Fatores que Afetam Reações

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INSTITUTO SUPERIOR POLITÉCNICO DE TECNOLOGIAS E 
 CIÊNCIAS 
 
 
 RELATÓRIO 
 
 FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL 
 
 TRABALHO PRÁTICO Nº 2 
 
 
 
 
 
 
FACTORES QUE AFECTAM A VELOCIDADE DE UMA REACÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
TURMA: EPT3-T3 
DOCENTE: Joaquim Quimonha 
DATA: 26 DE DEZEMBRO DE 2025 
 
ELEMENTOS DO GRUPO 
Jonivaldo Simone-20240611 
Lukeny Quiluanje- 
Cristina Cangundo-20243135 
 
 
 
 
 
 
 
 RESUMO 
O presente relatório teve como objetivo estudar a influência de diferentes fatores sobre 
a velocidade de reações químicas. Foram realizados experimentos variando temperatura, 
concentração, catalisador e superfície de contato dos reagentes, utilizando sistemas como 
KMnO₄/H₂SO₄, Na₂S₂O₃/HCl e Zn/H₂SO₄. As observações mostraram que: reações ocorrem 
mais rapidamente em temperaturas mais altas, em soluções mais concentradas, na presença de 
catalisadores e quando a área de superfície do reagente sólido é maior. Os resultados confirmam 
os princípios da teoria das colisões e da cinética química, evidenciando como cada fator 
contribui para aumentar a frequência e eficácia das colisões entre partículas. 
 
 
 ABSTRACT 
This report aimed to investigate the influence of different factors on the rate of chemical 
reactions. Experiments were conducted by varying temperature, concentration, catalyst 
presence, and surface area of the reactants, using systems such as KMnO₄/H₂SO₄, Na₂S₂O₃/HCl, 
and Zn/H₂SO₄. Observations showed that reactions occur faster at higher temperatures, in more 
concentrated solutions, in the presence of a catalyst, and when the solid reactant has a larger 
surface area. The results confirm the principles of collision theory and chemical kinetics, 
demonstrating how each factor increases the frequency and effectiveness of particle collisions. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 LISTA DE ILUSTRAÇÕES 
FIGURA 1-TUBO EM BANHO-MARIA ............................................................................................ 7 
 
FIGURA 2-TUBO À TEMPERATURA AMBIENTE ............................................................................. 7 
 
FIGURA 3-TUBO EM BANHO-MARIA ............................................................................................ 7 
 
FIGURA 4- DOIS TUBOS DE ENSAIO: UM CONTENDO HCL CONCENTRADO (6,0 MOL/L); OUTRO CONTENDO HCL 
DILUÍDO (0,6 MOL/L). .............................................................................................................. 9 
 
FIGURA 5- DOIS TUBOS DE ENSAIO: UM CONTENDO APENAS ZN + H₂SO₄ + KMNO₄; OUTRO CONTENDO ZN + 
H₂SO₄ + KMNO₄ + UM CRISTAL DE KNO₃................................................................................. 11 
 
 
 Índice 
1 INTRODUÇÃO ....................................................................................................................................... 4 
OBJECTIVOS ............................................................................................................................ 4 
2 MATERIAIS E REAGENTES ........................................................................................................... 5 
3 Resultados e Discussão dos Experimentos ......................................................................................... 6 
3.1 Efeito da Temperatura ...................................................................................... 6 
3.2 Efeito da Concentração ..................................................................................... 8 
3.3 Efeito do Catalisador ........................................................................................ 9 
4 CONCLUSÕES ........................................................................................................................... 12 
5 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................................. 13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1 INTRODUÇÃO 
 
A termodinâmica nos informa a direção e a extensão de uma mudança química, porém 
não indica como, nem a que velocidade, a reação se processa. 
A velocidade de uma reação deve ser entendida como a mudança da concentração de 
um reagente ou produto dividida pelo intervalo de tempo no qual a mudança ocorre. Muitos 
fatores influem na velocidade de uma determinada reação, entre eles: a temperatura dos 
reagentes, a concentração, a presença de catalisadores e a extensão da superfície de contato 
entre os reagentes. 
 Temperatura: A velocidade das reações químicas aumenta rapidamente com a elevação 
da temperatura; em regra, a velocidade de uma reação, nas proximidades da temperatura 
ambiente, duplica com a elevação de 10 ºC. Com o aumento da temperatura, aumenta-se a 
Energia Cinética e, consequentemente, o número de colisões entre as partículas. 
 Concentração: A velocidade de uma reação, geralmente, depende da 
concentração dos reagentes, pois quanto maior a quantidade de soluto por volume da solução, 
maior o número de colisões entre as partículas. 
 Catalisador: É uma substância que aumenta a velocidade de uma reação sem ser 
consumida; depois que cessa a reação, ela pode ser recuperada da mistura reacional 
quimicamente inalterada. Sua presença é indicada escrevendo-se seu nome ou fórmula sobre a 
seta que indica o acontecimento da reação química em questão. 
 Superfície de Contato: Quanto menor forem as dimensões das partículas dos 
materiais reagentes, maior será a área superficial total exposta, o que permite um melhor contato 
a qualquer instante, resultando em reações mais rápidas. 
 
 
OBJECTIVOS 
 
Verificar experimentalmente alguns fatores que determinam ou influenciam a 
velocidade das reações, tais como: temperatura, concentração, catalisadores e superfície de 
contato. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2 MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Proveta; 
 Béquers de 50 e 100 mL; 
 Estante com tubos de ensaio; 
 Termômetro de 0 – 100 ºC; 
 
 30 mL de solução 0,01 Mol/L de KMnO4 (permanganato de potássio); 
 mL de solução 1,0 Mol/L de H2SO4 (ácido sulfúrico); 
 10 mL de solução 0,1 Mol/L de Na2𝑆2O3(tiossulfato de Sódio); 
 1 mL de solução 0,6 Mol/L de HCl (ácido clorídrico); 
 11 mL de solução 6,0 Mol/L de HCl; 
 Zinco em pó; 
 Ferro em pó; Fios de ferro 
 Cristais de KNO3 (nitrato de potássio) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3 Resultados e Discussão dos Experimentos 
 3.1 Efeito da Temperatura 
No experimento, analisou-se a influência da temperatura na reação entre permanganato 
de potássio (KMnO₄) em meio ácido (H₂SO₄) e um fio de ferro metálico. A temperatura foi 
variada em três condições: temperatura ambiente, banho-maria e aquecimento direto na chama. 
A descoloração do KMnO₄ (de roxo para incolor) foi utilizada como indicador da velocidade 
da reação de oxidação. 
Resultados Observados 
 Tubo à temperatura ambiente: a descoloração ocorreu de forma lenta. 
 Tubo em banho-maria: a solução perdeu a cor roxa mais rapidamente. 
 Tubo aquecido diretamente na chama: a descoloração ocorreu quase 
imediatamente. 
Discussão dos Resultados 
Os resultados demonstram claramente que o aumento da temperatura acelera a velocidade 
da reação química. Isso acontece devido a vários fatores fundamentais da cinética química: 
1. Aumento da energia cinética das partículas 
Com o aumento da temperatura, as partículas (íons MnO₄⁻ e átomos de Fe) passam a 
mover-se mais rapidamente. 
→ Colisões mais frequentes entre reagentes. 
→ Maior probabilidadede colisões eficazes, ou seja, colisões com energia suficiente para 
superar a energia de ativação. 
2. Maior número de partículas com energia superior à energia de ativação 
A energia de ativação é a barreira mínima necessária para a reação acontecer. 
Quando a temperatura aumenta: 
→ Mais partículas atingem essa energia mínima. 
→ A velocidade da reação aumenta exponencialmente. 
3. Aceleração da oxidação do ferro 
A reação principal é a oxidação do ferro (Fe → Fe²⁺) pelo permanganato em meio 
ácido, que é um forte agente oxidante. 
Em temperaturas mais altas, o permanganato é reduzido mais rapidamente, perdendo 
sua cor característica roxa. 
→ Por isso, o tubo aquecido diretamente descoloriu quase instantaneamente. 
4. Relação direta entre temperatura e velocidade de reação 
Os três ensaios confirmam que: 
Menor temperatura → reação lenta. 
Temperatura intermediária → reação moderada. 
Maior temperatura → reação muito rápida. 
 
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Este comportamento está de acordo com a teoria das colisões e com a equação de 
Arrhenius, que descreve matematicamente o aumento da velocidade da reação com a 
temperatura. 
 Figura 1-Tubo em banho-maria 
 
Fonte: ISPITEC 
 Figura 2-Tubo à temperatura ambiente 
 
Fonte: ISPITEC 
 Figura 3-Tubo em banho-maria 
 
Fonte: ISPITEC 
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3.2 Efeito da Concentração 
Neste ensaio avaliou-se a influência da concentração do ácido clorídrico (HCl) na 
reação com tiossulfato de sódio (Na₂S₂O₃). Foram utilizados dois tubos de ensaio: 
 um contendo HCl concentrado (6,0 mol/L); 
 outro contendo HCl diluído (0,6 mol/L). 
A formação de enxofre sólido (S) durante a reação gera a turvação da solução, 
servindo como indicador visual da velocidade da reação. 
Resultados Observados 
 Tubo com HCl 6,0 mol/L: apresentou turvação quase imediata. 
 Tubo com HCl 0,6 mol/L: demorou mais tempo para tornar-se turvo. 
Discussão dos Resultados 
Os resultados mostram claramente que a velocidade da reação aumenta com o 
aumento da concentração dos reagentes. Isto pode ser explicado pelos seguintes fatores da 
cinética química: 
1. Maior número de partículas reagentes por volume 
O tubo contendo HCl mais concentrado possui mais moléculas de H⁺ disponíveis por 
unidade de volume. 
→ Isso aumenta a frequência de colisões entre H⁺ e o íon tiossulfato (S₂O₃²⁻). 
→ Consequentemente, a reação ocorre mais rapidamente. 
2. Maior probabilidade de colisões eficazes 
Com maior concentração: 
→ As partículas colidem mais vezes e com maior probabilidade de terem energia 
suficiente para superar a energia de ativação. 
→ Assim, a formação de enxofre sólido ocorre mais rápido, causando a turvação. 
3. Formação acelerada dos produtos da reação 
A reação principal é: 
S2O4
2− + 2H+ → S ↓ +SO2 + H2O 
 
Nessa reação, a formação de enxofre sólido (S) é o que provoca o aspecto turvo. 
→ Quanto maior a concentração do ácido, mais rapidamente se formam os produtos. 
4. Relação direta entre concentração e velocidade da reação 
Os ensaios confirmam que: 
Maior concentração → reação rápida → turvação imediata 
Menor concentração → reação lenta → turvação tardia 
Esse comportamento está de acordo com a Teoria das Colisões, que afirma que a 
velocidade da reação aumenta com o número de partículas disponíveis para colidir. 
 
 
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Figura 4- dois tubos de ensaio: um contendo HCl concentrado (6,0 mol/L); outro 
contendo HCl diluído (0,6 mol/L). 
 
Fonte: ISPITEC 
 
3.3 Efeito do Catalisador 
Neste ensaio avaliou-se a influência de um catalisador sobre a velocidade da reação 
entre o hidrogênio gasoso (H₂) — produzido pela reação entre zinco (Zn) e ácido sulfúrico 
(H₂SO₄) — e o permanganato de potássio (KMnO₄). Dois tubos de ensaio foram utilizados: 
 um contendo apenas Zn + H₂SO₄ + KMnO₄; 
 outro contendo Zn + H₂SO₄ + KMnO₄ + um cristal de KNO₃. 
A descoloração do KMnO₄ foi utilizada como indicador da velocidade da reação de 
redução. 
Resultados Observados 
 Tubo sem KNO₃: a cor roxa do permanganato desapareceu lentamente. 
 Tubo com KNO₃: a descoloração ocorreu de forma rápida e evidente. 
Discussão dos Resultados 
Os resultados demonstram que a presença de um catalisador aumenta 
significativamente a velocidade da reação química. 
1. O nitrato (NO₃⁻) atua como catalisador 
O íon nitrato reage rapidamente com o hidrogênio gerado no sistema, formando íons nitrito 
(NO₂⁻). 
→ O nitrito é um agente redutor mais eficiente para o permanganato do que o próprio 
H₂. 
→ Assim, o KMnO₄ é reduzido (e perde sua cor) de maneira muito mais rápida. 
2. O catalisador oferece um caminho alternativo com menor energia de ativação 
Essa é a característica fundamental de um catalisador: 
→ Ele não é consumido na reação global. 
→ Ele fornece uma rota reacional mais rápida, diminuindo a energia de ativação. 
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→ Isso aumenta o número de colisões eficazes por unidade de tempo. 
No experimento, o NO₂⁻ formado atua como intermediário reativo. Ele acelera a 
transferência de elétrons para o permanganato, tornando a redução do MnO₄⁻ mais rápida. 
3. Explicação da descoloração acelerada 
Quando o nitrito é formado: 
→ Ele reage prontamente com o permanganato. 
→ Essa reação é muito mais veloz que a redução direta por H₂. 
→ Por isso, no tubo com KNO₃ a coloração roxa desaparece quase imediatamente. 
4. Confirmação do papel do catalisador 
Os dois tubos possuem os mesmos reagentes principais (Zn, H₂SO₄ e KMnO₄). 
A única diferença relevante é o KNO₃, que: não altera a reação global,mas acelera o 
processo,sem ser consumido totalmente. 
 
Isso confirma que o KNO₃ atua como catalisador indireto, facilitando a formação de 
um intermediário que reduz mais rapidamente o permanganato. 
 3.3Efeito da Superfície de Contato 
Neste experimento avaliou-se a influência da área superficial do reagente sólido na 
velocidade da reação com ácido clorídrico (HCl). Foram utilizados dois tubos de ensaio: 
 um contendo um pedaço de fio de ferro; 
 outro contendo a mesma massa de ferro em pó. 
A produção de bolhas de hidrogênio (H₂) foi utilizada como indicador visual da 
velocidade da reação. 
Resultados Observados 
Ferro em pó: reagiu rapidamente, formando muitas bolhas em pouco tempo. 
Fio de ferro: reagiu lentamente, com produção de bolhas bem mais lenta. 
Discussão dos Resultados 
Os resultados mostram que quanto maior a superfície de contato do reagente sólido, 
maior a velocidade da reação química. 
1. Maior área superficial → mais colisões 
O ferro em pó possui partículas menores e mais dispersas, aumentando a área de 
contato entre o ferro e o HCl. 
→ Mais moléculas de HCl colidem simultaneamente com o ferro. 
→ A reação ocorre mais rapidamente. 
2. Ferro sólido com menor superfície reage mais lentamente 
No caso do fio de ferro: 
→ A área de contato com o ácido é limitada à superfície externa do fio. 
→ Menos colisões simultâneas acontecem. 
→ A formação de H₂ é mais lenta, e a reação demora mais tempo. 
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3. Relação direta entre superfície de contato e velocidade da reação 
Esse comportamento confirma a teoria das colisões, que estabelece: 
Mais área superficial → mais colisões → maior velocidade 
Menos área superficial → menos colisões → menor velocidade 
Figura 5- Dois tubos de ensaio: um contendo apenas Zn + H₂SO₄ + KMnO₄; outro 
contendo Zn + H₂SO₄ + KMnO₄ + um cristal de KNO₃. 
 
Fonte: ISPITEC 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4 CONCLUSÕES 
 
Os experimentos realizados demonstraram que a velocidade das reações químicas é 
influenciada por fatores como temperatura, concentração, presença de catalisadores e superfície 
de contato dos reagentes sólidos. 
O aumento da temperatura acelerou as reações, pois as partículas adquiriram maior 
energia cinética, aumentando a frequência e eficácia das colisões. 
O aumento da concentraçãode HCl elevou a velocidade de reação com o tiossulfato de 
sódio, devido à maior quantidade de partículas disponíveis para colisões eficazes. 
A presença de um catalisador (KNO₃) acelerou a reação entre H₂ e KMnO₄, criando um 
caminho alternativo com menor energia de ativação, sem ser consumido na reação. 
O ferro em pó reagiu mais rapidamente que o fio de ferro, evidenciando que uma maior 
superfície de contato aumenta o número de colisões simultâneas com o ácido, acelerando a 
reação. 
Portanto, os resultados confirmam que a cinética química pode ser controlada e 
otimizada através da manipulação desses fatores, com aplicações práticas tanto em laboratório 
quanto na indústria química. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
SIMÕES, J.A.M.; CASTANHO, M.A.R.B.; et al, Guia do Laboratório de Química e Bioquímica, 2ª Edição 
Revista e Aumentada, Lisboa: Lidel, 2008 
RANGEL, N.R.; Práticas de Físico-Química, 3ª Edição Revista e Ampliada, São Paulo: Editora Edgard 
Blucher, 2006 
CONSTATINO, M. G.; SILVA, G.V.J.; DONATE, P.M.; Fundamentos de Química Experimental, São Paulo: 
Editora da Universidade de São Paulo, 2004 
ZUBRICK, J.W.; Manual de Sobrevivência no Laboratório de Química Orgânica, Guia de Técnicas para 
o Aluno, Rio de Janeiro: LTC, 2011