Cinética Química

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Curso: Licenciatura em Química 
 
 
 
Disciplina: Físico-Química Experimental III 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
CINÉTICA QUÍMICA – VELOCIDADES DAS REAÇÕES 
 
 
 
 
Professora: Indi Assis Rodrigues 
 
 
 
Alunos: Fábio Alves Leão 
Anderson Martins 
 
 
 
 
Outubro de 2017 
 
1. INTRODUÇÃO 
Toda reação química leva um certo tempo para se completar: 
Reagentes  Produtos. 
 Cinética química é o estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores 
que influem nessa velocidade (FELTRE, 2005). Do ponto de vista cinético, são três os 
grupos das reações químicas, segundo Barbosa (2007): 
a) Reações extremamente rápidas: explosões e precipitações instantâneas. 
b) Reações extremamente lentas: em geral associadas a processos geológicos, tais 
como a fossilização. 
c) Reações de velocidade moderada, suscetíveis de medida na prática, como a 
esterificação. 
Economicamente, o estudo da velocidade das reações é de extrema importância, 
em algumas indústrias, por exemplo, quanto maior a produção melhor, assim manipula-
se as reações químicas, fazendo com que essas sejam feitas da melhor forma possível, 
trazendo benefícios. Em casa, podemos observar a velocidade das reações quando 
armazenamos os alimentos, alguns alimentos estragam de forma mais rápida que outros. 
 Uma das finalidades da cinética química é o estudo das velocidades das reações 
químicas e dos fatores que as modificam, entre os quais se destacam: 
• Propriedades químicas dos reagentes; 
• Concentração dos reagentes; 
• Temperatura; 
• Catalisadores; 
• Superfície de contato; 
• Pressão 
• Luz. 
O termo velocidade de reação é usado para expressar a maior ou menor rapidez 
com a qual se processa uma reação química e é medida pela quantidade de substâncias 
transformadas ou formadas em um determinado intervalo de tempo. 
A velocidade de uma reação é, geralmente, definida como a velocidade com que 
os reagentes são transformados nos produtos em qualquer instante selecionado, sob um 
dado conjunto de condições experimentais. Ou seja, a velocidade de uma reação é a 
medida da rapidez com que os produtos são formados e os reagentes consumidos. 
 
2. OBJETIVOS 
 Determinar a variação da velocidade de uma reação em função da variação da 
concentração de um reagente. 
 
3. REAGENTES E MATERIAIS 
 Os reagentes e materiais necessários para esse experimento são: 
• 10 tubos de ensaio 
• Suporte para tubos 
• Cronômetro de celular 
• Pipetas 
• Erlenmeyer de 50 mL 
• Béquers de 100 mL 
• Solução A (KIO3 4 g/L 
• Solução B (NaHSO3 0,85 g/L e aproximadamente 2g de amido) 
• Água destilada 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Enumerou-se os tubos de ensaio de 1 a 9 e colocou-se a solução A em 
quantidades de acordo com a tabela abaixo. Para o preparo da solução A pesou-se 0,202 
gramas de iodato de potássio (KIO3) e dissolveu-se em 50 mL de água destilada. 
Colocou-se no tubo de ensaio número um, 01 mL da solução A e adicionou-se 9 mL de 
água destilada. 
 Em outro tubo de ensaio colocou-se 10 mL da solução B. Para preparar a 
solução B pesou-se 0,086 gramas de hidrogenosulfito de sódio ou bissulfito de sódio 
(NaHSO3) juntamente com aproximadamente 0,210 gramas de amido. Dissolveu-se 
tudo em 100 mL de água destilada. 
 Verteu-se o conteúdo do tubo com a solução B rapidamente no tudo que continha 
a solução A e disparou-se o cronômetro imediatamente. Agitou-se constantemente esse 
sistema até que houve o primeiro sinal de mudança de coloração para então anotar-se o 
tempo. 
Procedeu-se analogamente com os demais tubos de ensaio, aumentando a 
quantidade de solução A e diminuindo a quantidade de água destilada, conforme a tabela 
1. 
 
 
Tubos de 
ensaio 
Solução A 
(mL) 
Água 
(mL) 
Solução B 
(mL) 
1 1 9 10 
2 2 8 10 
3 3 7 10 
4 4 6 10 
5 5 5 10 
6 6 4 10 
7 7 3 10 
8 8 2 10 
9 9 1 10 
 Tabela 1: Dados das soluções preparadas 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Um dos principais fatores que controla a velocidade de uma reação química é a 
concentração das espécies reagentes. O aumento da concentração dos reagentes aumenta 
a possibilidade de colisões entre as moléculas, aumentando assim a velocidade da 
reação. Portanto, quanto maior a quantidade de soluto por volume da solução, maior 
será a concentração e consequentemente maior será a velocidade da reação. 
Por meio dos diferentes volumes de água adicionados aos tubos de ensaio, foi 
possível notar, que quando utilizou-se um volume maior de água, a reação ocorria mais 
lentamente, pois, a solução de KIO3 tornava-se mais diluída, conforme mostra a tabela 
abaixo. 
De acordo com os resultados dos experimentos na tabela abaixo se verifica que 
quanto maior o volume de KIO₃ para uma mesmo volume de NaHSO₃ a solução adquire 
coloração azul mais rápido. Isso é esperado, devido à maior quantidade de partículas 
envolvidas na semi-reação limitante (lenta), e obviamente, a maior probabilidade de 
colisões efetivas. 
Durante a cronometragem do tempo na aula, por mais de 40 minutos, a amostra 
do tubo de ensaio número 1 não sofreu reação. Isso se deu devido à baixa concentração 
do reagente, o que prolongaria o tempo de reação. 
 
 
Tubos 
de 
ensaio 
Solução A 
KIO3 
(mL) 
Água 
(mL) 
Solução C 
([C] mol/L 
Solução 
B 
NaHSO3 
(mL) 
Tempo 
(s) 
Velocidade (mol/L . S) 
1 1 9 0,000187 10 
 Não houve reação 
visualizada. 
2 2 8 0,000374 10 498 0,0000003755020080321 
3 3 7 0,000561 10 395 0,0000004734177215190 
4 4 6 0,000748 10 263 0,0000007110266159696 
5 5 5 0,000935 10 230 0,0000008130434782609 
6 6 4 0,001122 10 171 0,0000010935672514620 
7 7 3 0,001309 10 140 0,0000013357142857143 
8 8 2 0,001496 10 122 0,0000015327868852459 
9 9 1 0,001683 10 100 0,0000018700000000000 
Tabela 2: Dados da prática 
 
 Para os cálculos da concentração (solução C) usou-se a fórmula: 
 
 
 
 Foram usadas os seguintes valores de massa molar: 
a) KIO3 = 214 g/mol 
b) NaHSO3 = 104,06 g/mol 
Para o cálculo da velocidade da reação usou-se a seguinte expressão: 
Velocidade = Concentração / tempo 
O processo reacionário ocorreu de acordo com as seguintes reações: 
1º: O iodo e o íon sulfato de hidrogênio são gerados pela reação: 
2H+(aq) + 5HSO3- + 2IO3-(aq) -> I2(aq) + 5HSO4-(aq) + H2O(l) 
 Esta reação constituiu a etapa limitante da velocidade reacional. 
2º: O iodo continua a reagir de acordo com: 
H2O(l) + HSO3-(aq) + I2(aq) -> 2I3-(aq) + HSO4-(aq) + 2H+(aq) 
Para formar o íon tri-iodeto, que ao reagir com o amido forma o complexo azul: 
I3-(aq) + amido -> complexo amido-I3- (azul) 
A experiência mostra que velocidades diferentes dependem da concentração dos 
reagentes. A súbita mudança da cor da solução, de incolor para azul profundo, pode ser 
explicada pela sequência de reações apresentadas; portanto dependente da velocidade 
das reações anteriores. Dessa forma, qualquer fator que acelere a primeira reação (por 
exemplo, aumento da concentração – aumento de colisões efetivas) diminuirá o tempo 
da reação global. 
 
 
 
Gráfico 1: Relação da concentração (mol/L) x tempo gasto(s) para a amostra mudar de cor. 
 
 
 
Foto 1: Tubos de ensaio com as amostras reagindo 
 
 
Gráfico 2: Concentração (mol/L) x Velocidade da reação (mol/L . s) 
 
6. CONCLUSÃO 
 A partir deste experimento, podemos concluir que as reações químicas podem ter 
diferentes tipos de velocidade. Além disso, que existem fatores que podem acelerar a 
velocidade de uma reação como a concentração dos reagentes, entreoutros. Com a 
diminuição da concentração do Na2S2O3, foi preciso de um tempo maior para que a 
reação acontecesse, ou seja, a velocidade de reação foi diminuindo de acordo com a 
diminuição da concentração do reagente. Ou seja, É diretamente proporcional a 
concentração dos produtos. 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
BARBOSA, Addson L. Dicionário de Química. 4ª ed. Goiânia: AB Editora, 2007. 
CASTELLAN, Gilbert William. Fundamentos de físico-química. Rio de Janeiro: 
Livros Técnicos e Científicos, c1986. 527 p. 
CHANG. Reymond. Química Geral: conceitos essenciais. Quarta edição, MC Graw 
Hill, São Paulo, 2012. 
FELTRE. Ricardo. Fundamentos de Química: volume único. 4ª ed. São Paulo: 
Moderna, 2005. 
Roteiro de aulas práticas de Físico-química III.