Cinética Química: Fatores que Influenciam a Velocidade das Reações

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS- DCET 
CURSO: QUÍMICA LICENCIATURA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ilhéus 
Novembro/2017 
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS- DCET 
CURSO: QUÍMICA LICENCIATURA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório solicitado pelo professor 
Reinaldo as Silva Gramacho como 
cumprimento das atividades da disciplina 
Química Geral II- Prática. 
 
 
Por: Slayane Oliveira dos Santos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ilhéus 
Novembro/2017 
1. INTRODUÇÃO 
 
Cinética química é a área que investiga a velocidade das reações, efeito 
de variáveis sobre a taxa de formação de produtos, rearranjo dos átomos e 
formação de intermediários. (Atkins, et al, 2006) 
Segundo o autor Atkins, o estudo das velocidades das reações químicas 
é chamado de cinética química. Ao estudar a termodinâmica, consideramos 
apenas os estados inicial e final de um processo químico e ignoramos o que 
acontece entre eles. Na cinética química, estamos interessados nos estágios 
intermediários do processo - os detalhes das mudanças que átomos e 
moléculas sofrem durante as reações. Estes detalhes ajudam a esclarecer o 
grande intervalo de velocidades de reações observado e são usados para 
idealizar maneiras de influenciar estas velocidades. [1] 
Ainda, segundo Atkins (2001) que queremos dizer por "velocidade" de 
uma reação química? Informalmente, sabemos que uma reação é rápida se os 
produtos são formados rapidamente, como acontece em uma reação de 
precipitação ou uma explosão. Uma reação é lenta se os produtos são 
formados em um longo intervalo de tempo, como acontece na corrosão ou no 
apodrecimento de material orgânico. Entretanto, para progredirmos, 
precisamos de uma definição precisa e quantitativa. [1] 
 
Os fatores que influenciam na velocidade de uma reação são: 
 
 Estado físico dos reagentes: Quanto mais rapidamente as moléculas se 
chocam, mais rapidamente elas reagem. A maioria das reações que 
consideramos é homogênea, envolvendo gases ou soluções líquidas. 
Quando os reagentes estão em fases diferentes à reação esta limitada a 
área de contato. 
 Concentração: A maioria das reações químicas prossegue mais 
rapidamente se a concentração de um ou mais reagentes é aumentada. 
À medida que a concentração aumenta, a frequência com a qual as 
moléculas se chocam também aumenta, fazendo com que a velocidade 
da reação aumente. 
 Temperatura: A velocidade das reações químicas aumenta conforme a 
temperatura aumenta. O aumento das temperaturas faz aumentar as 
energias cinéticas. À proporção que as moléculas movem-se mais 
velozmente, elas se chocam com mais frequência e também com 
energia mais alta, ocasionando aumento de suas velocidades. 
 Superfície de contato: A área de contato entre os reagentes também 
interfere na velocidade das reações químicas. Quanto maior a superfície 
de contato, maior o número de moléculas reagindo, maior o número de 
colisões eficazes e, portanto, aumenta a velocidade da reação. 
 Catalisador: Os catalisadores são agentes que aumentam a velocidade 
de reação sem serem usados. Eles afetam os tipos de colisões 
(mecanismos) que levam à reação. 
 
No nível molecular, as velocidades de reações dependem da frequência 
das colisões entre as moléculas. Quanto maior a frequência das colisões, maior 
a velocidade das reações. Entretanto, para que uma colisão leve a uma reação 
ela deve ocorrer com energia suficiente para esticar as ligações até um 
comprimento crítico e com uma orientação apropriada para que novas ligações 
sejam formadas em locais apropriados. [2] 
Esta pratica teve como objetivo o estudo dos fatores que afetam a 
velocidade de uma reação química, como a concentração dos reagentes, a 
temperatura de reação e a superfície de contato entre os reagentes. 
 
 
2. MATERIAIS E MÉTODOS 
 
No primeiro experimento, abordagem do caráter anfótero do alumínio, em 
um tubo de ensaio foi adicionado 5mL da solução aquosa de ácido clorídrico 
5mol/L e em outro tubo foi adicionado 5mL da solução de hidróxido de sódio 
1mol/L, tudo medido por provetas de 5mL. Em cada um dos tubos adicionou-se 
simultaneamente, um anel de alumínio. Cronometrando o tempo da reação e 
observando o que ocorreu no experimento, como aquecimento do tubo, a 
velocidade de consumo do metal e liberação de gás e escrevendo a reação 
química. 
No segundo experimento, Influência da concentração, em um tubo de 
ensaio foi adicionado 10mL da solução aquosa de ácido clorídrico 5 mol/L, e 
em outro tubo adicionou-se 5mL da solução aquosa de ácido clorídrico 5 mol/L 
e 5mL de água destilada, que foram medidas em proveta de 5mL e 10mL. Logo 
após, introduziu-se simultaneamente, um anel de alumínio em cada tubo de 
ensaio. Usando o cronometro foi comparado à velocidade de reação. Anotando 
e observando qual dos dois sistemas a reação foi mais lenta. 
No terceiro experimento, Influência da temperatura, foi adicionado 10 mL 
de solução aquosa de ácido clorídrico 5 mol/L em três tubos de ensaio, 
medidos por uma proveta de 10mL. Em um béquer colocou-se água e gelo. Um 
dos tubos de ensaio com o ácido foi introduzido no banho de gelo por 5 
minutos. Em outro béquer foi colocado água aquecida e introduzido o segundo 
tubo de ensaio com ácido por 5 minutos. O terceiro tubo foi deixado à 
temperatura ambiente. Em seguida foram retirados os tubos do banho e 
colocado no suporte, para comparar os três tubos. Simultaneamente foi 
adicionado em cada um dos tubos um anel de alumínio. Com o cronometro foi 
comparado à velocidade de reação nos três tubos, observando e anotando o 
que ocorreu na reação. 
No quarto experimento, Influência da superfície de contato, primeiramente 
foi cortado dois pedaços de papel alumínio de mesmo tamanho. Amassando 
um dos pedaços (uma bola) e deixando o outro em forma de lâmina. Medindo 
em uma proveta 10mL de solução aquosa de ácido clorídrico 5 mol/L 
previamente resfriado em um banho de gelo, em dois tubos de ensaio. 
Adicionamos simultaneamente, a bola e a lâmina de alumínio nos dois tubos de 
ensaio. Com o cronometro foi compara a velocidade de reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
No primeiro experimento “Abordagem do caráter anfótero do alumínio” 
O primeiro tudo que continha ácido clorídrico, ao adicionar anel de 
alumínio só observamos o inicio da reação após um minuto que foi acionado o 
cronometro, consumindo todo o alumínio depois de 40 segundos. Observou-se 
a liberação de gás hidrogênio. Também se notou a alteração da cor da solução. 
A reação é exotérmica, pois houve liberação de calor e ocorre segundo a 
equação 1. 
 
Eq. 1 6HCl(aq) + 2Al(s) → 3H2(g) + 2AlCl3(aq) 
 
O segundo tubo que continha hidróxido de sódio, ao adicionar o anel de 
alumínio só foi observada que a reação começou instantaneamente, 
observados que depois de 6 minutos e 40 segundos nem todo o alumínio foi 
consumido. Notou-se a liberação de gás hidrogênio, alteração da coloração e 
liberação de calor. Ocorre conforme a equação 2 para a reação. 
 
Eq.2 NaOH(aq) + Al(s) → H2(g) + Na3AlO3(aq) 
 
Podendo observar que o Ácido clorídrico reagindo com o Alumínio foi 
mais forte e rápida que o Hidróxido de sódio com Alumínio. Por seu caráter 
anfótero o alumínio irá reagir tanto com o ácido quanto com a base. 
 
No segundo experimento “Influência da concentração” 
O primeiro tubo que continha 10mL de solução aquosa de ácido clorídrico 
5mol/L, ao adicionar o anel de alumínio só foi observado o começo da reação 
22 segundos após o cronometro ser acionadoe sendo consumindo todo o 
alumínio com 1 minuto e 54 segundos. Notou-se a liberação do gás hidrogênio. 
Sendo uma reação exotérmica, pois notamos a liberação de calor. Ocorre 
conforme a equação 3. 
 
Eq. 3 6HCl(aq) + 2Al(s) → 3H2(g) + 2AlCl3(aq) 
 
No segundo tubo foi adicionado 5mL de solução aquosa de ácido 
clorídrico 5mol/L mais 5mL de água destilada. Ao adicionar o anel de alumínio 
a reação foi observada após 1 minuto e 45 segundo que o cronometro foi 
acionado, liberação de calor com 11 minutos e 30 segundo e consumindo todo 
o alumínio com 12 minutos. Foi observado a liberação de gás hidrogênio. 
Sendo uma reação exotérmica, pois libera calor. Ocorre conforme a equação 4. 
 
Eq. 4 6HCl(aq) + 2Al(s) → 3H2(g) + 2AlCl3(aq) 
 
 
Pode ser observado que a influencia da concentração é muito grande na 
velocidade. Quando maior a concentração dos reagentes mais rápida será a 
velocidade da reação. O experimento do primeiro tubo foi mais rápido 
justamente devido a sua maior concentração. 
 
No terceiro experimento “Influência da temperatura” 
O primeiro tubo que continha 10mL de solução aquosa de ácido clorídrico 
5mol/L, foi introduzido ao banho de gelo. Ao adicionar o anel de alumínio só 
observou-se o começo da reação após 1 minuto que o cronometro foi acionado 
e depois de 5 minutos e 19 segundos o alumínio foi totalmente consumido. 
Observou-se a alteração da coloração da solução que ficou cinza escuro, isso 
devido à presença do alumínio na solução e liberação de gás hidrogênio. Não 
foi possível notar a liberação de calor. 
E o segundo tubo que também obtinha 10mL de solução aquosa de ácido 
clorídrico 5mol/L que foi introduzido na agua quente. Ao adicionar o anel de 
alumínio, observou-se o começo da reação após 10 segundos que o 
cronometro foi acionado e consumindo todo o alumínio com 1 minuto. Notou-se 
a liberação de gás hidrogênio e maior liberação de calor. 
O terceiro tubo manteve-se em temperatura ambiente. Ao adicionar o anel 
de alumínio começou a reagir instantaneamente e consumiu todo o alumínio 
com 2 minutos marcados no cronometro. Foi notável a liberação de calor e de 
gás hidrogênio. Formando o produto Cloreto de alumínio conforme a equação 
5. 
 
Eq. 5 6HCl(aq) + 2Al(s) → 3H2(g) + 2AlCl3(aq) 
 
Com isso podemos observar claramente que a influencia da temperatura 
é muito grande em uma reação, pois no momento que aumentamos a 
temperatura, aumenta-se a agitação das partículas dos reagentes, fornecendo 
assim mais energia cinética para essas partículas. Consequentemente 
aumentando a velocidade da reação. Por isso o experimento do tubo 2 que foi 
introduzido no banho quente foi mais rápido que os outros, e o temperatura 
ambiente mais rápido que o banhado no gelo. 
 
O quarto experimento “Influência da superfície de contato” 
Foi cortados em tamanhos iguais dois pedaços de papel alumínio, um foi 
amassado em formato de bola e o outro deixado em forma de lâmina. Em dois 
tubos de ensaio foi adicionado 10mL de solução aquosa de ácido clorídrico 
5mol/L. 
O primeiro tubo adicionou-se a bola de papel alumínio, observou-se o 
inicio da reação após 1 minuto e 54 segundos que o cronometro foi acionado, 
consumindo o alumínio totalmente com 5 minutos e 05 segundos. Notando a 
liberação de gás e calor. 
O segundo tudo adicionou-se a lâmina de papel alumínio. Sendo 
observado o começo da reação após 1 minuto e 20 segundos que o 
cronometro foi acionado e consumindo todo o alumínio com 4 minutos e 05 
segundos. Notou-se a liberação de gás hidrogênio e calor. Formou-se o 
produto cloreto de alumínio segundo a equação 6 para a reação. 
 
Eq. 6 6HCl(aq) + 2Al(s) → 3H2(g) + 2AlCl3(aq) 
 
Observa-se que a área de contato entre os reagentes também é um dos 
fatos que interfere na velocidade das reações químicas. Pois quanto maior a 
superfície de contato, maior será o número de moléculas reagindo e maior o 
numero de colisões eficazes terá. Aumentando assim a velocidades da reação. 
 
 
4. CONCLUSÃO 
 
Podemos verificar experimentalmente os diferentes tipos de velocidades 
entre as reações químicas e que essas velocidades dependem muito de 
diversos fatores, como a variação da concentração, temperatura, superfície de 
contato. Sendo assim quanto maior a concentração de um ou mais reagentes, 
maior será a velocidade da reação. Já na influencia da temperatura a 
velocidade da reação tem um aumento significativo, assim como quanto maior 
a superfície de contato mais rápida ocorrerá à reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. REFERÊNCIAS 
 
 
1. ATKINS, P.; LORETA JONES. PRINCIPIOS DE QUÍMICA: 
Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Reimpressão 2002 
sob a supervisão de PAULO S. S. Trad. Ignez Caracelli; Julio Zukerrnan-
Schpector e colab. PORTO ALEGRE 2001. 
 
2. BROWN, T... Química, a ciência central. Trad. Robson Matos. São 
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.