Cinética e Equilibrio Químico

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
CENTRO DE CIÊNCIAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA 
BACHARELADO EM FARMÁCIA 
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
 
 
 
 
 
 
Cinética e Equilíbrio Químico 
 
 
 
Aluno: Igor Lima Soares 
Matrícula: 375510 
Profa.: Elenir Ribeiro 
 
 
 
FORTALEZA, 2015 
 
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Sumário 
 
 
1. Objetivos.....................................................................................................3 
2. Procedimentos e Resultados....................................................................4 
2.1. Parte A – Velocidade de uma reação...........................................4 
2.2. Parte B - Catálise...........................................................................5 
2.3. Parte C – Equilíbrio químico.........................................................7 
3. Considerações Finais...............................................................................8 
4. Referências Bibliográficas.......................................................................9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. Objetivos 
 
 Determinar a relação entre velocidade de reação e a concentração dos 
reagentes; 
 Discutir mecanismos de reação; 
 Verificar a diferença entre catalisador e reagente; 
 Interpretar mudanças no equilíbrio com base no princípio de Le Chatelier. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. Procedimentos e Resultados 
 
2.1. Parte A – Velocidade de uma reação 
Foram preparados oito tubos de ensaio distintos apresentando combinações 
diferentes de substâncias, com exceção de um reagente comum a todos que foi 
adicionado por último, o persulfato de amônia ((NH4)2S2O8), a partir da adição deste 
foi iniciada uma contagem de tempo que foi registrada e reproduzida na tabela 1, 
que também exibe o tempo cronometrado em segundos até a ocorrência de reação 
(até o momento de início da mudança na coloração do sistema). 
Tabela 1. Composição dos tubos de ensaio e tempos de reação da Parte A. 
Soluções Composição para cada tubo de ensaio (mL) 
 1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 
KI 0,2 mol/L 2 2 2 1 0,5 2 2 2 
Na2S2O3 0,0050 mol/L em 
amido 0,4% 
1 1 1 1 1 1 1 1 
KCl 0,2 mol/L 1 1,5 
K2SO4 0,1 mol/L 1 1,5 
CuSO4 0,1mol/L 1 gota 
(NH4)2S2O8 0,1mol/L 2 2 2 2 2 1 0,5 2 
TEMPO (Segundos) 28 35 32,9 45,3 60 57,5 121 6,7 
 
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Foi observado que o tempo registrado para os três primeiros tubos (28s, 35s e 
32,9s) foram número relativamente próximos, porém a variação entre esses valores 
teve uma diferença significativa, tendo em vista que a quantidade de reagentes 
utilizados foi à mesma nesses sistemas e, portanto, as medidas realizadas deveriam 
ter valores mais próximos entre si. Esse erro pode ter sido cometido devido à 
inexperiência dos analistas (por exemplo: atraso na hora de iniciar a 
cronometragem). 
No quarto tubo, a quantidade de iodeto de potássio foi diminuída (colocaram-
se apenas 1 mL ao invés de 2 mL) e adicionaram-se 1 mL de um reagente distinto, o 
cloreto de potássio (KCl). A alteração do volume tornou a velocidade de reação mais 
lenta, pois em relação aos três primeiros tubos, a média dos valores aferidos foi de 
aproximadamente 32s e no tubo em questão levou 45,3s. Conforme a quantidade de 
KCl cresce e a de KI diminui, a mudança de coloração demorava mais a ocorrer, fato 
que foi comprovado no quinto tubo de ensaio. Nele, foram usados 1,5 mL de KCl e 
0,5 mL de KI e o tempo gasto foi de 60s. 
Nos tubos de números 6 e 7 foram mantidos os 2 mL de iodeto de potássio e 
1 mL de tiossulfato de sódio, porém foram adicionados diferentes volumes de sulfato 
de potássio. No sexto tubo, foi colocado 1 mL de K2SO4 e reduzido 1 mL de 
persulfato de amônia e o tempo de mudança de coloração foi de 57,5s. Com o 
aumento da quantidade de K2SO4 e a redução da quantidade (NH4)2S2O8 no sétimo 
recipiente a reação se deu mais lentamente, levando 121s para que acontecesse 
mudança da coloração. 
No oitavo tubo, a mudança de coloração se deu de maneira rápida, levando 
6,7s. No caso, o sulfato de cobre agiu como um catalisador, pois acelerou 
significativamente a velocidade de reação. 
2.2. Parte B - Catálise 
Foram preparados três tubos de ensaio e adicionado a cada um destes 1 mL 
dos reagentes a seguir: 
 Tubo 1: NaOH 2,5 mol/L 
 Tubo 2: H2SO4 2 mol/L + KmnO4 0,1 mol/L 
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 Tubo 3: H2SO4 2 mol/L + CuSO4 0,2 mol/L 
Em seguida, foram adicionados 2mL de solução de H2O2 2 mol/L em cada 
tubo. As mudanças foram observadas e sintetizadas na tabela 2 a seguir: 
Tabela 2. Parte B – Catálise. 
Reagentes Mudanças após adição de H2O2 
NaOH Liberação de gás e calor (reação exotérmica) 
H2SO4 + KMnO4 Liberação de gás e mudança de cor (incolor) 
H2SO4 + CuSO4 _ 
 
A reação química ocorrida no tubo 1 foi a que na qual se evidenciou o papel 
dos catalisadores em reações químicas. Utilizando-se da combinação de NaOH e 
H2O2 foi observada uma reação quase que instantânea, na qual houve liberação de 
gás e calor, exibida a seguir: 
2 H2O2(l) 2H2O(l) + O2(g) ↑ 
Para o tubo 2 a reação observada foi a seguinte: 
2KMnO4(aq) + 5H2O2(aq) + 3H2SO4(aq) 2MnSO4(aq) + 5O2(g) ↑ + K2SO4(aq) + 8H2O(l) 
Pode-se observar a partir da relação estequiométrica descrita acima que os 
reagentes foram consumidos e combinaram-se formando produtos. Desta forma, o 
ácido sulfúrico e o permanganato de potássio não podem ser considerados 
catalisadores nesta reação, pois uma das peculiaridades de sistemas catalisadores 
é que estes não se consumem ao realizar a sua função. 
No tubo 3 não foi percebida a ocorrência de nenhuma reação, apenas um 
clareamento da coloração dos reagente iniciais, porém, pode ter ocorrido uma 
pequena liberação de gás, quase que imperceptível 
 
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2.3. Parte C – Equilíbrio químico 
 
Uma solução foi previamente elaborada pela adição de 15 mL de 
Fe(NO3)3 0,1mol/L e 15 mL de KSCN 0,1 mol/L, seguido da diluição com água até 
formar-se um volume de 250 mL. Obtendo-se assim uma solução em equilíbrio: 
Fe3+(aq) + SCN(aq) ⇌ Fe(SCN)2+ (aq) 
 
 Foram retiradas quatro alíquotas de 5 mL da solução e estas foram dispostas 
em quatro diferentes tubos de ensaio, sendo um destes reservado como padrão, a 
fim de comparação com os resultados. Os tubos restantes reagiram com diferentes 
compostos como se segue: 
 Tubo 1: Adição de 1 mL de Fe(NO3)3 0,1mol/L, o que acarretou no 
escurecimento em relação a cor do tubo padrão, pois a adição 
exacerbada do reagente ao equilíbrio o descola em relação ao sentido 
que favorece a formação de produtos (Fe(SCN)2+ que apresenta 
coloração vermelha) de maneira a diminuir a concentração de Fe3+, de 
acordo com o princípio de Le Chatelier. 
 
 Tubo 2: Adição de 1 mL de KSCN 0,1 mol/L, o que gerou em um 
escurecimento em relação a cor do tubo padrão ainda maior do que 
ocorreu no tubo 2, a adição exagerada do reagente ao equilíbrio o 
desloca em relação ao sentido que favorece a formação de produtos 
(Fe(SCN)2+), a maior intensificação de escurecimento, é um indicio de 
que o reagente limitante é o SCN-. 
 
 Tubo 3: Adição de 5 gotas de NaOH 6 mol/L, a partir da qual foi 
observada a formação de um precipitado insolúvel, Fe(OH) 3, e também 
o enfraquecimento da tonalidade vermelha do sistema, devido ao 
consumo de Fe3+, que desloca o equilíbrio para a esquerda a fim de 
compensar o consumo deste íon. A equação química que representa o 
processo descrito se segue: 
3 NaOH(aq) + Fe3+(aq) + SCN-(aq) ⇌ Fe(OH)3(s)↓+3 Na+(aq) + SCN-(aq) 
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3. Considerações Finais 
 
A partir da realização de toda a prática laboratorial pode-se concluir que a 
cinética e o equilíbrio químico são importantes áreas de estudo que estão presentes 
em diversas aplicações, não apenas na indústria química, mas também na indústria 
farmacêutica e de alimentos, por exemplo. 
 É possível utilizar-se de catalisadores e do princípio de Le Chatelier para 
aumentar a velocidades de reações ou favorecer a formação de um produto 
desejado, o que pode ser útil, por exemplo, no desenvolvimento de fármacos com 
potencial ação na aceleração de reações químicas de desintoxicação celular. Se 
uma das reações responsáveis por dado processo for beneficial em um dado sentido 
(por exemplo, na qual esta for exotérmica) através do aumento da temperatura no 
sistema em equilíbrio, pode-se favorecer o acontecimento desta. 
Durante os experimentos também foi possível concluir a diferença entre 
reagente e catalisador: o reagente é consumido durante a reação ao contrário do 
catalisador. 
A utilização de catalisadores pode ser essencial em algumas reações, como 
por exemplo, o caso da síntese de Haber-Bosch que é utilizada na produção de 
amônia. Esta reação química ocorre melhor na presença do elemento ferro, que atua 
como catalisador. Ainda em relação à síntese de Haber-Bosch, a temperatura 
utilizada é de 450°C e a pressão de 250 atm, esses fatores deslocam a reação a fim 
de produzir maior quantidade de amônia. 
 
 
 
 
 
 
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4. Referências Bibliográficas 
 
Universidade Federal do Ceará - Manual de Laboratório 2015.2 – Química Geral e 
Inorgânica – Prática N° 05. 
CHANG, R. Química Geral: Conceitos Essenciais. 4ª Ed. São Paulo, McGrawhill, 
2006. 
BROWN, T L.; H. E.; BURSTEN, B. E; BURDGE, J. R. Química, a ciência central. 
9. Ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
KOTZ, J. C., TREICHEL JR, P. M.;WEAVER, G. C. Química Geral e Reações 
Químicas, Vol 2. 6ª. ed. São Paulo:Cengade Learning, 2010. 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 5ª.ed. Porto Alegre: Bookman, 2011. 
 
MASTERTON , W. L., SLOWINSKI, J. E, STANITSKI, C.L. Princípios de Química. 
6ª.ed. Rio de Janeiro: LTC, 2014.