Relatório Cinética Henrique Sued e Matheus de Castro

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Integrantes: Henrique Sued Blanco Silva 
Matheus de Castro 
Turma: PS4B 
Prof. Luiz Otávio Fagundes Amaral 
10 de Abril de 2018/1 
Experiência 4. 
 ​ ​Cinética Química 
Introdução 
A cinética química, também conhecida como cinética de reação, é uma 
ciência que estuda a velocidade das reações químicas de processos químicos e os 
fatores que as influenciam. 
A velocidade em que diferentes espécies reagem é definida, em especial, 
pelo caráter das ligações entre os compostos. Desse modo, as reações químicas 
entre espécies iônicas tendem a ocorrer muito rapidamente em virtude dos íons de 
carga oposta, de outro modo, os compostos de caráter covalente tendem a reagir 
mais lentamente. 
Segundo a teoria da colisão, a velocidade da reação é mediada por (i) o 
número de moléculas reagentes na unidade de tempo e (ii) a fração de colisões 
eficazes que levam a reação química. Esses elementos, por sua vez, são 
controlados por condições de temperatura e pressão, superfície de contato e a 
natureza dos reagentes, presença de agentes catalisadores ou inibidores. 
Objetivos 
Determinar os efeitos da concentração e temperatura na velocidade de 
reação, bem como o efeito dos catalisadores. 
Procedimentos 
■ Efeito da concentração na reação: 2IO₃ + 5HSO₃ + 2H+ = I₂ + 5HSO₄ +H₂O 
a. Colocou-se em um suporte para tubos de ensaio, 05 tubos de 
18x150mm; 
b. Após numerá-los de 1 a 5, adicionou-se ao tubo (1), 10 ml da solução 
de KIO3; 
c. Adicionou-se aos demais tubos 8,6,4 e 2 ml da solução de KIO3, 
respectivamente; 
d. Adicionou-se a partir do do tubo número dois, 2,4,6 e 8 ml de água 
destilada; 
e. Homogeneizou-se as soluções e adicionou-se ao tubo número um, 10 
ml de solução a 0,04% m\v de NaHSO₃; 
f. Com auxílio de um cronômetro foi marcou-se o tempo desde o 
momento em que começou a ser adicionada a solução de NaHSO₃ até 
o surgimento da coloração azul; 
g. Repetiu-se o procedimento para os demais tubos de ensaio; 
Os resultados obtidos encontram-se na tabela a seguir: 
Tubo KIO3 Água Destilada/mL NaHSO3/mL Tempo decorrido/s 
1 10 0 10 33s 
2 8 2 10 45s 
3 6 4 10 60s 
4 4 6 10 92s 
5 2 8 10 229s 
Tabela 1-Tempo de reação em relação ao volume de solução adicionado 
Um gráfico do volume de KIO3 em função de 1\t encontra-se em anexo. 
■ Efeito da temperatura na reação: 2IO₃ + 5HSO₃ + 2H+ = I₂ + 5HSO₄ +H₂O 
a. Colocou-se, em um tubo de ensaio de 18x150mm, 5 ml de solução 
KIO3 e, em outro tubo, 5 ml de NaHSO3; 
 
b. Após medir a temperatura no interior dos tubos, adicionou-se ao tubo 
com a solução de KIO3 a solução de NaHSO3; 
c. Homogeneizou-se a solução e marcou-se o tempo de processamento 
da reação; 
d. Realizou-se o mesmo procedimento em duas temperaturas diferentes, 
com auxílio de banho de gelo; 
Os resultados obtidos estão dispostos na tabela abaixo: 
Tubo Número Temperatura (ºC) Tempo Decorrido (s) 
1 22 35s 
2 15 54s 
3 17 64s 
Tabela 2: Tempo de reação em função da temperatura 
■ Efeito do catalisador sobre a reação: H₂O₂ ⇋ H₂O + ½O₂ 
a. Em três tubos de ensaio adicionou-se, com auxílio de uma pipeta, 
aproximadamente 1,0 ml de água oxigenada a 10 volume em cada 
tubo; 
b. Em seguida, adicionou-se, em cada tubo, as seguintes soluções: 
Tubo Número Solução a ser adicionada Volume a ser adicionado Observações 
1 FeCl3 2 gotas Solução adquiriu aspecto 
turvo de coloração 
amarronzada, houve 
formação de bolhas, 
aquecimento e 
condensação de 
gotículas na parede do 
tubo 
2 CuSO4 2 gotas Ocorreu catalisação 
mais lenta 
3 Na2HPO4 
 
FeCl3 
3 gotas 
 
2 gotas 
Solução adquiriu aspecto 
opaco com formação de 
precipitado gelatinoso, 
houve formação de 
bolhas de forma lenta 
Tabela 3: Soluções catalisadoras e observações 
Resultados e Discussão 
1. Parte 1 (Concentração) 
No procedimento 1, observamos a consequência da variação da 
concentração na reação. Notamos que, à medida que aumentamos a 
concentração de um dos reagentes (íon iodato), a velocidade da reação 
também aumenta. Isso concorda com a teoria das colisões, pois quando 
aumentamos a quantidade de partículas reagentes, mais partículas irão se 
colidir efetivamente, formando os produtos. 
2. Parte 2 (Temperatura) 
Na segundo procedimento observamos o efeito da temperatura na 
velocidade das reações. Notamos que quanto maior a temperatura, mais 
rapidamente a reação se processa, o que concorda com a teoria das colisões 
uma vez que a temperatura de um sistema define sua energia cinética, o que, 
por sua vez, aumenta a possibilidade de colisões com energia suficiente para 
que ocorra a reação. 
3. Parte 3 (efeito catalisador) 
Observamos a implicação do efeito catalisador de algumas soluções 
na velocidade da reação.Nos testes, observamos liberação de oxigênio de 
forma intensa, em uma reação de decomposição intensa e bastante 
exotérmica ao usar FeCl3. Ao segundo tubo, adicionamos cloreto de cobre 
que teve efeito mínimo como catalisador, ainda assim, observável. Dessa 
forma, pode-se concluir que ambos os reagentes catalisam a decomposição 
da água oxigenada. 
Ao terceiro frasco, adicionamos Na2HPO4 e FeCl3 a reação de 
decomposição não pode ser observada, o que indica que não houve efeito 
catalisador. Isso ocorreu em virtude da formação de Fe₂(HPO₄)₃ a partir de 
FeCl3 e Na2HPO4. Como observado, os íons Fe³​+ ​são agentes catalisadores 
e ao reagirem para formar Fe₂(HPO₄)₃, que precipitou, os íons ferro ficaram 
indisponíveis para catalisar a reação. Os catalisador agem formando, com os 
reagentes, um produto intermediário com menor energia de ativação. 
Conclusão 
Por meio das práticas realizadas em sequência, pudemos relacionar e 
identificar os possíveis fatores de influência na velocidade de uma reação. Tendo 
conhecimento das equações químicas e das proporções entre os reagentes é 
possível otimizar processos químicos de modo a obter mais produto, de forma mais 
eficiente e rápida. 
Referências 
Apostila de Química Geral (2017)