Relatório 1 - Cinética Química - Fatores que influenciam na velocidade das reações

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CENTRO UNIVERSITÁRIO DE FORMIGA 
CAMILA CRISTINA DE OLIVEIRA 
GUSTAVO VINÍCIUS CASTRO DE PAULA 
LORENA ALVES PEREIRA 
MARIZA GOMES CASTRO 
THIAGO VINÍCIUS BORGES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO AULAS PRÁTICAS: 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIFOR-MG 
2016
 
 
CAMILA CRISTINA DE OLIVEIRA 
GUSTAVO VINÍCIUS CASTRO DE PAULA 
LORENA ALVES PEREIRA 
MARIZA GOMES CASTRO 
THIAGO VINÍCIUS BORGES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO AULAS PRÁTICAS: 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
Relatório de aula prática apresentado 
como requisito parcial para a obtenção de 
aprovação na disciplina Cinética Química, 
no Centro Universitário de Formiga. 
Prof. Camila de Melo Silva 
 
 
 
 
 
 
UNIFOR-MG 
2016
 
 
SUMÁRIO 
 
1 – Introdução ............................................................................................................ 5 
2 – Material e Procedimentos Experimentais.......................................................... 5 
2.1 – Natureza dos Reagentes ................................................................................ 6 
2.2 – Efeito da Concentração ................................................................................... 6 
2.3 – Efeito da Superfície de Contato ...................................................................... 7 
2.4 – Efeito da Temperatura .................................................................................... 7 
2.5 – Catalizador ...................................................................................................... 8 
3 – Resultados e Discussão ..................................................................................... 8 
3.1 – Natureza dos Reagentes ................................................................................ 8 
3.2 - Efeito da Concentração ................................................................................... 9 
3.3 - Efeito da Superfície de Contato ..................................................................... 10 
3.4 - Efeito da Temperatura ................................................................................... 10 
3.5 - Catalizador ..................................................................................................... 11 
4 – Conclusão .......................................................................................................... 11 
4.1 – Conclusão Individual – Camila Cristina ......................................................... 12 
4.2 – Conclusão Individual – Gustavo Vinícius ...................................................... 12 
4.3 – Conclusão Individual – Lorena Alves ............................................................ 12 
4.4 – Conclusão Individual – Mariza Castro ........................................................... 13 
4.5 – Conclusão Individual – Thiago ...................................................................... 14 
5 – Referências Bibliográficas ............................................................................... 15 
6 - Respostas das Questões ................................................................................... 16 
 
 
 
 
5 
 
1– Introdução 
 
Cinética química, segundo Martorano e Marcondes (2009), é um ramo da 
química que estuda a velocidade das reações e os fatores que as determinam ou as 
modificam, possibilitando a compreensão e a determinação dos mecanismos das 
reações, que é a descrição do caminho que os reagentes percorrem para formarem 
produtos. 
Existem algumas condições, descritas pela teoria das colisões, que devem 
ser atendidas para que uma reação química ocorra, e que interferem diretamente na 
velocidade destas. Segundo Sussuchi, Machado e Moraes (2012), a teoria das 
colisões tem como ideia central que, as moléculas devem se chocar (colidir) para 
reagirem. Sendo assim, quanto maior o número de colisões por segundo, maior será 
a velocidade da reação. 
Esta teoria diz também que para que uma colisão seja efetiva, ou seja, resulte 
em reação química, as colisões devem acontecer em uma geometria favorável, e 
devem atender uma energia mínima, chamada de energia de ativação (Ea), que 
pode ser definida como a diferença de energia entre a energia inicial da molécula e a 
energia mais alta ao longo do caminho da reação. No ponto onde existe esta energia 
mais alta, um arranjo específico dos átomos é formado, onde todas as moléculas se 
encontram juntas e as ligações químicas se rompem para formarem novas, este 
arranjo é chamado complexo ativado. Por tanto, pode-se dizer que quanto menor é a 
energia de ativação maior é a velocidade da reação. 
Sabendo-se disto, a prática realizada, na qual se baseia este relatório, buscou 
observar alguns fatores que alteram a velocidade, e este relatório tem como objetivo 
demonstrar e explicar estas alterações. Os fatores observados foram os seguintes: A 
natureza dos reagentes, a concentração, a superfície de contato, a temperatura, e 
os catalizadores. 
 
2– Material e Procedimentos Experimentais 
 
Todos os experimentos foram realizados no laboratório de Química do Centro 
Universitário de Formiga, sob a supervisão e suporte da Professora Camila de Melo 
Silva. 
 
6 
 
2.1– Natureza dos Reagentes 
 
Como já abordado na introdução, as reações químicas obedecem a algumas 
condições, uma delas é que devem ocorrer colisões entre as moléculas dos 
reagentes, sabendo-se disto “é fácil compreendermos que a característica dos 
reagentes é um fator importante na determinação das velocidades das reações, pois 
toda reação envolve a quebra e a formação de ligações” (SUSSUCHI, MACHADO e 
MORAES, 2012). Por tanto, a afinidade entre os reagentes pode alterar a velocidade 
de uma reação. Para demonstrar isto se utilizou dos dois procedimentos descritos 
abaixo, para causar a descoloração do permanganato de potássio, comparando o 
tempo destes. 
Em um tubo de ensaio adicionou-se, com o auxílio de uma pipeta graduada 
de 5 ml, 5 ml de Permanganato de Potássio (KMnO4 0,005 mol/ L) e duas gotas de 
Ácido Sulfúrico (H2SO4 1 mol/L), agitou-se e imediatamente adicionou-se 5 ml de 
solução de Sulfato Ferroso (FeSO4 0,05 mol/L), previamente medido com uma pipeta 
graduada de 5 ml e reservado em outro tubo de ensaio, mantendo a agitação. 
Observou-se e cronometrou-se o tempo de descoloração de permanganato com um 
cronômetro. 
Refez-se o procedimento acima utilizando desta vez utilizando Ácido Oxálico 
(H2C2O4 0,5 mol/L) para substituir o FeSO4 0,05 mol/L. Comparou-se os tempos de 
descoloração do permanganato entre os dois procedimentos. 
 
2.2 – Efeito da Concentração 
 
Analisando a teoria das colisões pode-se dizer que “quanto maior o número 
de colisões por segundo, maior será a velocidade da reação” (SUSSUCHI, 
MACHADO e MORAES, 2012), como dito na introdução. Por tanto, de forma 
semelhante, pode-se dizer que quanto maior a concentração das moléculas de 
reagentes, maior o número de colisões e, com isso, maior a velocidade da reação. 
Pensando nisto, realizou-se o procedimento para descoloração do permanganato de 
potássio descrito a seguir e o comparou o tempo deste com o segundo 
procedimento descrito no item 2.1. 
Com o auxílio de uma pipeta graduada de 5 ml, mediu-se 5 ml da solução de 
H2C2O4 0,5 mol/L em um tubo de ensaio e reservou. Em outro tubo de ensaio 
7 
 
adicionou-se 2,5 ml de KMnO4 0,005 mol/ L e 2,5 ml de água (H2O), e 
aproximadamente 2 gotas de H2SO4 1 mol/L, agitou-se. Em seguida adicionou-se 
os 5 ml de H2C2O4 0,5 mol/L reservados anteriormente, e cronometrou-se o tempode desaparecimento da cor de KMnO4 0,005 mol/L. 
 
2.3 – Efeito da Superfície de Contato 
 
Sabe-se que para que uma reação ocorra, os reagentes devem estar em 
contato, com isto, pode-se concluir que quanto maior a área de contato (superfície 
de contato) entre os reagentes, mais colisões ocorreram e consequentemente maior 
a velocidade da reação. Para demonstrar isto, efetuou-se os procedimentos a seguir, 
e comparou-se os resultados. 
Triturou-se, com pistilo e gral de porcelana, um comprimido efervescente, 
reservou em um béquer e adicionou-se 50 ml de H2O medidos em uma proveta de 
50 ml, cronometrou o tempo e anotou. Em outro béquer de 50 ml, colocou-se um 
comprimido efervescente inteiro e adicionou-se 50 ml de H2O, cronometrou o tempo 
de duração da reação e anotou. 
 
2.4 – Efeito da Temperatura 
 
Temperatura é definida como o grau de agitação das moléculas, por tanto, o 
aumento da temperatura é o aumento da agitação das moléculas, sendo assim, com 
o aumento da temperatura as moléculas ficam mais suscetíveis a colidirem. Além 
disto, “o aumento da temperatura, também aumenta o número de moléculas com 
energia igual ou superior a energia de ativação” (FILHO, [s.d.]). Havendo mais 
moléculas com energia maior ou igual à de ativação, aumenta o número de colisões 
efetivas. Com isso, pode-se dizer que o aumento da temperatura pode aumentar a 
velocidade das reações, pois quanto maior o número de colisões efetivas, maior a 
velocidade. 
Para demonstrar este efeito, efetuou-se o procedimento de descoloração do 
permanganato de potássio a seguir e comparou seu tempo de reação com o 
segundo procedimento descrito no item 2.1. 
8 
 
Em um tubo de ensaio adicionou-se 5 ml de KMnO4 0,005 mol/L medido com 
o auxílio de uma pipeta graduada de 5 ml, e utilizou-se uma lamparina de vidro a 
álcool para aquecê-lo a aproximadamente 60°C aferindo esta temperatura com um 
termômetro, adicionou-se 2 gotas de H2SO4 1 mol/L, agitou-se, e em seguida verteu-
se 5 ml da solução de H2C2O4 0,5 mol/L, também aferidos com uma pipeta graduada 
de 5 ml. Cronometrou-se o tempo de descoloração do permanganato de potássio. 
 
2.5 – Catalizador 
 
Os catalisadores atuam de forma a promover rotas de reação com menor 
energia de ativação (FILHO, [s.d.]). Por tanto a presença deles aumentam a 
velocidade de uma reação química, porém, eles não participam da formação dos 
produtos, sendo liberados completamente intactos ao final da reação. 
Para demonstrar este efeito efetuou-se o seguinte procedimento de 
descoloração de permanganato de potássio, e comparou-se o tempo deste com o 
segundo procedimento descrito no item 2.1. 
Em um tubo de ensaio colocou-se, com o auxílio de uma espátula de 
alumínio, dois cristais de Sulfato de Manganês (MnSO4), 5 ml de KMnO4 aferidos 
com uma pipeta graduada de 5 ml e 2 gotas de H2SO4 1 mol/L, agitou-se. Adicionou-
se 5 ml da solução de H2C2O4 0,5 mol/L, e cronometrou-se o tempo de 
descoloração. 
 
3 – Resultados e Discussão 
 
3.1– Natureza dos Reagentes 
 
No primeiro momento ao adicionar rapidamente a solução de Sulfato Ferroso, 
na concentração citada, observou-se rápida mudança de cor apresentando-se um 
alaranjado intenso, em apenas 3,62 segundos. 
Para fins comparativos, como citado, trocou-se a adição da solução de Sulfato 
Ferroso por uma solução de Ácido Oxálico. Neste último a mudança de cor ocorrida 
no primeiro teste também foi observada, porém desta vez com uma velocidade muito 
9 
 
menor, levando cerca de 1’1,5’’ (um minuto um segundo e cinquenta centésimos de 
segundo). 
Dois aspectos importantes podem ser ressaltados, o primeiro é a ocorrência 
das reações químicas que levaram a dita “descoloração” das soluções nos dois 
testes, que podem ser verificadas nas equações químicas balanceadas que seguem, 
sendo identificadas como (1) para o primeiro teste e (2) para o segundo teste. 
 
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O (1) 
 
2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 5𝐻2𝐶2𝑂4 + 3 𝐻2𝑆𝑂4 → 2𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 10𝐶𝑂2 + 𝐾2𝑆𝑂4 + 8𝐻2𝑂 (2) 
 
O segundo aspecto verificado foi a diferença do tempo de reação 
simplesmente por substituir a solução de Sulfato Ferroso pela solução de Ácido 
Oxálico. Observou-se então que a natureza dos reagentes utilizados interfere 
fortemente na velocidade de processamento de uma reação química. 
Sabendo que a concentração de Permanganato de Potássio é igual a 0,005 
mol/L e considerando-se que este foi totalmente consumido no decorrer da reação, 
pode-se determinar as velocidades médias de consumo deste reagente para as 
duas reações. 
Lançando-se mão das equações matemáticas já citadas determinou-se que 
no primeiro experimento a velocidade média de consumo o Permanganato de 
Potássio foi de aproximadamente 0,00142 mol/L*s e no segundo esta velocidade 
reduziu-se a aproximadamente 0,0000813 mol/L*s e ainda pôde-se determinar que 
nestas reações o equivalente a 0,000025 moles deste reagente foram consumidos. 
 
 
3.2 - Efeito da Concentração 
 
Nesta etapa, como já citado, utilizou-se a mesma metodologia do experimento 
anterior, alterando-se apenas a concentração de Permanganato de Potássio na 
solução teste, onde neste último adicionou-se a metade do volume utilizado no teste 
referência e ainda adicionou-se 2,5ml de água, o que significa maior diluição desta 
solução. Neste caso a mudança de cor ocorreu em cerca de 03’16,1’’ (três minutos, 
dezesseis segundos e 10 centésimos de segundo). 
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Concluiu-se que o fato da reação ter demorado mais tempo a se processar, 
ou seja possuir menor velocidade média que o experimento tido como referência, foi 
causado pela diferença da concentração do reagente Permanganato de Potássio 
nos dois testes, o que pode ser explicado pela teoria de que em menor concentração 
os choques efetivos entre os constituintes da solução ocorrem em menor quantidade 
reduzindo a eficiência do processo. 
 
3.3 - Efeito da Superfície de Contato 
 
Observou-se que quando triturado a amostra teste demorou menos tempo 
para se dissolver no diluente, cerca de 35,3’’ (35 segundos e 30 centésimos de 
segundo) em comparação ao mesmo teste realizado com o comprimido inteiro que 
levou cerca de 1’39,9’’ (um minuto, trinta e nove segundos e 90 centésimos de 
segundo), a reação química ocorrida pode ser verificada na equação (1). 
 
NaHCO3(aq) + H3C6H5O7(aq) → NaH2C6H5O7(aq) + H2O(l) + CO2(g) (1) 
 
A conclusão admitida foi que quando utilizou-se a amostra trituradas 
possibilitou-se maiores regiões de contato do soluto com o solvente, ou seja a 
superfície de contato da mesma massa utilizada nos dois testes foi muito maior para 
o comprimido moído que para o comprimido inteiro. Logo este parâmetro de 
preparação de amostras deve ser seriamente levado em consideração no estudo de 
uma reação química. 
 
 
3.4 - Efeito da Temperatura 
 
Neste experimento observou-se que a descoloração do Permanganato de 
Potássio (KMnO4 0,005 mol/ L) ocorre em 0’59”. O tempo de reação deste 
experimento comparado com o segundo experimento da seção 2.1, que utilizou os 
mesmos reagentes, acontece com maior velocidade, o fator que explica este 
aumento de velocidade é o aumento de temperatura, que, como já dito, altera o grau 
de agitação das partículas reagentes, consequentemente, causando um número 
maior de colisões, e fornecendo mais energia cinética para as moléculas, 
11 
 
aumentando também o número de colisões efetivas, comprovando assim a teoria já 
abordada. 
 
 
3.5 - Catalizador 
 
Neste experimento, observou-se que a descoloraçãodo Permanganato de 
Potássio (KMnO4 0,005 mol/ L) na presença do Sulfato de Manganês (MnSO4 sólido) 
ocorre de forma instantânea, o tempo cronometrado na prática foi de 0’48,25”. 
Comparando este tempo com o do segundo experimento descrito na seção 2.1, que 
utiliza os mesmos reagentes, observa-se que a presença de MnSO4 aumenta a 
velocidade da reação, e que este é por tanto o catalizador da reação, e atua 
diminuindo a energia de ativação. Comprovando a teoria previamente estudada e 
descrita, neste relatório. 
 
4 – Conclusão 
 
A aula prática e o relatório prático são importantes instrumentos de ensino, 
possibilita a nós, alunos, observarmos a teoria e seu comportamento na prática. 
Oferece senso crítico desafiando-nos a entender os resultados e discutirmos estes. 
Capacita-nos para o mercado de trabalho, nos familiarizando com a rotina dentro de 
um laboratório. 
 
12 
 
4.1 – Conclusão Individual – Camila Cristina 
 
Através desta prática de Cinética Química, foi explorada uma área muito 
importante que esta diretamente ligada aos fatores que alteram a velocidade de uma 
reação. Podemos com essa prática, comparar o tempo de reação de cada 
experimento em relação ao aumento da superfície de contato, à adição de um 
catalisador, ao aumento da temperatura e a natureza de cada reagente. Em geral, 
o aumento da velocidade de uma reação é importante nas indústrias, pois possibilita 
que sejam produzidos maiores quantidades de produtos em um período menor de 
tempo. 
 
4.2 – Conclusão Individual – Gustavo Vinícius 
 
 Pelos estudos e pelo mostrado na prática, a velocidade da reação química 
depende de diversos fatores como foi mostrado na pratica e estudado. Dependendo 
da geometria das moléculas de dois produtos, pode-se ter mais superfície de 
contado e consequentemente ter maior velocidade, a concentração pode aumentar 
as chances das moléculas colidirem e ter maior velocidade. A temperatura é outro 
fator que depende da velocidade, quanto maior a temperatura, maior a reação, isso 
porque aumenta o grau de agitação das moléculas e possibilita também a mais 
contato com as moléculas. Muitas reações utilizam substancias que não participa da 
formação de produtos, essa e conhecida como catalizador, isso e para aumentar 
velocidade da reação. Com base nesses estudos, o estudo da cinética química é 
muito importante, pois pode-se fazer maior quantidade de produto em menor tempo 
possível em determinada condições que sejam melhores. 
 
 
4.3 – Conclusão Individual – Lorena Alves 
 
As reações químicas estão por toda parte e existem diversos fatores que 
influenciam numa reação química. Na velocidade de uma reação, variando 
dependendo de fatores como catalisadores, temperatura, a natureza e concentração 
dos reagentes. Na prática testamos a influência de alguns destes fatores, a 
13 
 
temperatura, concentração de reagentes e superfície de contato. Percebemos que 
quanto maior a temperatura maior a velocidade da reação, uma vez que as 
moléculas estarão em contato umas com as outras, maior será a probabilidade de 
ocorrerem choques efetivos, e mais rápida será a reação, o mesmo aplica-se a 
concentração dos reagentes e superfície de contato como foi no caso do comprimido 
moído. 
 
4.4 – Conclusão Individual – Mariza Castro 
 
No primeiro experimento observou-se que a natureza dos reagentes interfere 
significativamente na velocidade de uma reação, já que a afinidade entre eles 
determina a capacidade de suas moléculas colidirem, ou seja, reagirem. 
No segundo experimento pode-se notar que a concentração das espécies que 
iram reagirem pode alterar a velocidade da reação, pois o número de moléculas 
determina diretamente o número de colisões. 
No terceiro experimento pôde-se comprovar a influência da superfície de 
contato na velocidade de uma reação, e observou-se que quanto maior é a área 
desta superfície de contato, maior é a velocidade da reação, pois a reação depende 
do contato dos reagentes, e da colisões entre suas moléculas. 
No quarto experimento demonstrou-se que a temperatura é um dos fatores 
que influenciam na velocidade de uma reação, o que justifica isto é o aumento da 
agitação das partículas, que causa um aumento na energia cinética das moléculas e 
das colisões entre elas, aumento também o número de colisões efetivas. 
No quinto, e último experimento, comprovou que alguns reagentes atuam 
facilitando a reação entre alguns elementos mesmo não participando da formação 
dos produtos. Estes reagentes são chamados de catalizadores e com este 
experimento pôde-se observar o aumento da velocidade de uma reação quando 
existe a presença de um deles. 
Ao término deste relatório, conclui que seu objetivo foi alcançado, e que os 
resultados obtidos são satisfatórios e corroboram com a teoria abordada em sala e 
encontrada nos livros. 
 
14 
 
4.5 – Conclusão Individual – Thiago 
 
Como parte integrante da obtenção do conhecimento a aula prática é um 
importante complemento da teoria exposta em sala de aula. 
Os experimentos realizados demonstraram os efeitos e o estudo das diversas 
variáveis condicionantes na cinética das reações químicas. 
A confecção do relatório, ao término das experimentações permite aos 
integrantes do grupo discutirem e exporem seus diversos pontos de vista, o que 
também é importante para um profissional em formação. 
Cada um dos experimentos trata de uma das variáveis citadas, sendo 
comprovadas todas as teorias expostas em sala de aula.
15 
 
 
5– Referências Bibliográficas 
 
CIRINO, Marcelo Maia. A intermediação da noção de probabilidade na 
construção de conceitos relacionados à cinética química no ensino médio. 
Dissertação (mestrado) - Universidade Estadual Paulista, Faculdade de Ciências, 
2007. Disponível em: <http://hdl.handle.net/11449/90937>. Acesso em: 04 de 
setembro de 2016 
FILHO, J. M. Cinética Química: Velocidade e Ocorrência de reações. Dissertação 
(graduação) – Universidade Estadual Paulista, Campus Bauru, [s.d.]. Disponível em: 
< http://www2.fc.unesp.br/icientifica/downloads/rtcinetquim.pdf>. Acesso em: 07 de 
setembro de 2016 
MARTORANO, S. A. A.; MARCONDES, M. E. R. As concepções de ciência dos 
livros didádicos de química, dirigidos ao ensino médio, no tratamento da cinética 
química no período de 1929 a 2004. 2009. Dissertação (mestrado) - Universidade de 
São Paulo, Instituto de Química, 2009. Disponível em: 
<https://www.researchgate.net/profile/Simone_Martorano/publication/40755607_The
_science_conceptions_of_chemical_textbooks_addressed_to_the_high_school_in_tr
eatment_of_chemical_kinetics_during_the_period_from_1929_to_2004/links/0fcfd51
0bc61adc77f000000.pdf>. Acesso em: 04 de setembro de 2016 
SUSSUCHI, E. M.; MACHADO, S. M. F.; MORAES, V. R. S. Química I: Aula 13 - 
Cinética. Disponível em: 
<http://www.cesadufs.com.br/ORBI/public/uploadCatalago/14442530102012Quimica
_I_Aula_13.pdf> Acesso em: 07 de setembro de 2016 
SUSSUCHI, E. M.; MACHADO, S. M. F.; MORAES, V. R. S. Química I: Aula 14 - 
Teoria das Colisões. Disponível em: 
<http://www.cesadufs.com.br/ORBI/public/uploadCatalago/14443730102012Quimica
_I_Aula_14.pdf>. Acesso em: 07 de setembro de 2016 
16 
 
6 - Respostas das Questões 
 
Questão 01 
 
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O 
 
Questão 02 
 
Lançando-se mão das equações matemáticas já citadas determinou-se que 
no primeiro experimento a velocidade média de consumo o Permanganato de 
Potássio foi de aproximadamente 0,00142 mol/L*s e no segundo esta velocidade 
reduziu-se a aproximadamente 0,0000813 mol/L*s e aindapôde-se determinar que 
nestas reações o equivalente a 0,000025 moles deste reagente foram consumidos. 
 
Questão 03 
 
Cada uma das variáveis estudadas impactam em sentidos diversos na cinética da 
reação química, sendo que como observado a natureza dos reagentes interfere 
significantemente na velocidade de processamento. 
 
Também se observou que em menores concentrações as velocidades de 
processamento das reações são em escala proporcional e também inferiores. 
 
Outro fato importante é que quanto maior a superfície de contato de um soluto em 
um solvente maior será a velocidade média da reação. 
 
Neste caso também se verificou que com a variação positiva da temperatura, ou seja 
aquecimento da solução, a reação se processou de forma mais rápida que em 
temperatura ambiente. 
 
Como esperado a adição de um catalizador na reação também acelerou o processo 
reacional, quando comparado com a situação controle.