Velocidade Química das Reações

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Prática N° 8 
Aluno (a): ​​Vitória Eloíne de A. Costa ​Turma: ​​IQUI - 21 
Velocidade Química das Reações 
Objetivos 
a) Mostrar que reações químicas ocorrem em diferentes velocidades; 
b) Mostrar, um caso particular como é possível medir a velocidade de uma reação; 
c) Verificar a influência da temperatura na velocidade das reações químicas; e 
d) Verificar a influência da concentração dos reagentes na velocidade das reações 
químicas. 
Introdução 
 Fenômenos químicos ou reações químicas ocorrem, como se observa facilmente em 
diferentes velocidades. Algumas são muito rápidas, como é o caso da maioria das reações 
entre íons em solução. Por exemplo: 
 
Pb​2+​(aq)​ + 2I​-​(aq)​ -------> PbI​2 (s) 
 
 Outras são mais lentas, como a reação entre o metal ferro e o ácido sulfúrico, conforme 
a equação 
 
Fe​ (s)​ + H​2​SO​4​ -------> FeSO​4 (aq)​ + H ​2 (g) 
 
 Outras, ainda, são extremamente lentas, como a reação entre H​2​ e O ​2​, na formação da 
água, em condições ambientais normais. 
 Em geral, as reações que não envolvem agrupamentos de ligações são mais rápidas que 
as que os envolvem, embora haja exceções. 
 “É fácil constatar que cada reação química, feita sob determinadas condições ocorre em 
certa taxa de rapidez, gastando um tempo determinado para se completar. Em geral, podemos 
variar essa taxa de rapidez da reação modificando as condições a que ela está submetida. O 
termo velocidade em Física é definido como espaço percorrido em função do tempo. Em 
Química, o termo a velocidade está relacionado a quanto uma reação química se desenvolve 
de forma mais rápida ou mais lenta. Para não usarmos o mesmo tempo com sentidos 
 
 
diferentes, optamos por falar em ​taxa de desenvolvimento de uma reação​​ ou ​taxa de 
rapidez de uma reação​​ no lugar de velocidade.” (FONSECA 2013) 
 “Para que uma reação química seja factível, ela deve ocorrer com uma velocidade 
razoável. Consequentemente, é importante que se possa controlar a velocidade da reação. 
Muito frequentemente, isto significa fazê-la correr mais rapidamente. Quando você realiza 
uma reação laboratório de química geral, você quer que ela aconteça rapidamente. Um 
pesquisador em química que tenta sintetizar uma nova droga tem o mesmo objetivo. Todavia, 
há vezes em que é desejável reduzir a velocidade de reação. O processo de envelhecimento, 
uma complexa série de oxidações biológicas, que se acredita envolver “radicais livres” com 
elétrons desemparelhados tais como 
 
 O---H e O---O ​- 
 
é daqueles que todos nós gostaríamos que fosse lento.” (MASTERTON, HURLEY 2010) 
 “O conceito de velocidade é encontrado em muitas circunstâncias não químicas. 
Exemplos comuns são a velocidade de um automóvel, em termos da distância percorrida por 
unidade de tempo, (por exemplo, quilômetros por hora), e a velocidade de escoamento da 
água de uma torneira em termos de volume por unidade de tempo (litros por minuto). Em 
cada caso, uma variação é medida em um intervalo de tempo. A ​velocidade de uma reação 
química​​ refere-se à variação na concentração de uma substância por unidade de tempo. 
 Durante uma reação química, as quantidades de reagentes diminui com o passar do 
tempo, e as quantidade de produto aumenta. É possível descrever a velocidade da reação com 
base no aumento da concentração de um produto ou na diminuição de concentração de um 
reagente por unidade de tempo. 
 Para que uma reação química ocorra, as moléculas dos reagentes devem ser aproximar, 
de modo que os átomos possam ser trocados ou rearranjados. Os átomos e as moléculas são 
móveis na fase gasosa ou em solução e, portanto, as reações são realizadas frequentemente 
usando-se uma mistura de gases ou soluções dos reagentes. Sob essas circunstâncias diversos 
fatores afetam a velocidade de uma reação.” (KOTZ, TREICHEL 2007) 
 
 A velocidade de uma reação depende dos seguintes fatores: 
 
 
 
1- ​Natureza dos reagentes 
 Reações entre íons são geralmente rápidas e entre moléculas são na maioria das vezes 
lentas. 
 “Quanto maior for o número de ligações a serem rompidas nos reagentes e quantos 
mais fortes forem essas ligações, mais lenta será a reação, e vice-versa. Reações orgânicas 
(com moléculas grandes e várias ligações covalentes) são mais lentas que as reações 
inorgânicas (com íons já dissociados em meio aquoso).” (FONSECA 2013) 
 
2- ​Quantidade ou concentração dos reagentes 
 “Quanto maior o número de partículas de reagentes por unidade de volume, isto é, 
quanto maior concentração, maior será a probabilidade de haver colisão efetiva entre essas 
partículas. Consequentemente, maior será a taxa de desenvolvimento da reação.” (FONSECA 
2013) 
 “​Rapidez​​ ou ​velocidade​​ de uma reação é uma grandeza que indica como as 
quantidades de reagente(s) e produto(s) dessa reação variam com o passar do tempo. Essa 
grandeza (que é escalar e não vetorial) é tradicionalmente chamada a ​velocidade​​ de reação. 
Para evitar confusão com o conceito de velocidade estudado em física (que é uma grandeza 
vetorial) alguns professores e autores preferem denominá-la ​rapidez​​ de reação. Uma reação 
ocorre por meio de colisões eficazes entre moléculas dos reagentes. Quanto maior for a 
concentração reagentes, maior será a frequência dessas condições e mais rápida será a 
reação. 
 Para que uma reação química ocorra, é necessário que haja uma colisão entre as 
moléculas dos reagentes. Considere, por exemplo, a reação: 
O​3 (g)​ + NO​(g)​ ​→​ O​2 (g)​ + NO​2 (g) 
 Para que ela aconteça, é necessário que uma molécula de O ​3​ colida com uma de NO. 
Nessa colisão, é quebrada a ligação entre dois átomos de Oxigênio, enquanto é formado uma 
ligação entre um átomo de Oxigênio e um de Nitrogênio. A espécie química existente no 
momento da colisão em que a ligação O---O está parcialmente quebrada e a ligação O---N 
está parcialmente formada é chamada pelos químico de ​complexo ativado​​ ou ​estado de 
transição​​. As moléculas possuem o movimento de agitação térmica que faz com que estejam 
 
 
continuamente sofrendo colisões. Verifica-se experimentalmente que, no caso de reações com 
pelo menos um reagente gasoso um aumento de pressão acarreta um aumento na rapidez. Um 
aumento de pressão, a temperatura constante, provoca uma redução do volume do gás. “ 
(TITO, DO CANTO 2009) 
 A teoria da colisão define o papel da concentração e da temperatura na velocidade das 
reações. De acordo com essa teoria, as moléculas devem colidir para reagir. 
 Quando o aumento da concentração de um reagente leva uma velocidade maior da 
reação, isso se deve à maior frequência de choques efetivos entre as espécies reagentes. 
 Obs: A velocidade da reação do frasco da direita é maior porque a maior concentração 
de reagentes nesse frasco provoca maior número de colisões entre as moléculas. 
 “Considere 1 mol de O​3​ e 1 mol de NO colocados em um mesmo recipiente para sofrer 
a reação: 
O​3 (g)​ + NO​(g)​ ​→​ O​2 (g)​ + NO​2 (g) 
 Estimativas feitas por cientistas revelam que, a 25°C e 1 atm, cada molécula colide 
cerca de 10 ​9​ vezes (1 bilhão de vezes) por segundo com outras moléculas. Se todas Esdras 
colisões resultasse em formação de produtos, a reação ocorreria em uma fração de segundo, 
possuindo uma velocidade assustadoramente alta. No entanto, verifica-se que essa reação não 
possui uma velocidade assim tão elevada. Dessa forma, somos levados a concluir que nem 
todas as colisões entre as moléculas de reagentes são eficazes. 
 ​Colisão eficaz​​ ou​efetiva​​ é aquela que conduz à formação de produto. Só são eficazes 
aquelas colisões que acontecem com geometria favorável. Se as moléculas colidirem em 
posições desfavoráveis, não haverá possibilidade de formar o complexo ativado e, portanto, 
não acontecerá a formação das moléculas de produtos nessa colisão. No momento da colisão 
uma ruptura parcial de ligações químicas das moléculas reagentes. A energia necessária para 
essa ruptura provêm do movimento das moléculas (a energia associada ao movimento é 
chamada de ​energia cinética​​). Para que uma colisão entre moléculas de reagentes seja eficaz 
é necessário que ela ocorra com ​geometria adequada​​ e ​energia suficiente​​. 
 Apenas as moléculas dotadas de energia suficiente conseguem, ao se aproximarem com 
geometria favorável, sofrer colisões eficazes. Existe uma barreira a ser vencida para que 
moléculas de reagentes se transformem em moléculas de produto. A energia necessária para 
 
 
vencer essa barreira é chamada de ​energia de ativação​​. A energia de ativação [E​a​] é o valor 
mínimo de energia que as moléculas de reagentes devem possuir para que uma colisão entre 
elas seja eficaz. Quanto maior for a energia de ativação, mais lenta será a reação. Cada reação 
possui valor característico de energia de ativação. Esse valor ​não depende​​ da temperatura e 
da concentração dos reagentes.” (TITO, DO CANTO 2009) 
 
3 - ​Temperatura 
 Para ocorrer reações entre moléculas, por exemplo, é necessário que os choques sejam 
suficientemente energéticos, para causar em ruptura de ligações químicas já existente. 
 Quando se aquece o sistema, aumentasse energia das moléculas, aumentando, portanto, 
a eficiência dos choques intermoleculares e, consequentemente, a velocidade da reação 
química. 
 “As velocidades da maioria das reações químicas aumentam à medida que a 
temperatura aumenta. Muitas reações orgânicas em solução caem em algum ponto na faixa 
englobada pela hidrólise do Etanoato de Metila (para qual a constante de velocidade é 35 °C 
é 1,8 vez o valor a 25 °C) e pela hidrólise da sacarose (para a qual o fator é 4,1). Reações 
catalisadas por enzimas podem apresentar uma dependência da temperatura mais complexa, 
pois elevar a temperatura pode provocar mudanças conformacionais que diminuem a ação 
efetiva da enzima. Na realidade, uma das razões pelas quais combatemos a infecção com uma 
febre é para perturbar o equilíbrio das velocidades de reação dentro do organismo infeccioso, 
e, desse modo, destruí-lo pelo aumento da temperatura.” (ATKINS, DE PAULA 2014) 
 “Um aumento de temperatura causa um aumento na taxa de desenvolvimento de 
reações químicas são exotérmicas quando endotérmicas Por que leva os reagentes atingir 
mais rapidamente complexo ativado.” (FONSECA 2013) 
 “Quando elevamos a temperatura, provocamos um aumento da energia cinética das 
moléculas, fazendo com que haja maior quantidade de moléculas com energia suficiente para 
reagir, isto é, com energia superior a de ativação. Quanto maior forma a temperatura, maior 
será a energia cinética das moléculas e maior a velocidade de uma reação. Algumas reações 
podem ter sua velocidade violentamente aumentada pela ação de uma faísca elétrica ou pela 
presença de uma chama. Um exemplo é a combustão dos vapores de gasolina, que podem 
estar misturados com o O​2​ do ar sem que nada aconteça. Contudo, uma chama ou faísca é o 
bastante para causar uma explosão. A faísca fornece energia para que algumas moléculas 
 
 
reajam, formando produtos liberando muita energia. Essa energia permite que outras 
moléculas também reajam, transformando-se em produto liberando ainda mais energia.” 
(TITO, DO CANTO 2009) 
 
4 - ​Catalisador 
 Catalisadores são substâncias que, por processos frequentemente complicados, têm a 
capacidade de diminuir a barreira (energia de ativação) de uma reação química, causando, 
portanto, de modo geral, aumento na velocidade da reação química, conforme pode-se 
verificar na prática sobre catálise. 
 “Considere a decomposição da água oxigenada. Na ausência de luz e das impurezas, 
essa reação é bastante lenta. Se, no entanto, uma pequena pintada de MnO​2​ sólido foi 
adicionada, a reação ocorrerá com uma velocidade bem mais alta. Ao final da reação, 
verifica-se que o MnO​2 ​não foi efetivamente consumido. 
 Substâncias cuja atuação se assemelha à do MnO​2​ recebem o nome de catalisadores. 
Catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação química sem ser 
efetivamente consumida no processo. Catálise é o nome dado ao aumento da velocidade 
provocada pelo catalisador. Um catalisador aumenta a velocidade de uma reação pois a baixa 
energia de ativação (E​a​). (PERUZZO, DO CANTO 2009) 
 Define-se velocidade de reação como decréscimo da concentração do reagente ou de 
um dos reagentes na unidade de tempo, ou seja: 
∆ [R] 
V = ------------------- 
t 
 É importante medir a velocidade de uma reação química e, também, reconhecer quando 
esta acabou, uma vez que existe peças em reação (átomos íons ou moléculas) são invisíveis. 
Poder-se-ia analisar, de tempo em tempo, uma alíquota do sistema para determinar quanto 
resta de um certo reagente, em determinado momento, ou quando apareceu de um produto. 
Um outro método seria acompanhar de variações das propriedades macroscópicas (pressão, 
temperatura cor etc.) durante a reação. Quanto tais variações não mais ocorrerem com passar 
do tempo, a reação terá chegado ao seu final. Muitas vezes não ocorrem variações 
perceptíveis, o que, evidentemente, dificulta a medição. Essa dificuldade, frequentemente, é 
contornada por meio de uma indicação engenhosamente provocada de uma propriedade que, 
 
 
pelo menos, indique o fim da reação, como, por exemplo, pelo aparecimento o 
desaparecimento da cor do sistema. No caso que será estudado, o término da reação é 
indicado pelo descoramento do sistema em estudo. Serão investigar os efeitos de fatores 
concentração e temperatura, executando experiências com a reação entre permanganato de 
potássio e sacarose, em meio ácido. 
 “Os catalisadores não são consumidos em uma reação química; entretanto, estão 
envolvidos intimamente nos detalhes da reação em nível particulado. Sua função é fornecer 
um caminho diferente com a energia de ativação mais baixa para reação.” (KOTZ, 
TREICHEL 2007) 
 “Um catalisador heterogêneo é aquele que está numa fase diferente da mistura de 
reação. De maneira mais comum, o catalisador é um sólido que aumenta a velocidade de uma 
reação em fase gasosa ou em fase líquida.” (MASTERTON, HURLEY 2010) 
 “Por exemplo: a mesma reação de combustão do Dióxido de Enxofre, SO ​2(g)​, pode ser 
catalisada pelo Pentóxido de Divanádio, V​2​O ​5 (s)​, um composto sólido que forma com os 
reagentes gasosos no sistema bifásico (heterogêneo). 
 ​ V​2​S​5 (s) 
2 SO​2 (g) ​+ 1 O ​2 (g)​ ​→​2 SO​3 (g) 
 Nesse caso, o composto sólido atua adsorvendo (retendo em sua superfície) as 
moléculas dos reagentes. Isso enfraquece as ligações nessas moléculas, facilitando a 
formação do complexo ativado, o que diminui a energia de ativação e aumenta a taxa de 
desenvolvimento da reação.” (FONSECA 2013) 
 “Um problema dos catalisadores heterogêneos é que o catalisador sólido é facilmente 
‘envenenado’. Materiais estranhos depositados na superfície catalítica durante a reação 
reduzem o mesmo destroem sua eficiência. Uma razão principal para utilizar gasolina sem 
chumbo é que o chumbo metálico envenena a mistura de Pt-Rh no conversor catalítico.” 
(MASTERTON, HURLEY 2010) 
 “Um catalisadorhomogêneo é o que está presente na mesma fase dos reagentes. Ele 
acelera a reação formando um intermediário reativo que se decompõe gerando produtos. 
Dessa forma, o catalisador oferece um processo alternativo de energia de ativação mais 
baixa.” (MASTERTON, HURLEY 2010) 
 
 
 “Por exemplo: Considere a reação de combustão do dióxido de enxofre, SO​2 (g)​, 
formando trióxido de enxofre, SO​3 (g)​ (uma etapa intermediária na fabricação de ácido 
sulfúrico, H​2​SO​4 (aq) ​). 
2 SO​2 (g)​ + 1 O ​2 (g)​→​2 SO​3 (g) 
 Na ausência de catalisador, essa reação é bastante lenta, mas na presença de dióxido de 
nitrogênio, NO​2 (g)​, a reação torna-se sensivelmente mais rápida. Como o dióxido de 
nitrogênio forma com os reagentes um sistema monofásico (geralmente as misturas de gases 
são monofásicas), sua ação catalítica, nesse caso, é dita homogênea. 
 O que ocorre de fato que o catalisador forma com um dos reagentes um composto 
intermediário (complexo ativado). Nessa reação, o Dióxido de Nitrogênio, NO​2​ (catalisador), 
reage com Dióxido de Enxofre, SO​2 (g) ​(numa primeira etapa), formando o Monóxido de 
Nitrogênio NO​(g) ​e o Trióxido de Enxofre, SO ​3 (g)​. 
 Numa segunda etapa, o Monóxido de Nitrogênio, NO​(g)​, reage com o Gás Oxigênio, O​2 
(g)​, para reconstituir o catalisador. A reação feita assim, em duas etapas, necessita de menos 
energia de ativação para prosseguir e, consequentemente, é mais rápida.” (FONSECA 2013 
 
Material e método 
Efeito da Concentração 
1. Em um suporte para tubos de ensaio, fora colocado 5 tubos numerados. Pipetou-se 12 
mL de solução de sacarose 1 mol/L e colocou-se no tubo 1; adicionou-se 10 mL desta 
mesma solução ao tubo 2; 8 ml ao tubo 3; 6 ml ao tubo 4; e 4 ml ao tubo 5. 
2. Adicionou-se 2 mL de H​2​O destilada ao tubo 2; 4 mL ao tubo 3, 6 mL ao tubo 4; e 8 
mL ao tubo 5. 
3. Adicionou-se a cada tubo 2 mL de H ​2​SO ​4​ 2 mol/L. 
4. Em outros cinco tubos de ensaio, adicionou-se 4 mL de KMnO​4​ 0,0025 mol/L em 
cada um. 
5. Adicionou-se o conteúdo de um dos tubos de KMnO​4​ ao tubo 5. Colocou-se uma 
rolha adequada na extremidade do tubo e agitou-se rapidamente, virando o tubo de 
cabeça para baixo por duas ou três vezes. Marcou-se o tempo (em segundos), desde o 
momento em que se iniciou a adição até o descoramento da mistura. 
 
 
6. Prosseguiu-se da mesma forma com outros tubos. Anotou-se o tempo gasto para cada 
reação. 
7. Calculou-se a concentração da sacarose em cada tubo de ensaio, imediatamente após a 
mistura, isto é, antes da reação ocorreria. 
 
Efeito da Temperatura 
 Nesta experiência, mantém-se constante a concentração dos reagentes e varia-se a 
temperatura. 
1. Colocou-se seis tubos de ensaio no suporte. Pipetou-se para três destes tubos 6 mL de 
solução de sacarose 1 mol/L, 6 mL de H​2​O e 2 mL de H​2​SO ​4​ 2 mol/L. Para os outros 
três tubos, pipetou-se 4 mL de solução de KMnO​4​ 0,0025 mol/L. 
2. Pegou-se dois tubos, um com solução de sacarose e outros com solução de KMnO ​4​, e 
colocou-os em banho de gelo, até a temperatura atingir cerca de 0 °C. Misturou-se 
rapidamente os conteúdos dos tubos em um único e volto-se para o banho de gelo. 
Marcou-se o tempo. 
3. Procedeu-a do mesmo modo em banho-maria. Esta reação fora realizada em 
temperatura próxima a 50 °C. Anotou-a o tempo. 
4. Os dois tubos restantes encontraram-se a temperatura ambiente. Misturou-se 
rapidamente e anotou-se o tempo da reação. 
 
Resultados e discussão 
Efeito da Concentração 
 
 
Gráfico: Concentração x Tempo (Sacarose 
 
 
Volumes (em mL) adicionados a cada tubo de ensaio 
Tubo N° 1 2 3 4 5 
Sacarose 
1 mol/L 
12 10 8 6 4 
H​2​O 0 2 4 6 8 
H​2​SO​4 
2 mol/L 
2 2 2 2 2 
KMnO​4 
0,0025 
mol/L 
4 4 4 4 4 
 
 Fora possível calcular a concentração das soluções: sacarose, H​2​SO​4​ e KMnO​4​ usando 
a seguinte fórmula: 
 Mi x Vi 4 x 0,0025 
M = ---------------- sendo M​KMnO​4​ = ---------------- = 0,0005 mol/ L 
 Vf 18 
 
 2 x 2 
M​H​2​SO​4​ ​= -------- = 0,2 mol/L 
 18 
o mesmo cálculo fora feito para descobrir a concentração da sacarose, variando apenas a 
quantidade de sacarose (Vi) em cada tubo de ensaio. 
 
Tubo N° 1 2 3 4 5 
Concentração 
final da 
sacarose 
(Mol/L) 
 
0,6 
 
0,5 
 
0,4 
 
0,3 
 
0,2 
Tempo da 
reação 
5 min 12 s 11 min 36 s 15 min 43 s 17 min 52 s 20 min 12 s 
 
 Como não houve variação do volume da solução de H ​2​SO ​4​ e da solução de KMnO​4​ as 
concentrações destas soluções foram as mesmas para cada tubo de ensaio, variando apenas a 
 
 
concentração da solução de sacarose. Com a variação da concentração da solução de 
sacarose, houve variação na velocidade de tempo da solução. 
 “Normalmente, velocidade de reação está diretamente relacionadas à concentração do 
reagente. Quanto maior a concentração dos materiais iniciais, mais rapidamente ocorre a 
reação. A dependência da velocidade de reação com a concentração é facilmente explicada. 
Normalmente, ​as reações ocorrem como resultado de colisões entre moléculas dos 
reagentes. ​​Quanto mais alta a concentração de moléculas, maior o número de colisões na 
unidade de tempo e, dessa forma, mais rápida a reação. À medida que os reagentes são 
consumidos, suas concentrações diminuem, as colisões ocorrem com menos frequência e a 
velocidade de reação diminui. Isto explica a observação comum de que a velocidade de 
reação diminui com o tempo, finalmente chegando a zero quando é consumido o reagente 
limitante.” (MASTERTON, HURLEY 2010) 
 “Considere a reação em fase gasosa entre o óxido nítrico e o ozônio: 
NO​(g)​ + O​3 (g)​ ​→​ NO ​2 (g)​ + O​2 (g) 
 Consideremos a reação no nível particulado imaginemos um frasco contendo uma 
mistura de moléculas de NO e O​3​ em fase gasosa. Ambos os tipos de moléculas apresentam 
movimentos rápidos e aleatório dentro do frasco. Elas atingem as paredes do frasco e colidem 
com outras moléculas. Para que esta ou qualquer outra reação ocorra, a ​teoria das colisões​​ de 
velocidades de reação afirma que três circunstâncias devem ser satisfeitas: 
1. As moléculas que reagem devem colidir uma com as outras. 
2. As moléculas que reagem devem colidir com energia suficiente. 
3. As moléculas devem colidir com uma orientação que possa levar ao rearranjo dos 
átomos. 
 Para reagir, as moléculas devem corrigir uma com as outras. A velocidade de sua 
reação é relacionada principalmente ao número de colisões, que por sua vez está relacionado 
às suas concentrações. A duplicação da concentração de um dos reagentes na reação de NO 
com O​3​, digamos, o NO, levará ao dobro do número de colisões moleculares. Em 
determinado período de tempo, poderia colidir com duas moléculas de O​3​. O número de 
colisões de NO----O​3​ dobrará, entretanto, se a concentração de moléculas de NO for 
duplicada ou se o número de moléculas de O ​3​ for dobrado. Assim, podemos explicar a 
 
 
dependência da velocidade de reação com a concentração: o número de colisões entre as duas 
moléculas de reagentes é diretamente proporcional às concentrações de cada reagente, e a 
velocidade da reação mostra uma dependência de primeira ordem para cada reagente.” 
(KOTZ, TREICHEL 2010) 
 
Efeito da Temperatura 
 
Temperatura Banho de Gelo 
(2° C) 
Ambiente Banho-Maria 
(67 °C) 
Tempo 2h 15 min 18 min 37 s 37 s 
 
 “As velocidades da maioria das reações aumentam à medida que a temperatura sobe.Uma pessoa apressada em preparar o jantar aplica esse princípio ligando o forno no seu 
máximo possível. Guardando as sobras em um refrigerador, as reações químicas responsáveis 
pela deterioração dos alimentos são desaceleradas. Como regra geral, e muito aproximada, 
habitualmente se diz que um aumento de 10 °C na temperatura dobra a velocidade da reação. 
Se essa regra for verdade os alimentos deverão se deteriorar 4 vezes mais rápido a 
temperatura ambiente (25 °C) do que o fase e um refrigerador a 5 °C. O efeito da 
temperatura na velocidade de reação pode ser explicado em termos da teoria cinética. Essas 
são as moléculas com maior probabilidade de reação quando se colidem. Quanto mais alta a 
temperatura, maior a fração de moléculas com a capacidade de oferecer a energia de ativação 
necessária para a reação.” (MASTERTON, HURLEY 2010) 
 “Para que a colisão entre as partículas reagentes seja efetiva (resulte em produtos) não 
basta que ela ocorra segundo uma orientação favorável, é necessário que a colisão aconteça 
com uma quantidade mínima de energia capaz de romper as ligações das partículas reagentes 
possibilitando a formação dos produtos. Essa energia mínima necessária para que a reação 
ocorra é denominada energia de ativação. 
 ​Energia de ativação​​ é a quantidade mínima de energia necessária para que a colisão 
entre as partículas dos reagentes, feita numa orientação favorável, seja efetiva e resulte em 
reação. Quando a colisão entre as partículas dos reagentes ocorre numa orientação favorável e 
com energia igual ou superior à energia de ativação forma-se primeiramente uma estrutura 
instável e intermediária entre os reagentes e os produtos, chamada complexo ativado. 
 
 
 ​Complexo ativado​​ ​de uma reação​​ é uma estrutura intermediária e instável entre os 
reagentes e produtos. Também podemos definir energia de ativação como a energia 
necessária para que os reagentes se transformam em complexo ativado. A energia de ativação 
representa um obstáculo na transformação de reagentes em produtos. A reação só será 
efetuada se esse obstáculo for transposto, isto é, se as moléculas de substâncias reagentes 
adquirirem energia de ativação. Quanto menor for a energia de ativação a ser adquirida, mais 
fácil e rapidamente a correr a reação e vice-versa.” (FONSECA 2013) 
 
Conclusão 
 Com a realização do experimento pôde-se observar que as reações ocorrem em 
diferentes velocidades, e como foi possível medir a velocidade de uma reação. Verificou-se a 
influência da temperatura e da concentração dos reagentes na velocidade das reações 
químicas. 
 
Referências Bibliográficas 
ATKINS, P.W. DE PAULA, J. Físico-química fundamentos. 5° ed. Rio de Janeiro: 
LTC,2014. 493 págs 
 
FONSECA, M. R. M. Química (Ensino Médio). 1° ed. São Paulo: Ática, 2013. 320 págs. 
 
KOTZ, J. C. TREICHEL, P. M. Química Geral e Reações Químicas. 5° ed. São Paulo: 
Thomson Learning, 2007. 474 págs. 
 
MASTERTON, W. L. HURLEY, C. N. Química: princípios e reações. 6° ed. Rio de Janeiro: 
LTC, 2010. 663 págs. 
 
PERUZZO,F.M. DO CANTO, E. L. Química na abordagem do cotidiano. 5º ed. São Paulo: 
Moderna,2009. 475 págs.