força sobre 
uma determinada área. Com o aumento da pressão em um recipiente, diminui-se o 
volume de desta forma aumenta a concentração de reagentes. 
Com isso as moléculas se chocam mais, aumentando o numero de colisões e, 
portanto aumenta a velocidade da reação. 
Presença de luz 
A presença de luz altera na velocidade das reações por que é uma energia 
em forma de onda eletromagnética que ajuda a quebrar a barreira da energia de 
ativação. 
Exemplo a água oxigenada, se decompõe facilmente quando esta exposta a 
luz, por isso devemos guardá-la em local escuro. A fotossíntese realizada pelas 
plantas também é um tipo de reação que é influenciada pela presença de luz. 
Inibidores 
Inibidores ou conhecidas de veneno de catalisador, ou de anti-catalisador, são 
substancia que ao contrario dos catalisadores, aumentam a energia de ativação e 
como consequência diminuem a velocidade da reação química. 
 
6 
 
 
Velocidade instantânea 
Nas reações químicas, a velocidade a cada instante é diferente da velocidade 
media. Ou seja as velocidades instantâneas nunca são as mesma, possuindo 
valores diferentes durante a reação. Se o intervalo de tempo utilizado nas medidas 
da velocidade media, forem ficando cada vez menores, a velocidade media tendera 
a assumir valores cada vez mais próximos da velocidade de certo instante. 
A velocidade instantânea pode ser calculada de acordo com a “Lei Cinética de 
Velocidade” proposta por Guldberg e Waage. 
Lei de velocidade de Guldberg e Waage 
A lei de velocidade de Guldberg e waage foi proposta em 1867, pelos 
cientistas norueguês, Cato Maximilan Guldberg e Peter Waage . Foi proposta da 
seguinte forma: 
“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das 
concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes 
experimentalmente determinados”. Tais expoentes que constam na lei irão 
determinar a ordem de reação. 
Exemplo: uma reação genética tem: 
 
 
 
 
Onde: 
V = velocidade da reação 
K = constante de velocidade 
[A] = concentração molar de A 
[B] = concentração molar de B 
X e Y = expoentes experimentalmente determinados 
7 
 
Em uma reação elementar, onde ocorre em uma única etapa, o expoente é 
o coeficiente dos reagentes. 
 
.Exemplo: 
 
, 
Alguns processos químicos ocorrem em varias etapas. As reações globais 
são as que ocorrem mais de uma etapa. A velocidade da reação depende das 
velocidades das etapas participantes. A velocidade da reação é determinada através 
da etapa lenta. 
É fácil entender porque utiliza-se a etapa lenta para determinar a velocidade 
da reação. Por exemplo, em uma fabrica são montados 1000 carros por dia, porem a 
colocação dos volantes é a parte mais lenta do processo, são colocados apenas 250 
volantes nos carros por dia, portanto estarão prontos apenas 250 carros por dia, não 
importa se nas outras partes dos processos são mais rápidos, o que determina a 
quantidade de carros prontos (fabricados) por dia será a colocação de volantes. 
Exemplo: 
 
 
: 
8 
 
Ordem da reação e molecularidade 
A ordem de uma reação química só pode ser determinada 
experimentalmente. 
A molecularidade representa o numero mínimo de moléculas ou íons 
reagentes necessários para que ocorram colisões e a reação possa se processar em 
uma só etapa (elementar). 
Os expoentes que estão na lei de velocidade servem para determinar a 
ordem de reação. 
 
 
Onde: 
 
Exemplo: 
 
 
 
: 
Velocidade media 
Uma forma de expressar a velocidade da reação é através da velocidade 
media calculada a partir da concentração molar de um reagente. Durante um 
intervalo de tempo. As velocidades são sempre definidas de uma forma que sempre 
vai se obter grandezas positivas. De acordo com as formulas abaixo 
9 
 
 Variação da concentração dos reagentes 
 Variação do tempo 
 Velocidade media de consumo dos reagentes 
 Velocidade media dos produtos 
 Velocidade media dos reagentes em termos de variações 
infinitesimais 
 velocidade media dos produtos em termos de variações 
infinitesimais 
Outra forma de expressar a velocidade de uma reação é através da 
velocidade instantânea. Que pode ser entendida como uma velocidade media 
calculada em um intervalo de tempo curto, em torno de um instante de referencia. 
Pode se entender a velocidade instantânea como o limite da velocidade media para 
um intervalo de tempo tendendo a zero, o que matematicamente corresponde a 
derivada da função que descreve a variação da concentração com o tempo. Como 
demonstrado na formula abaixo. 
 
Para obter a velocidade de uma reação em um determinado instante, uma 
das formas é representar em um gráfico traçar a tangente do ponto correspondente 
do gráfico de concentração versus tempo. Como exemplificado abaixo. 
 
10 
 
2. Objetivos 
Observar-se ocorrem alterações nas velocidades das reações, alterando a 
concentração dos reagentes, temperatura e, utilizando um catalisador. Quantificar os 
tempos (velocidade) em cada experimento. 
 
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3. Procedimento 
3.1. Materiais e Métodos 
 Erlenmeyer de 25 mL 
 Pipeta volumétrica de 10 mL 
 Pipeta graduada de 5 ml 
 Termômetro 
 Bico de bunsen 
 Suporte universal para 
termômetro 
 Solução de KMnO4 0,04 mol/L 
 Solução de H2S04 2,5 mol/L 
 Água destilada 
 Solução de MnSO4 
 Solução de H2C204 0,50 mol/L 
 Solução de sulfato de 
manganês 
 
3.2. Experimento 01 – Influência da concentração dos reagentes 
Adicionou-se em um erlenmeyer de 250 mL 4,00 mL de solução de 0,04 
mol/L de permanganato de potássio KMnO4, numerou-se o erlenmeyer como 
erlenmeyer 1. 
Em outro erlenmeyer de 250 mL, adicionou-se 10,00 mL de solução 2,5 
mol/L de acido sulfúrico H2SO4 e 5,00 mL de solução 0,50 mol/L de acido oxálico 
H2C204. em seguida transferiu-se o conteúdo com a mistura de acido sulfúrico mais 
acido oxálico para o erlenmeyer 1, agitou-se a mistura, deixou-se em repouso. 
Começou-se a marcar o tempo imediatamente após a mistura das soluções até que 
a mistura tornou-se incolor. Elaborou-se uma tabela e anotou-se o tempo de 
descoramento, com os dados calculou-se a velocidade da reação. 
Repetiu-se o procedimento, apenas adicionou-se água 10,00 mLde 
destilada, em seguida repetiu-se por mais duas vezes o procedimento com água 
destilada, alterou-se apenas o volume de água destilada, sendo com 20 e 35 mL de 
água destilada. 
3.3. Experimento 02 – Influência da temperatura 
Adicionou-se em um erlenmeyer 4,00 mL de KMnO4 0.04 mol/L. Em outro 
erlenmeyer de 250 mL, adicionou-se 10,00 mL de solução 2,5 mol/L de acido 
sulfúrico H2SO4 e 5,00 mL de solução 0,50 mol/L de acido oxálico H2C204 e, 35 mL 
de água. Mediu-se a temperatura da mistura. Em seguida levou-se os dois 
erlenmeyers ao aquecimento, elevou-se cerca de 20 C a temperatura registrada 
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anteriormente. Transferiu-se o volume do erlenmeyer que continha a mistura de 
acido oxálico e acido sulfúrico para o erlenmeyer o erlenmeyer com permanganato 
de potássio. Imediatamente após a mistura das soluções cronometrou-se o tempo, 
até que a mistura tornou-se incolor. Registrou-se o tempo necessário para o 
descoramento e, calculou-se a velocidade da reação. 
3.4. Experimento 04 – Influência da presença de catalisador 
Adicionou-se em um erlenmeyer 4,00 mL de KMnO4 0.04 mol/L , 35,00 mL 
de água destilada e, 5 gotas de sulfato de manganês MnSO4. Em outro erlenmeyer 
adicionou-se 10,00 mL de solução 2,5 mol/L de acido sulfúrico H2SO4 e 5,00 mL de 
solução 0,50 mol/L de acido oxálico H2C204. Em seguida transferiu-se o volume da 
solução que cotinha a mistura de acido sulfúrico e acido oxálico para o outro 
erlenmeyer, imediatamente cronometrou-se o tempo em que a mistura tornou-se 
incolor. Registrou-se o tempo gasto para o descoramento da mistura e, calculou-se a 
velocidade da reação. 
 
13 
 
4. Resultados e discussões 
Nesta aula, realizaram-se experimentos para determinar a velocidade de uma 
reação e como a alteração de alguns fatores influenciavam a rapidez com que ela 
acontecia. A reação utilizada em todos os experimentos desta aula foi a do íon 
permanganato (MnO4
-) em meio ácido com o íon oxalato (C2O4
2-), mostrada abaixo: 
5C2O4
2-
(aq) + 2MnO4
-
(aq) 
 + 16H+(aq) 10CO2(g) + 2Mn
2+
(aq) + 8H2O(l) 
Esta reação foi escolhida pelo fato do permanganato apresentar uma 
coloração violeta e, quando reagido com o oxalato, tornar-se incolor; ou seja, uma 
reação bem visual, o que auxiliou na medição do tempo. 
O primeiro experimento, para determinar o quanto a concentração do íon 
permanganato, foi realizado diluindo-se cada vez mais a amostra inicial do íon. Cada 
solução, de diferente concentração, foi posta em um erlenmeyer diferente. A tabela 
abaixo ilustra os dados usados neste experimento: 
Erlenmeyer 
H2SO4 
(mL) 
H2C2O4 
(mL) 
H2O 
(mL) 
KMnO4 
(mL) 
[MnO4
-] 
(mol/L) 
Tempo da 
reação (s) 
1 10,0 5,0 - 4,0 148 
2 10,0 5,0 10,0 4,0 182 
3 10,0 5,0 20,0 4,0 272 
4 10,0 5,0 35,0 4,0 320 
Tabela 1: Dados experimentais do 1º experimento 
Usando a fórmula abaixo, calculou-se a velocidade em cada situação: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
Em que, quando aplicada no íon, a fórmula se caracterizava por: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para exemplificar sua aplicabilidade, utilizemo-na para calcular a velocidade 
da reação quando a concentração inicial do íon é de 8,42x10-3 mol/L. Perceber-se-á 
que a concentração final será igual à zero, isso se deve ao fato de que, quando 
observado o fim da reação, todo o reagente será consumido e só haverá produto. 
Assim: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O mesmo procedimento foi aplicado paratodos os erlenmeyeres, o que 
resultou na seguinte relação: 
Erlenmeyer (mol/L.s) 
1 
2 
3 
4 
Tabela 2: Resultados do experimento 01 
Ao realizar o experimento e o cálculo de cada situação, fica evidente a 
influência da concentração na velocidade da reação: quanto mais diluído o sistema, 
mais demora a ocorrer em sua totalidade o processo. Isso se deve ao fato de que, 
em um sistema diluído, é menor a frequência com que partículas dos diferentes 
reagentes se choquem e, por consequência, reajam. 
15 
 
Já no segundo experimento, realizaram-se experimentos para se descobrir a 
influência da variância de temperatura na velocidade da reação (desta vez, a 
concentração foi mantida a mesma). Para tal, quantificou-se ela quando os 
reagentes estavam à temperatura ambiente; quando suas temperaturas foram 
aumentadas em 20oC e quando foram aumentadas em 30oC. Tais dados foram 
organizados na tabela abaixo, baseando-se no fato de que a temperatura ambiente, 
no dia, se encontrava em 21oC: 
Erlenmeyer 
H2SO4 
(mL) 
H2C2O4 
(mL) 
H2O 
(mL) 
KMnO4 
(mL) 
Temp. (oC) 
Tempo da 
reação (s) 
1 10,0 5,0 35,0 4,0 21oC 320 
2 10,0 5,0 35,0 4,0 41oC 16 
3 10,0 5,0 35,0 4,0 51oC 3 
Tabela 3: Dados utilizados no segundo experimento. 
Assim, com os dados experimentais em mãos, fizeram-se os cálculos da 
mesma forma que os realizados no experimento 01, o que resultou na tabela 4: 
Erlenmeyer (mol/L.s) 
1 
2 
3 
Tabela 4: Resultados obtidos no experimento 02 
Ao realizar uma análise dos resultados obtidos, nota-se que a velocidade da 
reação aumenta muito conforme a temperatura do sistema também aumenta. Isso 
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ocorre pois quando aquecido, um sistema torna-se mais agitado, o que favorece o 
choque entre os reagentes facilitando, assim, o acontecimento da reação. 
Por fim, realizou-se o terceiro experimento, que visava ilustrar a alteração na 
velocidade da reação quando há a adição de um catalisador. Neste caso, o 
catalisador utilizado foi o sulfato de manganês (MnSO4). A tabela com os dados 
utilizados se encontra abaixo: 
Erlenmeyer 
H2SO4 
(mL) 
H2C2O4 
(mL) 
H2O 
(mL) 
KMnO4 
(mL) 
MnSO4 
(gotas) 
Tempo da 
reação (s) 
1 10,0 5,0 35,0 4,0 - 320 
2 10,0 5,0 35,0 4,0 5 122 
Tabela 5: Dados obtidos do experimento 03 
Com tais dados coletados, utilizou-se o mesmo método aplicado nos dois 
experimentos anteriores para se fazer o cálculo da velocidade de reação, que se 
encontra tabelado a seguir: 
Erlenmeyer (mol/L.s) 
1 
2 
Tabela 6: Resultados do experimento 03 
Com tais resultados, provou-se que o tempo da reação diminui quando há a 
adição de um catalisador no sistema. Isso ocorre pois a função do catalisador é 
diminuir a energia de ativação de uma reação, tonando-a mais rápida. 
 
 
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5. Conclusões 
Ao final de todos esses experimentos, pode-se que concluir que todas as 
influências testadas têm como objetivo alterar o tempo do processo e, por 
consequência, alterar a velocidade da reação. Logo, provou-se o que está escrito na 
teoria sobre cinética química: que o aumento de temperatura e adição de catalisador 
aumentam a velocidade da reação; e que a diluição do sistema a diminui. 
 
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6. Referências bibliográficas 
1) BROWN,T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE, J. R. 
Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 
2005. P 483 – 512. 
2) FELTRE, Ricardo,1928- Química / Ricardo Feltre. — 6. ed. — São Paulo 
: Moderna, 2004. Cap. 4, cinética química: O efeito da concentração 
dos reagentes na velocidade das reações Químicas. P 160.