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Centro Universitário Estácio de Brasília 
Curso: Engenharia Civil Turno: Matutino
Disciplina: Química Geral Teórica - Experimental Turma: 1002
Professor: MSc. Atailson Oliveira da Silva
PRÁTICA Nº8 – Cinética Química I – Fatores que Influenciam a Velocidade das
Reações
1. Objetivos Gerais:
Verificar experimentalmente fatores que influenciam a velocidade das reações
químicas.
2. Introdução
A cinética química é o ramo da química que estuda a rapidez das reações químicas. Ela
se relaciona, por exemplo, com a rapidez com que um medicamento é capaz de agir, bem
como com os problemas industriais, como o desenvolvimento de catalisadores para a
síntese de novos materiais.
Muitos fatores influenciam na velocidade de uma determinada reação: a temperatura, a
concentração dos reagentes, a presença de catalisadores e a extensão da superfície de
contato entre os reagentes. E são esses fatores que atestaremos através de
experimentos.
➢ Parte Experimental:
1. Materiais:
• 6 tubos de ensaio
• 4 pregos
• Banho-maria
• Pinça de madeira
• Esponja de Aço
2. Reagentes:
• H2SO4 1mol/L
• Solução 0,5% tiossulfato de sódio (Na2S2O3)
• HCl 4 mol/L
• HCl 0,4 mol/L
• H2O2 comercial
• Cristais de MnO2
• Zinco em grânulos e NaNO3.
Nome: Edlainy Ferreira Matrícula: 201602826552
Nome: Jordan Regis Pereira Sousa Matrícula: 201607260581
Nome: Natanael Henrique Carvalho Jales Matrícula: 201607265265
Procedimento Experimental
1. Efeito da temperatura:
• Primeiro acrescentamos em dois tubos de ensaio uma quantidade de mais ou
menos 5 mL (dois dedos) de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,05
mol/L, 10 gotas de H2SO4 1,0 mol/L e colocamos um prego pequeno novo em cada
tubo de ensaio com as substâncias.
• O 1º tubo deixamos a temperatura ambiente; 
• O 2º tubo aquecer a aproximadamente 60 ºC, em banho-maria por 5 minutos.
Analise e Explicação:
O segundo tubo, a reação ocorreu mais rápido que no primeiro tubo. Observamos que
ambos os pregos nos tubos começaram a oxidar, porém no segundo tubo, que estava
com a temperatura elevada, a oxidação no prego foi bem maior em comparação com o
primeiro.
Percebemos que a cinética da reação estava relacionada a temperatura, ou seja, em
função da temperatura foi possível deslocar a reação de forma mais rápida.
Com base nos resultados é possível deduzir que com acréscimo da temperatura
aumentamos a velocidade da reação.
Figura 1: Temperatura utilizada no Banho 
Maria que aquecemos o segundo tubo de 
ensaio.
Figura 2: Da esquerda para a direita: 
Prego normal sem alteração, prego com 
alto grau de oxidação após banho maria, 
prego com baixo grau de oxidação 
deixado na substância em temperatura 
ambiente.
2. Efeito da Concentração:
• Colocamos em dois tubos de ensaio 5,0 mL (aproximadamente dois dedos) de
solução 0,5% de tiossulfato de sódio. 
• Em um dos tubos adicionamos uma borrifada de aproximadamente 1,0mL de HCl
4,0 mol/L.
• No segundo tubo adicionamos uma borrifada de aproximadamente 1,0 mL de HCl
0,4 mol/L. (concentração inferior ao primeiro tubo)
Equação Química da reação:
Na2S2O3(aq)+2HCl(aq)→2NaCl(aq)+H2O(l)+SO2(g)+S(s)
Analise e Explicação:
No primeiro tubo, a reação ocorreu mais rápido que no segundo. Percebemos que a
diluição das soluções no segundo tubo diminuiu a velocidade da reação. Com base nos
resultados do experimento é possível deduzir que, as substâncias de ambos os tubos
sofrerão a mesma reação, porém a do primeiro tubo que tem a concentração de HCl
(substância que provocará a reação) superior à do segundo sofrerá esta reação com
velocidade maior que a do segundo tubo de ensaio com uma concentração menos.
Podemos afirmar também que se formos aumentando a concentração de um dos
reagentes aumentará proporcionalmente a velocidade da reação. 
Figura 3: Da esquerda para 
direita: Substância com menor 
concentração de HCl se 
mostra menos turva, 
substância com maior 
concentração de HCl se 
mostra mais turva e mais 
avançada na reação.
3. Efeito do Catalisador:
• Parte I: Em um tubo colocamos cerca de 5 mL (aproximadamente dois dedos) de
água oxigenada comercial. Em seguida, adicionamos pequenos cristais de MnO2.
Deixamos este tubo em repouso. 
• Parte II: Em dois tubos de ensaio colocamos grânulos de zinco (ou alguns mg de
zinco em pó) e aproximadamente 1,0 mL de H2SO4 1,0 mol/L. Logo que se iniciar a
liberação de gás hidrogênio H2 juntar 2 gotas de KMnO4, 0,05 mol/L a cada um
deles. A um dos tubos adicionar um pequeno cristal de nitrato de sódio (NaNO3).
Equações Químicas:
Parte II: Zn(s) + H2SO4 → ZnSO4 +H2(g)
 2KMnO4 + 5H2 + 3H2SO4 → 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O
Analise e Explicação:
Parte I: A substância ficou com uma cor marrom escura e com o passar do tempo foi
clareando.
Equação Química: MnO2 + 2H2O2 --> MnO2 + O2 + 2H2O 
O que ocorre: A água oxigenada comercial, naturalmente reage e libera o gás oxigênio
tendendo a manter só a água. O acréscimo dos cristais de MnO2 acelera essa reação
servindo como um catalisador. Tanto que observando a reação o MnO2 não é absorvido
pela reação o que é uma característica dos catalisadores químicos.
Parte II: Observamos que quando colocamos os grânulos de zinco e acrescentamos o
H2SO4 começou a reação entre as substâncias e a liberação de gás hidrogênio, por isso
rapidamente acrescentamos 2 gostas de KMnO4 para mudar a reação e deixando assim o
zinco como catalisador da reação e começa a liberar H2O. Quando acrescentamos o
NaNO3 no outro tubo, acelera ainda mais a reação funcionando como catalisador
também.
4. Efeito da Superfície de contato:
• Preparamos dois tubos de ensaio, cada um contendo 5mL (aproximadamente dois
dedos) de solução HCl 4,0 mol/L. 
• Em um dos tubos de adicionamos um pedaço de esponja de aço.
• No outro adicionamos um prego pequeno novo. 
• Agitamos os tubos de ensaio até ocorrer a reação.
Equação Química: Fe(s)+HCl(aq)→FeCl2(aq) + H2(g)
Analise e Explicação: Ao adicionarmos a esponja de ferro e o prego ao ácido, ambos
começam a ser corroídos, porém podemos observar que pelo prego se maciço e ter muita
região que não está em contato com o ácido, ele é corroído mais devagar. Já a esponja
de aço por ser fios menos maciços, têm muito de sua superfície em contato com o ácido
assim sua corrosão é mais acelerada e ocorre mais rápido.
Figura 4: Reação da água oxigenada 
com os cristais de MnO2.
Figura 5: Da esquerda para direita: A 
reação ocorrendo com o zinco como 
catalisador, tanto que observamos as 
partículas de zinco que não são 
absorvidas pela reação. A direita a 
reação liberando H2O, com o zinco e 
o NaNO3 como catalisadores, o qual 
vemos as partículas ao fundo do tubo, 
e sua reação ocorre mais rápida que a
que tem somente zinco como 
catalisador.
Análise dos dados e Questionário:
1. Por que o aquecimento acelera as reações químicas?
O aumento na temperatura, aumenta a velocidade das reações químicas, sejam elas
endotérmicas ou exotérmicas, porque isso faz com que se atinja mais rápido o complexo
ativado; 
2. Qual o composto químico responsável pela coloração amarelada, notada no
procedimento 2?
O tiossulfato de sódio.
3. Sem adição de catalisadores as reações se processam?
Sim, os catalisadores funcionam apenas como aceleradores da reação que já está
ocorrendo.
4. Qual a relação que existe entre o tamanho das partículas e a superfície de
contato dos materiais reagentes?
Pois quanto maior as partículas maiores a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas
entre elas, pois a superfície para contato entre si será maior; 
Figura 6: Da esquerda para direita: Espoja
de aço em reação com HCl e a direita 
prego em reação com o ácido.
5. Cite exemplos envolvendo química de alimentos e de fármacos,no cotidiano,
onde a velocidade das reações químicas pode se alterada.
Ao cozinhar feijão na panela de pressão, o calor e a pressão gerada aproximam as
partículas gerando mais superfícies de contato, fazendo com que a reação ocorra mais
rápida e a água da panela ferva e evapore mais rápido.
A concentração de uma substância em um remédio pode fazer com que seu efeito seja
mais rápido.
Bibliografia
https://quiprocura.net/w/2015/08/10/cinetica-quimica/
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/concentracao-dos-reagentes-velocidade-das-
reacoes.htm
https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/cinetica-quimica-reacoes-quimicas-
rapidez-e-influencias.htm