Cinética química

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Experimento 7: Cinética Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1- Introdução: 
A cinética química é o ramo que estuda a rapidez das reações químicas, em como os 
fatores que a influenciam. A velocidade, de uma reação química indica a variação da 
quantidade de reagentes e produtos com o passar do tempo.[1] A teoria que sustenta 
a cinética química é a lei da ação das massas, proposta em 1864 por Peter Waage e 
Cato Guldberg, a qual afirma que a velocidade de uma reação química depende das 
concentrações dos reagentes elevados aos respectivos coeficientes 
estequiométricos.[1] 
Os fatores que podem influenciar na velocidade da reação são: concentração (quanto 
maior a concentração, maior será a velocidade da reação),energia de ativação(quanto 
maior a energia de ativação mais lenta será a reação),temperatura(quanto mais 
elevada a temperatura mais rápida acontecera a reação),pressão( no caso de 
reagentes gasosos, quanto maior a pressão mais rápida será a reação),superfície de 
contato(para o caso de reagentes em diferentes fases, quanto maior a superfície de 
contato do reagente sólido, mais rápida será a reação) e catálise (é uma reação na 
qual existe a presença de uma substância capaz de acelerar a reação - um catalisador 
-, mas que não toma parte na reação propriamente dita, permanecendo inalterada 
sua massa e suas propriedades após a reação ).[1] 
 
2- Objetivos: 
Observar os efeito da temperatura, concentração e dos catalisadores na velocidade 
das reações. 
 
3- Materiais e reagentes: 
 3.1- Materiais: 
 Tubos de ensaio grandes (8); 
 Pipeta graduada 10 mL (2); 
 Pipeta volumétrica 10 mL (1); 
 Pipeta volumétrica 3 mL (1); 
 Pipeta graduada 2 mL (2); 
 Pipeta graduada 5 mL (1); 
 Béquer 50 mL (2); 
 Béquer 25 mL (2); 
 Béquer 250 mL (1); 
 Estante para tubos de ensaio; 
 Cronômetro; 
 Pinça de madeira. 
 3.2- Reagentes: 
 KIO3 0,02 mol.L-1; 
 NaHSO3 0,01 mol.L-1 (amido e meio ácido); 
 MnSO4 0,05 mol.L-1; 
 H2C2O4 (ácido oxálico) 0,05 mol.L-1; 
 H2SO4 0,5 e 0,05 mol.L-1; 
 KMnO4 0,01 mol.L-1. 
 
4- Procedimento: 
Em 5 tubos de ensaio foram acrescentados, respectivamente, KIO3, H2O e NaHSO3 
conforme a tabela 1, e foi anotado o tempo de observação para que as reações 
ocorressem. Esse primeiro experimento tem o objetivo de analisar o efeito da 
concentração na velocidade de uma reação. 
Tabela 1: Protocolo para verificação do efeito da concentração na velocidade 
de uma reação 
Tubo KIO3 (mL) H2O (mL) NaHSO3 (mL) 
01 10 0 10 
02 08 02 10 
02 06 04 10 
04 04 06 10 
05 02 08 10 
 Fonte: Apostila práticas de laboratório. 
 
No segundo procedimento, foram usados 3 tubos de ensaio, numerados de 6 a 8, e 
em cada tudo foi acrescentado 3 mL de H2SO4 0,05 mol. L-1 e 2 mL de H2C2O4 0,05 
mol.L-1. . Depois foi adicionado, segundo a tabela 2, em cada tubo de ensaio, volumes 
de permanganato de potássio e sulfato de magnésio. 
 
Tabela 2: Verificação do efeito da temperatura e do catalisador na velocidade 
da reação 
Tubo H2SO4 (mL) H2C2O4 (mL) KMnO4(mL) MnSO4(mL) 
01 3 2 2 - 
02 3 2 2 - 
03 3 2 2 2 
 Fonte: Apostila práticas de laboratório. 
 
 5- Resultados e discussão: 
 No procedimento 1 foram preparados 5 erlenmeyers, com as seguintes proporções 
de KIO3, H2O, NaHSO3,conforme a tabela a seguir: 
 
 Tabela 3: Quantidade de volume usado e o tempo de reação: 
Tubo KIO3 (mL) H2O(mL) NaHSO3 (mL) Tempo de 
obs.(min) 
01 10 0 10 0,60 
02 8 2 10 0,73 
03 6 4 10 1 
04 4 6 10 2 
05 2 8 10 3 
 
Analisando os dados da tabela acima, percebe-se que conforme o volume de água 
aumentou e o volume de iodeto de potássio diminuiu, o tempo de ocorrência de 
reação aumentou. 
Como o volume de iodeto de potássio foi diminuindo, a massa também diminui, pois 
a concentração permaneceu constante (0,02 mol.L-1). Isso é verificado usando a 
fórmula da concentração (C= m/v) e aplicando os valores da tabela 1. A seguir ( tabela 
4) foram postos os valores da massa de iodeto de potássio em relação ao volume 
usado. 
 
 Tabela 4: Valores de massa de acordo com o volume de KIO3 
Tubo Volume de KIO3 (mL) Massa de KIO3 (mol) 
01 10 0,0002 
02 08 0,00016 
03 06 0,00012 
04 04 0,00008 
05 02 0,00004 
 
Por outro lado, a massa de água foi aumentando conforme o volume da água também 
aumentava. Com isso a reação foi ficando mais diluída e, como a massa de iodeto de 
potássio foi diminuindo, para se fazer a reação, segundo a teoria das colisões, ficou 
mais difícil, o que mostra a baixa velocidade na reação. Isso ocorre porque quanto 
mais diluída a solução mais difícil é o choque das moléculas de iodeto de potássio e 
de bissulfito de sódio, fazendo com que a reação demore mais para ocorrer. Abaixo, 
temos um gráfico que mostra a relação volume de KIO3 pelo tempo de reação: 
 
 
 
 Gráfico Volume (mL) X Tempo de observação( minuto) 
 
 
De acordo com o gráfico, vimos que conforme o volume de iodeto de potássio 
diminuía, o tempo para a reação ocorrer aumentava. 
 
No procedimento 2 foram feitos 3 processos, usando o mesmo volume de ácido 
sulfúrico e de ácido oxálico. E a cada tubo foi adicionado um pequeno volume de 
permanganato de potássio. Os resultados do tempo de reação de cada tubo de ensaio 
constam na tabela abaixo: 
 
 Tabela 4: Resultados das medições de tempo para a ocorrência da reação. 
Tubo Reagentes Tempo de ocorrência 
01 H2SO4 (l)+ H2C2O4(l) 
+KMnO4(l) 
16min 53s 
02 H2SO4(l)+ H2C2O4(l) +KMnO4(l) 
 posto em banho-maria 
1min 54s 
03 H2SO4(l) + H2C2O4(l) 
+ KMnO4(l) + MnSO4(l) 
28s 
 
No tubo 1, percebemos que o tempo para que a reação ocorresse foi de 
aproximadamente 17 minutos. Isso se dá pelo fato da reação de mudança de cor de 
violeta para incolor ser uma reação lenta, além de não contar com fatores externos 
como a temperatura, ou o uso de catalisadores. Além de existirem muitas ligações a 
serem rompidas, o que deixa a reação mais lenta. 
No tubo 2, a reação foi realizada com o mesmo volume de reagentes usados no tubo 
1. Percebe-se que houve uma diminuição no tempo de ocorrência da reação, ou seja, 
para acontecer a mudança na coloração. Essa diminuição no tempo é por causa da 
interferência da temperatura ( fator externo), pois o tubo foi imediatamente posto em 
banho-maria. Quando há o aumento na temperatura, a energia cinética das moléculas 
aumenta, fazendo com que elas se movimentem com uma maior velocidade, havendo 
um maior número de choques. Com isso, os choques serão mais violentos e, 
consequentemente, a velocidade da reação aumentará. Por isso, no tubo 2 a 
velocidade da reação foi maior. 
No tubo 3, novamente com o mesmo volume de reagente usados nos outro tubos, foi 
acrescido 2mL de sulfato de magnésio, no qual esse é um catalisador. Percebe-se 
que o tempo de ocorrência da reação foi de apenas 28 segundos, mostrando 
significativa diminuição em comparação com o primeiro tubo( aproximadamente 17 
minutos). Esse aumento na velocidade da reação se deve ao catalisador usado, que 
no caso foi o sulfato de magnésio. Os catalisadores aumentam a velocidade da 
reação sem sofrerem alterações químicas permanentes e sendo regenerados no final 
do processo. Eles oferecem um caminho com menorenergia de ativação, assim a 
reação acontece mais rapidamente. Outro benefício do uso de catalisadores é que 
eles não alteram a constante de equilíbrio, pois ambas reações, direta e inversa, são 
aceleradas no caminho catalisado. 
 
6- Conclusão: 
Através das observações realizadas nos experimentos, percebe-se que fatores como 
temperatura, concentração e o uso de catalisadores interferem na velocidade das 
reações, diminuindo-as. 
A temperatura aumenta a energia cinética, fazendo com existam mais choque e, 
assim, acelere a velocidade. E os catalisadores propiciam um caminho alternativo 
mais rápido para as reações, no qual, a energia de ativação é menor, e assim faz com 
que a reação ocorra mais rapidamente. Outra observação é que conforme o número 
de mol diminui e a solução fica mais diluída, a velocidade para a ocorrência da reação 
diminui. Isso ocorre pelo fato de que a diluição dificulta os choques entre as moléculas 
de iodeto de potássio e de bissulfito de sódio, fazendo com que a reação demore mais 
para ocorrer. 
Analisando os resultados dos procedimentos, percebe-se que os dados são 
condizentes com a teoria da cinética química. Assim, o experimento foi realizado sem 
grandes erros, tendo um bom aproveitamento. 
 
 
7- Referências bibliográficas: 
1- Atkins, P.; Jones, L., Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna e o 
Meio Ambiente, 5ª ed., Bookman: Porto Alegre, 2012.