Relatorio 1 Cinetica Quimica

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FACULDADE DE AMERICANA 
Curso de Engenharia Química 
 
 
 
 
JEFERSON NEVES MESQUITA - RA: 20161605 
JOÃO VITOR PASSONI GONÇALVES - RA: 20160102 
THAYS ZERBINATI MARTINI - RA: 20160383 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AMERICANA, SP 
2018 
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JEFERSON NEVES MESQUITA - RA: 20161605 
JOÃO VITOR PASSONI GONÇALVES - RA: 20160102 
THAYS ZERBINATI MARTINI - RA: 20160383 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professora: Silvia Vaz Guerra Nista 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AMERICANA, SP 
2018
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Sumário 
1.0. Introdução .......................................................................................................... 4 
2.0. Objetivo .............................................................................................................. 4 
3.0. Parte Experimental ........................................................................................... ..4 
3.1. Materiais e Reagentes……………………………………………………………….4 
3.2. Procedimentos………………………………………………………………………..5 
4.0. Resultados e Discussões …………………………………………………………...6 
5.0 Parte II ...................................................................................................................7 
6.0. Conclusão……………………………………………………………………………....9 
Referências bibliográficas ...................................................................................... 10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
1.0. INTRODUÇÃO 
 
A cinética química é a área responsável pelo estudo da velocidade das reações, 
analisando os diferentes fatores que interferem na mesma. Uma das finalidades de tais 
estudos, é controlar o tempo da reação, dependendo do uso que esta terá. 
 
Podemos classificar as reações como lentas ou rápidas, sendo que algumas 
possuem duas etapas, onde a de menor velocidade tem maior importância nos estudos 
cinéticos. As reações rápidas podem ser exemplificadas por uma reação de 
neutralização, ou precipitação, enquanto a lenta, fermentação. Reações em sistemas 
homogêneos tendem a ser mais rápidas, devido a um melhor contato entre os 
reagentes. 
 
Fatores como natureza, concentração, pressão, contato e temperatura são 
grandes influentes nos experimentos realizados em aula. O relatório a seguir apresenta 
tais práticas, analisando de forma empírica como as reações são afetadas. 
 
A natureza da reação está ligada a características dos próprios reagentes, sendo 
determinada por uma constante que varia conforme o elemento. A superfície é a forma 
como os reagentes se “encostam”. A concentração é diretamente proporcional a 
velocidade, assim como a temperatura. A pressão é uma variável em sistema gasoso, 
sendo também diretamente proporcional. Agentes externos também podem causar 
mudança na velocidade, como por exemplo um catalisador, que age no caminho que a 
reação irá ocorrer. 
 
Utilizou- se também de meios gráficos, para que fosse determinada a ordem da 
reação. Podemos definir a ordem como a relação entre velocidade e concentração dos 
reagentes, podendo ser de ordem n, iniciando na ordem 0. 
 
 
2.0. OBJETIVO 
 
Observar e refletir os fatores que afetam a velocidade de uma reação. 
 
 
3.0. PARTE EXPERIMENTAL 
 
3.1. Materiais e Reagentes 
 
• Solução de ácido sulfúrico 0,3mol/L; 
• Solução de tiossulfato de sódio 0,3mol/L; 
• Solução de tiossulfato de sódio 0,15mol/L; 
• Solução de ácido clorídrico 2mol/L; 
• Zinco em pó; 
• Comprimido efervescente; 
• Água oxigenada (H2O2); 
• Dióxido de manganês (MnO2); 
• Água destilada; 
5 
• Béquer; 
• Tubos de ensaio. 
 
3.2. Procedimento 
 
A) Verificação da influência da concentração dos reagentes na velocidade 
da reação. 
Considerar a seguinte reação: H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + SO2+ H2O+ S 
1. Colocar em um tubo de ensaio 15 mL de H2SO4 (ácido sulfúrico - 0,3 mol/L) 
e 15 mL de Na2S2O3 (tiossulfato de sódio - 0,3mol/L). 
2. Assim que as duas soluções entrarem em contato, acionar o cronômetro. 
Anotar o tempo gasto para que se inicie a turvação da solução. Esta 
turvação indica o início da formação do precipitado (S, enxofre). 
3. Repetir o item anterior com o Na2S2O3 (0,15 mol/L). 
 
B) Verificação da influência da temperatura na velocidade da reação. 
Considerar a seguinte reação: 2HCl + Zn → ZnCl2 + H2 
1. Aquecer 10 mL de HCl (2,0 mols/L) a 40oC (Banho Maria), em um tubo de 
ensaio (Utilizar a estante). CUIDADO! 
2. Em outro tubo de ensaio adicionar 10 mL de HCl (2,0 mols/L) à temperatura 
ambiente. 
3. Adicionar uma ponta de espátula de zinco em cada tubo e verificar o que 
acontece. 
 
C) Verificação da influência da superfície de contato de um reagente sólido 
na velocidade da reação. 
1. Cortar o comprimido efervescente ao meio. 
2. Triturar uma das metades do comprimido com o auxílio de almofariz e 
pistilo. 
3. Colocar a outra metade em um tubo de ensaio (30mL - grande). 
4. Transferir o comprimido triturado para um outro tubo de ensaio (30mL- 
grande). 
5. Em cada um dos tubos adicionar 30 mL de água, e acionar o cronômetro; 
6. Observar atentamente a velocidade de liberação das bolhas. 
D) Verificação da influência do catalisador na velocidade da reação 
Considerar a seguinte reação: 2H2O2 → 2H2O + O2 
6 
1. Colocar em um béquer aproximadamente 20 mL de água oxigenada. 
2. Observar a decomposição da água oxigenada sob a influência da luz. 
3. Em outro béquer adicionar aproximadamente 20 mL de água oxigenada, e 
uma ponta de espátula de dióxido de manganês (MnO2). Observar. 
4. 
4.0. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
A) Verificação da influência da concentração dos reagentes na velocidade 
da reação. 
Neste experimento colocamos em um tubo de ensaio 15 ml de H2SO4 0,3 mol/L 
e 15 mL de Na2S2O3 0,3 mol/L. Assim que as soluções entraram em contato acionamos 
o cronômetro e observamos que após 11,7 segundos a solução começou a ficar turva, 
indicando o início da formação do enxofre precipitado. 
Repetimos o experimento, desta vez com Na2S2O3 0,15 mol/L. Neste, a turvação 
levou 20,1 segundos para iniciar. 
 
B) Verificação da influência da temperatura na velocidade da reação. 
Para este experimento, aquecemos em um tubo de ensaio 10 ml de solução de 
HCl 2mol/L a 40ºC, em banho maria. Em outro tubo, colocamos mais 10 ml da solução 
à temperatura ambiente. Adicionamos uma ponta de espátula de zinco em cada um dos 
tubos e observamos. 
No tubo com HCl aquecido, observamos que a solução ficou toda cinza, liberou 
bolhas e logo formou um sólido na superfície. Essas bolhas são o gás hidrogênio sendo 
liberado. No tubo com HCl à temperatura ambiente, a liberação do gás durou mais tempo 
e depois o sobrenadante também se formou. 
 
C) Verificação da influência da superfície de contato de um reagente sólido 
na velocidade da reação. 
Neste experimento, dividimos um comprimido efervescente ao meio. Uma metade 
deixamos inteira, e a outra trituramos com o auxílio do almofariz e pistilo. 
Colocamos cada uma das metades em um tubo de ensaio e adicionamos 30 ml 
de água. 
No tubo em que o comprimido estava triturado, ele foi rapidamente dissolvido, 
enquanto o comprimido inteiro demorou mais tempo para se dissolver completamente. 
 
D) Verificação da influência do catalisador na velocidade da reação 
Para este experimento colocamos aproximadamente 20 ml de água oxigenada 
em um béquer e observamos sua decomposição sob a influência da luz. Houve a 
liberação de uma pequena quantidadede bolhas (O2) com o tempo. 
Em outro béquer colocamos mais 20 ml de água oxigenada e uma ponta de 
espátula de dióxido de manganês. Observamos que a liberação de O2 foi imediata. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
5.0 PARTE 2 
O espectrofotômetro é um aparelho utilizado para medir e comparar a quantidade 
de luz absorvida por uma determinada solução, ou seja, identificar e determinar a 
concentração de substâncias. 
Com o espectrofotômetro ajustado para um comprimento de onda igual a 665 nm, 
preparou-se uma solução de 500 ml de Azul de metileno de 1.10^-3 mol/L. A massa 
molar do azul de metileno é de 319,85 g/mol, e o número de mols igual a 0,1599. Com 
esses valores, obteve-se as concentrações utilizadas nos experimentos, que consistiam 
em preencher balões com azul de metileno e água. A fórmula utilizada para o cálculo de 
concentrações se dá por: 
𝐶1 ∗ 𝑉1 = 𝐶2 ∗ 𝑉2 
Sendo, C1 e V1, concentração e volume iniciais, C2 e V2, concentração e volume 
finais. A tabela a seguir contém os resultados obtidos: 
 
Condição [AM] mol/L 
Volume H2O (20 
mL) 
Volume AM (µL) 
1x10^-3 mol L-1 
1 0,04995 
Completa com 10 
mL 
500 
2 0,024975 
Completa com 10 
mL 
250 
3 0,00999 
Completa com 10 
mL 
100 
4 0,004995 
Completa com 10 
mL 
50 
5 0,000999 
Completa com 10 
mL 
10 
6 0,0004995 
Completa com 10 
mL 
5 
7 0,0001998 
Completa com 25 
mL 
5 
8 0,0000999 
Completa com 50 
mL 
5 
 
 
Ajustou-se o espectrofotômetro e o zero de absorbância, utilizando-se água 
destilada. As absorbâncias obtidas em triplicata na solução utilizada estão expressas no 
tabela e gráfico a seguir: 
[AAsc] Absorbância 1 Absorbância 2 Absorbância 3 
Média 
Absorbância 
0,04995 
0,024975 1,228 1,207 1,235 1,223333 
0,00999 0,538 0,527 0,538 0,534333 
0,004995 0,260 0,261 0,261 0,260667 
0,000999 0,074 0,080 0,081 0,078333 
0,0004995 0,0269 0,025 0,022 0,024633 
0,0001998 0,010 0,017 0,011 0,012667 
0,0000999 0,006 0,007 0,008 0,007 
 
 
Os valores de absorbância para as concentrações iguais a 0,04995 e 0,024975 foram 
desconsiderados por extrapolarem a curva, sendo maiores que 1. 
 
8 
 
 
 
y = 0,0189x - 1E-04
R² = 0,9975
0
0,002
0,004
0,006
0,008
0,01
0,012
0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6
Curva de Calibração
 
 
 9 
 
 
 
 
6.0. CONCLUSÃO 
 
Experimento A: Concluímos que, quanto maior a concentração do reagente, 
maior a velocidade da reação. Isso se dá, pois, quando aumentamos a 
concentração de um reagente, existe uma maior quantidade de moléculas no 
sistema dentro do mesmo espaço, acarretando um número maior de colisões no 
mesmo intervalo de tempo, consequentemente, o número de colisões efetivas 
aumenta e com isso, a velocidade da reação também. 
 
Experimento B: A explicação para isso e que, quando aumentamos a 
temperatura do sistema, aumentamos a energia cinética das moléculas, obtendo 
mais colisões e com mais energia, consequentemente, aumentamos o número de 
colisões efetivas, portanto, a reação ocorre mais rápido. 
 
Experimento C: Isso acontece pois, quanto maior a superfície de contato do 
reagente, maior a velocidade da reação. É importante lembrar que, aumentar a 
superfície de contato apenas intensifica a velocidade da reação e não aumenta a 
quantidade dos produtos no final do processo. 
 
Experimento D: Isso ocorre, pois, o dióxido de manganês age como um 
catalisador, acelerando a velocidade da reação sem ser consumido. 
 
Parte II: No experimento com o espectrofotômetro, após os ajustes e leitura 
das amostras, notamos que nas últimas amostras mais concentradas, ocorreu um 
erro, sendo assim, foi descartada os resultados das últimas amostras, para cálculo 
e inserção no gráfico de curva de calibração. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 10 
 
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Influência da Concentração na 
Velocidade das Reações. Disponível em: 
<https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/influencia-concentracao-na-
velocidade-das-reacoes.htm>. Acesso em: 07 set. 2018. 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Temperatura e Velocidade das 
Reações"; Brasil Escola. Disponível em 
<https://brasilescola.uol.com.br/quimica/temperatura-velocidade-das-
reacoes.htm>. Acesso em 07 de setembro de 2018. 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Superfície de Contato e Velocidade 
das Reações"; Brasil Escola. Disponível em 
<https://brasilescola.uol.com.br/quimica/superficie-contato-velocidade-das-
reacoes.htm>. Acesso em 07 de setembro de 2018. 
 
<https://www.infoescola.com/materiais-de-laboratorio/espectrofotometro/>. 
Acesso em 08 de setembro de 2018. 
 
<https://descomplica.com.br/blog/quimica/resumo-qui/resumo-cinetica-quimica/>. 
Acesso em 05 de setembro de 2018. 
 
<https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ordem-uma-reacao.htm>. Acesso 
em 07 de setembro de 2018. 
 
<https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-
quimicas.htm>. Acesso em 08 de setembro de 2018.