Relatório de Cinética

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS - UFAL 
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA - IQB 
 
 
 
 
JOSÉ RONALDO DE ARAÚJO 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 08: CINÉTICA QUÍMICA 
 
 
 
 PROFESSORA: MARINA MAGALHÃES 
 
 
 
 
 
 
Maceió/AL 
23 de Abril de 2018 
 
 
1. RESUMO 
O presente relatório descreve os experimentos desenvolvidos na ultima aula no dia 
16 de abril de 2018, da disciplina de Química Geral Experimental 01, do curso de 
Química Tecnológica e Industrial, no campus Maceió da universidade federal de 
alagoas–UFAL. O relatório expõe a influem de alguns fatores específicos em relação à 
velocidade das reações químicas. 
Foi possível avaliar esses fatores durante a pratica dos experimentos, onde as 
amostras foram expostas a temperaturas diferentes, concentração de reagentes diferentes 
e isso se mostraram satisfatório, pois em cada caso obtiveram-se resultados satisfatórios 
para a condição aplicada. 
Assim, a reação de Landolf ou “reação do relógio de iodo”, mostrou-se 
fundamental para a analise de aspectos fundamentais para o estudo da cinética das 
reações químicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. INTRODUÇÃO 
As reações químicas de modo geral levam tempo para ocorrer, algumas levam 
muito tempo e outras acontecem de maneira muito rápida, por exemplo, a oxidação dos 
metais ou a mudança da coloração das folhas das árvores são tipos de reações químicas 
que levam muito tempo. Por outro lado, existem reações que são muito rápidas como 
acender um fósforo. 
Segundo Russel, John B. (1994, p. 14) “a velocidade de uma reação é a medida da 
rapidez com que se formam os produtos e se consomem os reagentes”. Existem alguns 
fatores que podem influenciar a velocidade das reações, são eles: 
1. Estado físico dos reagentes; 
2. Concentrações dos reagentes; 
3. Temperatura; 
4. Catalisador; 
5. Superfície de contato. 
1) Estado físico dos reagentes: Os reagentes devem entrar em contato para reagir, 
assim quanto mais livremente às moléculas se chocam ou entram em contato umas 
com as outras mais rapidamente elas reagem, assim reações químicas em meio 
homogêneo, onde os reagentes estão dissolvidos na mesma fase ou mesmos estados 
físicos, sendo solúveis mutuamente. Entretanto, reações químicas em meio 
heterogêneo, os reagentes envolvidos estão em diferentes estados físicos, assim 
limitando a superfície de contato entre eles; 
2) Concentrações dos Reagentes: Quando a concentração de um ou mais reagentes é 
aumentada, as reações tendem a ser mais rápidas, pois aumenta a frequência de que 
choque entre as moléculas, aumentando também a velocidade da reação; 
3) Temperatura: Com o aumento da temperatura, há um aumento da energia cinética 
das moléculas, da velocidade das moléculas, do número de choques efetivos entre 
as moléculas é como se houvessem uma excitação das moléculas consequentemente 
aumentando a velocidade da reação química. Entanto, quando se diminui a 
temperatura, os efeitos são contrários; 
4) Catalisador: A presença de um catalisador aumenta a velocidade da reação química, 
mas não participa da formação dos produtos, sendo completamente regenerados no 
fim do processo; 
 
 
A velocidade de uma reação química é a variação da concentração de um dos 
produtos (dy) ou a variação da concentração de um dos reagentes (dx) por unidade de 
tempo (dt), definida pela equação: 
 
 
 
 
 
 
 
Onde quando a referência de variação de concentração for de um dos reagentes a 
definição da formula é: 
 
 
 
 
É negativa, pois à medida que formam os produtos os reagentes são consumidos. 
Quando a referência for à variação de concentração de um dos produtos a 
definição da formula é: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. OBJETIVO 
Demostrar alguns aspectos fundamentais da cinética de reações químicas, 
especialmente o efeito da concentração dos reagentes e da temperatura sobre a 
velocidade das reações químicas; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. EXPERIMENTAL 
 
4.1. Materiais: 
 
a. Cronômetro; 
b. Banho-maria; 
c. Termômetro; 
d. Proveta de 100 mL; 
e. 02 Erlenmeyer de 200 mL; 
f. Gelo triturado. 
 
4.2. Reagentes e Soluções: 
 
a. Iodato de Potássio (KIO3); 
b. Sulfito de Sódio (Na2SO3); 
c. Ácido Sulfúrico Concentrado (H2SO4); 
d. Etanol (C2H6O); 
e. Amido Solúvel; 
f. Iodeto de Mercúrio (HgI2). 
 
4.3. Prática Experimental: 
 
4.3.1. Experimento 01: Preparo de Soluções 
OBS 01: A eventual presença de impurezas nas vidrarias e/ou soluções pode 
comprometer o êxito nos procedimentos experimentais. 
OBS 02: As soluções 01, 02 e 03 foram preparadas pelos técnicos dos laboratórios da 
UFAL. 
 Solução 1: 1 g de amido solúvel em 500 mL de água destilada fria (Mistura-
se 1 g de Amido solúvel com 20 mL de água destilada fria adiciona-se esssa 
mistura a 500 mL de água destilada fervendo, com agitação, deixa-se esfriar, 
decanta-se e adiciona-se 5 mg de iodeto de mercúrio (HgI2) para evitar a 
formação de fungos); 
 Solução 02: (Deve ser preparada com, no máximo, 24 horas de 
antecedência): 8 g ácido sulfúrico concentrado (H2SO4), 20 mL de Etanol 
 
 
(C2H6O) e 2,32 g de sulfito de sódio ((Na2SO3), dissolvidos em 2 L de água 
destilada; 
 Solução 03: 8,6 g de iodato de potássio (KIO3) em 2 L de água destilada. 
 
4.3.2. Experimento Parte A: Procedimento Padrão 
 
Passo a passo: 
1- Colocou-se 100 mL de água destilada em um erlenmeyer de 200mL, em 
seguida, adicionou-se 5 mL da solução 01 e após 20 mL da solução 02, agitou-se 
bem para uma boa homogeneização; 
2- Observou-se a temperatura da solução resultante e anotou-se; 
3- Adicionou-se rapidamente e com agitação forte 20 ml da solução 03 e 
simultaneamente acionou-se o cronômetro; 
4- Mantida a agitação forte até a mudança da coloração da solução para azul 
conforme figura 01: 
Figura 01 – Solução após mudança de coloração 
 
 Fonte: Ronaldo (2018) 
 
5- No exato momento da mudança de coloração foi parado o cronômetro; 
6- Anotou-se o tempo de reação obtido. 
 
 
 
 
 
 
 
4.3.3. Experimento Parte B: Efeito da concentração dos reagentes 
 
Passo a passo: Procedimento B1 (Utilizando 50 mL de água destilada) 
1- Colocou-se 50 mL de água destilada em um erlenmeyer de 200mL, em seguida, 
adicionou-se 5 mL da solução 01 e após 20 mL da solução 02, agitou-se bem 
para uma boa homogeneização; 
2- Observou-se a temperatura da solução resultante e anotou-se; 
3- Adicionou-se rapidamente e com agitação forte 20 ml da solução 03 e 
simultaneamente acionou-se o cronômetro; 
4- Mantida a agitação forte até a mudança da coloração da solução para azul; 
5- No exato momento da mudança de coloração foi parado o cronômetro; 
6- Anotou-se o tempo de reação obtido. 
 
Passo a passo: Procedimento B2 (utilizando 150 mL de água destilada) 
1- Colocou-se 150 mL de água destilada em um erlenmeyer de 200mL, em 
seguida, adicionou-se 5 mL da solução 01 e após 20 mL da solução 02, agitou-se 
bem para uma boa homogeneização; 
2- Observou-se a temperatura da solução resultante e anotou-se; 
3- Adicionou-se rapidamente e com agitação forte 20 ml da solução 03 e 
simultaneamente acionou-se o cronômetro; 
4- Mantida a agitação forte até a mudança da coloração da solução para azul; 
5- No exato momento da mudança de coloração foi parado o cronômetro; 
6- Anotou-se o tempo de reação obtido. 
 
4.3.4.Experimento Parte C: Efeito da Temperatura 
 
Passo a passo: Procedimento C1 ( Utilizando 100 mL de água destilada gelada) 
1- Colocou-se 100 mL de água destilada gelada em um erlenmeyer de 200mL, em 
seguida, adicionou-se 5 mL da solução 01 e após 20 mL da solução 02, agitou-se 
bem para uma boa homogeneização; 
2- Manteve-se a solução em banho de gelo durante todo o procedimento; 
3- Observou-se a temperatura da solução resultante e anotou-se; 
4- Adicionou-se rapidamente e com agitação forte 20 ml da solução 03 e 
simultaneamente acionou-se o cronômetro; 
 
 
5- Mantida a agitação forte até a mudança da coloração da solução para azul, 
conforme figura 02; 
Figura 02: Solução após mudança de coloração em banho de gelo 
 
Fonte: Ronaldo (2018) 
6- No exato momento da mudança de coloração foi parado o cronômetro; 
7- Anotou-se o tempo de reação obtido. 
 
Passo a passo: Procedimento C2 (Utilizando água destilado quente à 40ºC) 
1- Colocou-se 100 mL de água destilada quente a 40ºC em um erlenmeyer de 200 
mL, em seguida, adicionou-se 5 mL da solução 01 e após 20 mL da solução 02, 
agitou-se bem para uma boa homogeneização; 
2- Observou-se a temperatura da solução resultante e anotou-se; 
3- Adicionou-se rapidamente e com agitação forte 20 ml da solução 03 e 
simultaneamente acionou-se o cronômetro; 
4- Mantida a agitação forte até a mudança da coloração da solução para azul; 
5- No exato momento da mudança de coloração foi parado o cronômetro; 
6- Anotou-se o tempo de reação obtido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Experimento Parte A: Após realização do procedimento experimental conforme 
descrito no item 4.3.2., observou-se que solução incolor, tornou-se repentinamente em 
azul intensa no tempo de 33 segundos e 77 centésimos de segundos e temperatura de 
27ºC. 
Essa é a clássica reação de Landolf ou reação relógio, onde consiste na oxidação lenta 
do íon iodeto a iodo (conforme equação 2), seguida na redução rápida do iodo em iodeto 
(conforme equação 3). O experimento é montado de modo, que ao passar do tempo haja 
o esgotamento do agente redutor, fazendo com que prevaleça a reação lenta de oxidação 
do iodeto em iodo. 
De acordo com a reação de Landolf , ocorre as seguintes reações: 
Primeira Reação (Lenta) – O bissulfito (HSO3
-
) reage lentamente com o iodato (IO3
-
), 
formando bissulfato (HSO4
-
) e iodeto (I
-
): 
IO3
-
(aq.) + 3HSO3
-
(aq.) 3HSO4
-
(aq) + I
-
(aq.) (1) 
Segunda Reação (Rápida) – Assim que o iodeto é formado lentamente, esse reage 
rapidamente com o iodato, ainda presente em grande quantidade, formando o iodo 
elementar: 
IO3
-
(aq.) + 5I
-
(aq.) + 6H
+
(aq.) 3I2 (aq.) + 3H2O (l) (2) 
Terceira Reação (Muito rápida) – Enquanto houve a presença de bissulfito na solução, 
este consumirá o iodo formado, formando novamente o iodeto: 
I2 (aq.) + 3HSO3
-
(aq.) + 3H2O(l) 2I
-
(aq.) + HSO4
-2
(aq.) + 3H
+
(aq.) (3) 
Quando todo o bissulfito for consumido, o iodo é formado e permanece, assim há a 
mudança de cor devido a formação de um complexo azul, ou seja, o iodo reage com o 
amido que é o indicador e agente complexante, formando o complexo de coloração azul. 
O experimento expõe os feitos da interação entre as reações químicas, que apresentam 
velocidades diferentes, devido aos fatores envolvidos. Qualquer um dos fatores que 
possam aumentar a velocidade da primeira reação, seja temperatura, ou um catalisador, 
por exemplo, faria com que a o tempo da reação diminuísse. 
OBS: Essas reações ocorreram em todos os experimentos. 
 
 
Experimento Parte B: Após realização do procedimento experimental conforme 
descrito no item 4.3.3 (B1 e B2), observou-se que solução incolor, tornou-se 
repentinamente em azul no tempo e temperatura conforme quadro 01: 
Quadro 01: Dados obtidos no experimento parte B 
Amostra 
Quantidade de Água 
Destilada em mL 
Temperatura Tempo 
01 50 mL 27ºC 13s e 51centésimos 
02 100 mL 27ºC 33s e 77 centésimos 
03 150 mL 27ºC 1min e 08 s 
Fonte: Ronaldo (2018) 
Assim como no experimento parte A, ocorreu a famosa reação de Landolf ou reação do 
relógio de iodo. Utilizando os resultados do experimento parte A e os dados obtidos no 
experimento parte B (B1 e B2) no quadro 01, observou-se no experimento parte B1, que 
com a diminuição de água, passando de 100mL para 50mL, houve um aumento da 
concentração dos reagentes envolvidos, assim aumentando a velocidade da reação, ou 
seja, levando um tempo menor para a mudança de cor, como observado e exposto no 
quadro 01. 
No entanto no experimento parte B2, o tempo necessário para mudança de cor foi 
maior, isso devido ao aumento da quantidade de água que passou de 100mL para 
150mL, o que tornou os reagentes menos concentrados, como mostrado no quadro 01. 
Experimento Parte C: Após realização do procedimento experimental conforme 
descrito no item 4.3.4 (C1 e C2), observou-se que solução incolor, tornou-se 
repentinamente em azul no tempo e temperatura conforme quadro 02: 
Quadro 02: Dados obtidos no experimento parte C 
Amostra 
Quantidade de Água 
Destilada em mL 
Temperatura Tempo 
01 100 mL 18ºC 42s e 48 centésimos 
02 100 mL 27ºC 33s e 77 centésimos 
03 100 mL 40ºC 26s e 66 centésimos 
Fonte: Ronaldo (2018) 
Assim como no experimento parte A, ocorreu a reação de Landolf ou reação do relógio 
de iodo. Utilizando os resultados obtidos no experimento parte A e os dados do 
experimento parte C (C1 e C2) no quadro 02, observou-se que com a utilização de água 
destilada gelada houve uma diminuição da temperatura do sistema e também da 
velocidade de reação, isso porque, com a água gelado a energia cinética entre as 
 
 
moléculas diminui e consequentemente as colisões entre elas também, o que faz com 
que o tempo de mudança da coloração seja maior. 
Entretanto, quando foi utilizada a água destilada a 40ºC, ocorreu efeito contrário, ou 
seja, houve um aumento na energia cinética entre as moléculas e aumentando as 
colisões entre elas, fazendo com que a velocidade da reação veja menor e com isso o 
tempo necessário para formação do complexo também. 
Questionário: 
1_Qual é a função do amido: catalisador, indicador, oxidante ou redutor? 
Resposta: Indicador e agente complexante 
2_Relate e justifique o efeito da variação da temperatura sobre a velocidade da 
reação estudada. 
Resposta: A variação da temperatura foi proporcional à velocidade da reação, ou seja, 
quando a temperatura foi utilizada água destilado gelada em torno de 18ºC, a velocidade 
da reação também diminuiu, levando um tempo maior para formar o complexo. 
Entretanto quando a temperatura foi aumento, ou seja, quando foi utilizada água 
destilada quente a 40ºC, a velocidade da reação aumentou, levando um tempo menor 
para formar o complexo. 
3_Relate e justifique o efeito da variação da concentração dos reagentes sobre a 
velocidade da reação estudada. 
Respostas: Tendo como base os resultados obtidos, a variação da concentração dos 
reagentes foi proporcional à velocidade de reação, ou seja, quando no experimento parte 
B1, foi diminuída a quantidade de água destilada e consequentemente aumentando a 
concentração dos reagentes envolvidos, houve o aumento da velocidade da reação, 
levando um tempo menor para formação do complexo. O contrário aconteceu quando 
foi aumentada a quantidade de água destilada, pois a concentração dos reagentes foi 
diluída, sendo necessário um tempo maior para formar o complexo. 
 
 
 
 
 
6. CONCLUSÃO 
Conclui-se que com base nos dados e resultados obtidos nos experimentos, pode-se 
afirmar que foram satisfatórios ou que as práticasforam bem sucedidas, pois foi 
possível identificar nos experimentos os fatores que influenciam a velocidade das 
reações químicas, seja para aumentá-la ou diminuí-la. Também foi avaliado como que 
as moléculas se comportam, quando há uma variação de temperatura. 
Observou-se que embora o conceito da reação de Landolf ou “reação do relógio do 
iodo” publicada em 1886 seja de certo modo antigo. Todavia por meio deste 
experimento foi possível observar alguns aspectos fundamentais da cinética das reações 
químicas. Como a influencia da temperatura, tempo para formação do complexo, a 
influencia das concentrações dos reagentes e outros. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. REFERÊNCIAS 
 Apostilha fornecida pela professora em sala; 
 
ATKINS, P. W. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2002. 
 
 
RUSSEL, J. B. Química Geral, 2ª edição. Vol.2. São Paulo: Editora Pearson, 1994.