LAB 8 E 9 Cinética Química

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO TRIÂNGULO MINEIRO 
Instituto de Ciências Tecnológicas e Exatas 
 
 
 
Fernanda de Souza Freitas 
Gustavo Henrique Mendonça Soares 
Leonardo Carvalho Siqueira 
Matheus Teixeira Romagnoli 
Monise Fernanda Maciel Melin 
Tásila Castro Ferreira 
Vitor Bambozzi Dall Acqua 
 
 
 
Experimento nº: 08 e 09 
 
 
Cinética Química 
 
 
 
Prof. Benecildo Amauri Riguetto 
Disciplina: Laboratório de Química 
 
 
 
 
 
Uberaba – MG 
16/11/2015 
 
 
Sumário 
1 INTRODUÇÃO ....................................................................................................................3 
1.1 VELOCIDADES DAS REAÇÕES QUÍMICAS .......................................................................3 
1.2 DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO......................................................................4 
2 OBJETIVO ..........................................................................................................................5 
3 MATERIAIS E MÉTODOS .....................................................................................................5 
3.1 MATERIAIS..................................................................................................................5 
3.2 METODOS...................................................................................................................6 
3.2.1 Estudo da velocidade de reação em diferentes temperaturas e em função da 
superfície de contato.....................................................................................................6 
3.2.2 Estudo da velocidade de reação em função da concentração de reagente................6 
3.2.3 Estudo da velocidade de reação em função da presença de um catalisador ..............6 
3.2.4 Ordem da reação ..................................................................................................7 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO................................................................................................8 
4.1 VELOCIDADE DAS REAÇÕES..........................................................................................8 
4.1.1 Estudo da velocidade de reação em diferentes temperaturas e em função da 
superfície de contato.....................................................................................................8 
4.1.2 Estudo da velocidade de reação em função da concentração de reagente................8 
4.1.3 Estudo da velocidade de reação em função da presença de um catalisador ..............9 
4.2 DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO......................................................................9 
Determinação da ordem de reação. ...............................................................................9 
5 CONCLUSÃO .................................................................................................................... 11 
6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ......................................................................................... 12 
ANEXO I ............................................................................................................................. 12 
ANEXO II ............................................................................................................................ 13 
 
 
 
 
1 INTRODUÇÃO 
1.1 VELOCIDADES DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Uma reação química ocorre quando certas substâncias sofrem 
transformações em relação ao seu estado inicial, onde as ligações entre átomos 
e moléculas devem ser rompidas e restabelecidas de outra maneira. O 
conhecimento e o estudo da velocidade das reações químicas, além de ser muito 
importante para a indústria, também está relacionado ao nosso cotidiano. Para 
que ocorra uma reação química, duas condições são necessárias: 
i) Haver afinidade química entre as substâncias; 
ii) Haver colisões entre as moléculas dos reagentes que levem a quebra 
de suas ligações para formação de novas ligações. 
A velocidade das reações químicas depende de uma série de fatores: a 
concentração das substâncias reagentes, a temperatura, a pressão, a luz, a 
presença de catalisadores, superfície de contato. Esses fatores nos permitem 
alterar a velocidade natural de uma reação química: 
Concentração de reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes, 
mais rápida será a reação química. Essa propriedade está relacionada com o 
número de colisões entre as partículas. 
Exemplo: uma amostra de palha de aço reage mais rapidamente com 
ácido clorídrico concentrado do que com ácido clorídrico diluído. 
Temperatura: de um modo geral, quanto maior a temperatura, mais 
rapidamente se processa a reação. Podemos acelerar uma reação lenta, 
submetendo os reagentes a uma temperatura mais elevada. Exemplo: se 
cozinharmos um alimento em panela de pressão ele cozinhará bem mais rápido, 
devido à elevação de temperatura em relação às panelas. 
Pressão: O aumento de pressão externa diminui o volume interno (para 
gases) e consequentemente aumenta a concentração dos reagentes (deixa-os 
mais próximos) e isso aumenta a velocidade. 
Luz: Certas reações, as chamadas reações fotoquímicas, podem ser 
favorecidas e aceleradas pela incidência de luz. Trata-se de uma reação de 
fotólise, ou seja, da decomposição de uma substância pela ação da luz. 
Podemos retardar a velocidade de uma reação diminuindo a quantidade de luz. 
Exemplo: A fotossíntese, que é o processo pelo qual as plantas convertem a 
energia solar em energia química, é uma reação fotoquímica. 
Catalisadores: São substâncias capazes de acelerar uma reação. 
Exemplo: alguns produtos de limpeza contêm enzimas para facilitar na remoção 
de sujeiras. Essas enzimas facilitam a quebra das moléculas de substâncias 
responsáveis pelas manchas nos tecidos. 
Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato dos 
reagentes, maior será a velocidade da reação. Exemplo: os antiácidos 
efervescentes quando triturados se dissolvem mais rápido em água do que em 
forma de comprimido inteiro, isto porque a superfície de contato fica maior para 
reagir com a água. 
Natureza dos reagentes: Reações que ocorrem entre íons geralmente 
ocorrem mais rapidamente do que as que envolvem moléculas. 
1.2 DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO 
A cinética química trata das velocidades das reações químicas. Enquanto 
algumas reações se processam muito rapidamente, outras reações são mais 
lentas. Geralmente, os processos que envolvem íons ocorrem rapidamente e os 
que envolvem moléculas ou grupos ligados por covalência levam mais tempo 
para ocorrer. Os principais fatores que controlam a velocidade de uma reação 
química são: a natureza dos reagentes e produtos, a concentração das espécies 
reagentes, a temperatura, a superfície de contato, a presença de catalisadores. 
O aumento da concentração dos reagentes e da temperatura aumenta a 
possibilidade de colisões entre as moléculas, aumentando a velocidade da 
reação. 
2 OBJETIVO 
Verificar na prática fatores que afetam a velocidade de reações químicas 
e determinar a porcentagem de oxigênio no ar, empregando conceitos de 
cinética química para a avaliação da ordem da reação envolvida. 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
 
3.1 MATERIAIS 
 Ácido acético 1,0 mol/l 
 Água destilada 
 Água oxigenada (10 vol/vol) 
 Balança analítica (0,001 g) 
 Bastão de vidro 
 Batata 
 Béquer de 100 ml 
 Béquer de 500 ml 
 Cronômetro 
 Iodeto de Potássio cristalizado 
 Palha de aço 
 Pipeta 
 Pregos 
 Proveta de 100 ml 
 Régua 
 Soluções de sulfato de cobre (1,0 M; 0,1 M e 0,01 M) 
 Suporte com garra 
 Termômetro 
 Tubos de ensaio 
 Vidro de relógio 
 
3.2 METODOS 
3.2.1 Estudoda velocidade de reação em diferentes temperaturas e 
em função da superfície de contato 
Em um béquer contendo 50 ml de água à temperatura ambiente, 
adicionou-se 1/4 de pastilha de Sonrisal e mediu-se o tempo gasto para a 
dissolução da mistura. 
Repetindo-se esse procedimento com água quente e gelada. 
Para finalizar, em um béquer contendo 50 ml de água à temperatura 
ambiente, adicionou-se também 1/4 de pastilha de Sonrisal triturada e mediu-se 
o tempo gasto para total dissolução da mistura. 
3.2.2 Estudo da velocidade de reação em função da concentração de 
reagente 
Em três tubos de ensaio pipetou-se 2 ml de solução aquosa de sulfato de 
cobre 1,0 mol/L, 0,1 mol/L e 0,01 mol/L, respectivamente. Posteriormente, 
mergulhou-se em cada béquer 1 prego 56, por aproximadamente 5 minutos. 
3.2.3 Estudo da velocidade de reação em função da presença de um 
catalisador 
Em 2 tubos de ensaio adicionou-se 1 ml de água oxigenada. 
Posteriormente, em um dos tubos adicionou-se cristais de KI. 
Em um vidro de relógio colocou-se 10 gotas de água oxigenada e em outro 
uma fatia de batata crua. No vidro que contém a batata crua, adicionou-se sobre 
a batata 10 gotas de água oxigenada e observou-se o resultado após alguns 
segundos. 
3.2.4 Ordem da reação 
Inicialmente pesou-se 1,0g de palha de aço em uma balança de alta 
precisão. Posteriormente utilizamos uma solução que já nos foi fornecida de 
ácido acético 1,0 mol L-1: água destilada (2:1) em um béquer de 100 mL. 
Adicionou-se a palha de aço nesta solução, a qual foi agitada com um bastão de 
vidro por aproximadamente 1 minuto. Com o mesmo bastão, retirou-se a palha 
de aço do béquer, agitou-a para tirar o excesso do líquido e introduziu-a no fundo 
de uma proveta de 100 mL. 
Colocou-se a extremidade aberta da proveta em um béquer de 500 mL 
contendo 200 mL de água (não necessariamente destilada) que havia sido 
preparado anteriormente. Com a garra fixou-se a proveta ao suporte universal. 
Conforme a figura: 
 
Mediu-se periodicamente, de cinco em cinco minutos, a altura do nível de 
água dentro da proveta da seguinte forma: ao chegar no tempo de 5cinco 
minutos, os níveis de água fora e dentro da proveta eram igualados, assim 
facilitando a medição e diminuindo o índice de erro. O experimento encerrou-se 
quando percebeu-se que o nível de água dentro da proveta não estava mais 
variando. 
Posteriormente, repetiu-se o mesmo experimento com uma quantidade de 
palha de aço de aproximadamente 0,5 g. 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
4.1 VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
4.1.1 Estudo da velocidade de reação em diferentes temperaturas e 
em função da superfície de contato. 
 Fez-se uma tabela com a determinação do tempo necessário para 
a total dissolução da pastilha em cada um dos casos: 
Tabela 1: Condição da água/pastilha x Tempo. 
CONDIÇÃO DA ÁGUA TEMPO NECESSÁRIO 
Temperatura Ambiente(24°C) 44 segundos e 75 milésimos . 
Água gelada (12°C) 56 segundos e 28 milésimos. 
Água quente(42°C) 25 segundos e 76 milésimos. 
Pastilha triturada(24°C) 9 segundos e 81 milésimos. 
Analisando-se os dados da tabela 1,nota-se que a efervescência da 
pastilha demora mais quando em contato com a água gelada e é efetivada mais 
rapidamente com a pastilha triturada na água em temperatura ambiente. A razão 
pela qual a pastilha gasta mais tempo para ser dissolvida em água gelada, 
decorre do fato de que temperaturas menores atrasam a velocidade de reação. 
E o motivo de um curto tempo para a reação com a pastilha triturada é pelo 
aumento da área de contato, uma vez que seu aumento causa maior número de 
choques entre os reagentes e eleva a velocidade da reação. 
4.1.2 Estudo da velocidade de reação em função da concentração de 
reagente. 
 Observou-se que os pregos ficaram enferrujados, mais 
rapidamente, conforme maior fosse a concentração do sulfato de cobre. Isso 
ocorre, pois o cobre iônico transforma-se em cobre metálico e o ferro passa de 
ferro metálico para ferro iônico: 
Cu2+ + Fe0  Cu0 + Fe2+ 
 Então o cobre deposita-se sobre o prego, e o ferro passa a ficar na 
solução, conforme sua concentração é maior a deposição do cobre torna-se mais 
fácil. 
 Para a concentração de 1,0 mol/L o prego enferruja muito fácil, ou 
seja, há maior deposição de cobre sobre o prego deixando-o com a cor de cobre. 
 Para a concentração de 0,1 mol/L, o prego demora um pouco mais 
para enferrujar, tendo uma menor deposição de cobre sobre prego fazendo com 
quem ele obtenha uma cor marrom. 
 Já para a concentração de 0,01 mol/L, ocorre uma pequena 
deposição do cobre sobre o prego fazendo a coloração deste pouco alterar, 
deixando-o com uma cor preta. 
4.1.3 Estudo da velocidade de reação em função da presença de um 
catalisador 
No estudo da velocidade de uma reação na presença de um catalisador 
observamos que a água oxigenada sozinha não reage. Já no vidro de relógio 
contendo batata e água oxigenada, observamos uma reação na qual há a 
presença de um catalisador, nesse caso identificou-se o iodo com o catalisador. 
4.2 DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO 
Determinação da ordem de reação. 
No decorrer do experimento ocorreram rações de oxidação e redução, 
que estão descritas a baixo: 
Oxidação: Fe  Fe2+ + 2e-. 
Redução: O2 + 2H2O + 4e-  4OH-. 
Assim, a reação completa foi: 
2Fe + O2 + 2H2O  2Fe(OH) 2. 
Durante o experimento, percebeu-se que a coluna de água subia 
consideravelmente, isso ocorre devido ao fato de que o oxigênio pertencente no 
ar era consumido causando a diminuição da pressão dentro da proveta e o 
aumento do volume de água. 
Marcou-se a altura do nível de água dentro da proveta, para determinar a 
porcentagem de ar consumido, marcando de 5 em 5 minutos, até que se 
atingisse o tempo de 20 minutos para a palha de 1,0783g e para a palha de 
0,4950g mediu-se até o tempo de 15 minutos. Os dados foram organizados nas 
tabelas 1 e 2 a baixo. 
Tabela 1: Altura da coluna de água e porcentagem de oxigênio com 
1,0783g 
Referente a 1,0783g de palha de aço 
Tempo 
(min) 
Altura 
relativa (cm) 
Teor de 
oxigênio (%) 
0 0 0,00 
5 1,50 6,75 
10 2 9,00 
15 2 9,00 
 
Tabela 2: Altura da coluna de água e porcentagem de oxigênio com 0,4950g 
Referente a 0,4950g de palha de aço 
Tempo 
(min) 
Altura 
relativa (cm) 
Teor de 
oxigênio (%) 
0 0 0,00 
5 0,7 2,99 
10 0,7 2,99 
15 0,7 2,99 
 
Para calcular a porcentagem de oxigênio fez-se o uso de uma regra de 
três onde utilizava os seguintes dados: 
 Considerou-se para a palha de aço de 1g um altura de 2cm 
ocupado na proveta, e para a palha de 0,5g considerou-se 1cm. 
 A altura total (considerada 100%) calculou-se medindo a 
altura da proveta e subtraindo, ou 2cm (palha de 1g), ou 1cm (palha de 
0,5g) e a altura inicial de coluna de água que entrou na proveta (t=0). 
Assim obteve-se uma altura de 22,2 cm para a palha de aço de 1g e de 
23,4cm para a de 0,5g. 
 Para cada tempo, a partir do zero, para calcular a 
porcentagem de oxigênio, usou-se a altura da coluna de água subtraindo 
a medida encontrada pela medida inicial. Assim pode-se fazer os cálculos 
pela seguinte regra: 
 
TO2 = hágua/hproveta 
 Onde TO2 é o teor de oxigênio, hágua é a altura do nível da água e hproveta 
é a altura da proveta. 
5 CONCLUSÃO 
A partir dos dados encontrados, conclui-se que com estudo da cinética 
química determina-se a velocidade das reações químicas e os fatores que a 
influenciam. No primeiro experimento que baseia-se na determinação da 
velocidade de reação em diferentes temperaturas e em função da superfície de 
contato, pode-se afirmar que a temperatura, a superfície de contato e aconcentração são fatores que influenciam na cinética das reações. Tal afirmação 
deve-se que a temperatura interfere no tempo da reação, pois quanto maior a 
temperatura, mais rápido será a velocidade de reação e temperaturas menores 
atrasam a velocidade. No experimento dois, no qual estuda-se a velocidade de 
reação em função da concentração de reagente, observou-se que quanto maior 
a concentração mais rápido ocorrerá a mudança de cor do prego. Já no 
experimento três onde estuda-se a velocidade de reação em função da presença 
de um catalisador, conclui-se que a presença de um catalisador altera a 
velocidade de reação, pois exige menor energia de ativação fazendo com que 
ela seja mais rápida com a presença, por exemplo, de iodo. E por fim, no 
experimento de ordem de reação observa-se que o consumo de oxigênio de 
massa menor também foi menor, pois era consumido pela palha de aço 
composta de ferro. 
6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
Apostila Laboratório de Química - 2015/2º semestre 
 
 
ANEXO I 
1. Qual a composição química do comprimido SONRISAL? 
Cada comprimido de 4 gramas contém: carbonato de sódio 400mg, 
carbonato acido de sódio 1,700g, ácido acetilsalicílico 0,325g, ácido cítrico 
1.575mg. 
2. Qual a evidência de que está ocorrendo reação química? 
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 á reação 
química que é evidenciada. 
NaHCO3 + H2O ---> NaOH + CO2 + H2O 
4. Qual a cor da solução de sulfato de cobre? 
Observou-se uma coloração azul. 
5. Qual a cor do prego? 
Quando mergulhado na solução de sulfato de cobre a 1M, o prego 
apresentou coloração característica do cobre, ao passo que a solução a 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. 
CuSO4 + Fe ---> FeSO4 + Cu 
7. Escreva a equação química para a reação de decomposição da 
água oxigenada. 
2 H2O2 → 2 H2O + O2 
8. O que significa o termo (10 vol/vol) no frasco de água oxigenada? 
Significa que para cada 1ml de água oxigenada é liberado um volume de 
10ml de O2. 
 
 
ANEXO II 
 
1. Por que é necessária a lavagem da porção de palha de 
aço com uma solução diluída de ácido acético antes da realização do 
experimento? 
Ao mergulharmos a palha na solução, aumentamos a quantidade de íons 
H+ no meio e aceleramos a reação de oxidação da palha de aço. Além disso, ele 
retira uma grande parte do óxido presente. 
2. Escreva a equação química que representa a reação 
envolvida no experimento. 
Fe(s) → Fe2+ + 2e- (oxidação do ferro) O2 + 
2H2O + 4e- → 4OH- (redução do oxigênio) 
2Fe + O₂ + 2H₂O → 2Fe(OH)₂ 
3. Construa os gráficos da % de O₂ em função do tempo de 
reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
0 5 10 15 20
Quantidade de Oxigênio
Quantidade de Oxigênio
Gráfico para 1,0783g de palha de aço 
 
 
 
 
Gráfico para 0,4950g de palha de aço 
 
4. Apresente os cálculos realizados para a determinação 
da % de O₂ no ar a partir dos resultados obtidos no experimento. 
Foi utilizada a seguinte formula: TO2 = Hágua/Hproveta. 
Com isso temos, por exemplo, para 0,4950g de palha de aço após 5 
minutos: 
TO2 = 0,7/23,4 
TO2 = 0,0299 ou TO2 = 2,99% 
5. Determine a ordem global da reação envolvida no 
experimento, expressando seu resultado na forma de gráfico. 
Discuta o resultado encontrado 
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
0 5 10 15
Quantidade de Oxigênio
Quantidade de Oxigênio
6. Com base nos resultados anteriores, escreva a equação 
de velocidade (lei cinética) da reação envolvida no experimento. 
𝑣 = 𝑘[𝑂2] 
7. Suponha que na reação entre o Fe0 e o O2, a lei de 
velocidade seja governada por: 
V = k[Fe] [O₂]² 
a)Qual a ordem da reação, com relação ao Fe? 
 Primeira ordem. 
b) Qual a ordem da reação, com relação ao O2? 
Segunda ordem. 
c)Qual a ordem global da reação? 
 Ordem 3. 
d)O que vem a ser k na expressão matemática acima? 
É a constante da velocidade da reação, essa depende da reação e da 
temperatura. 
e)Levando-se em conta a lei de velocidade mencionada, o que 
acontece com a velocidade da reação quando: Se a concentração molar de 
ferro for duplicada? 
A velocidade dobra. 
f) Se a concentração molar de oxigênio for duplicada? 
A velocidade quadruplica (2²)=4. 
g) Se ambas as concentrações molares forem duplicadas? 
A velocidade fica multiplicada por 8.