Relatorio Pratica VIII

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1. INTRODUÇÃO 
 
A Cinética Química estuda as velocidades das reações, bem como, os fatores que as alteram. O seu estudo permite 
também a compreensão dos mecanismos por que passa a interação dos reagentes para chegar aos produtos 
(LENZI, Ervim et al 2012). 
 
A diversidade de fatores que influenciam na velocidade de uma reação e seu possível controle pode ser trabalhado 
em laboratório. Átomos e moléculas não vemos, no entanto, necessitamos de “evidencias” da reação química. Assim, 
desprendimento de gás, mudanças de coloração, aquecimento ou resfriamento do sistema, formação de substâncias 
insolúveis, são evidencias de reações químicas. A reação-relógio é um desses meios que possibilitam estudar os 
fatores como, concentração, temperatura, pressão, superfície de contato entre as diferentes fases de uma reação e 
catálise podem alterar a velocidade de uma reação química. Mudanças de coloração no meio reacional permitem 
medir o tempo de reação. Essas reações são conhecidas como reações-relógio. (LENZI, Ervim et al 2012). 
A rapidez, ou velocidade, de uma reação química indica a variação da quantidade de reagentes e produtos com o 
passar do tempo. 
Sobre a catálise, pode-se dizer que esta consiste no emprego de materiais que participam de reações químicas, sem 
serem consumidos, mas por modificarem o mecanismo dessas reações, permitem que elas sejam efetuadas a 
menores temperaturas e/ou com uma velocidade reacional muito maior. Sendo subdividida em três áreas, a 
homogênea, a heterogênea e a enzimática. 
 
2. OBJETIVOS 
Verificar a influência de catalisador, concentração, área de contato e temperatura na velocidade das reações. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
3.1. Materiais 
Estante para tubos de ensaio, 10 Tubos de ensaio, Béqueres, Pipetas volumétricas de 5 mL, Chapa de aquecimento, 
Termômetro, Conta-gotas, Pinça de madeira. 
 
 
 Universidade Estácio de Sá – Campus Macaé 
Relatório de Experimento 
CCE0032 - Química Experimental I – Professora: Bárbara Diniz 
Experimentos: Cinética Química - Fatores que influenciam a velocidade das reações 
Data da Realização: 16/10/2018 
Participantes do Grupo 
Nome Matrícula Turma 
Angelo Barcelos Barbarioli 201707035131 3070 
Bryan Aguiar Penna Matsuda 201602853436 3070 
Fernanda Rodrigues Guimarães 201512469491 3070 
 
3.2. Reagentes 
Permanganato de potássio (KMnO4) 0,05 mol/L, e (KMnO4) 0,01 mol/L; Ácido clorídrico (HCl) 0,6 mol/L e 6,0 mol/L; 
Ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol/L; Tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,5%; Dióxido de manganês (MnO2); Ferro em 
pó; pregos de ferro; Nitrato de sódio (NaNO3); Zinco em pó; Agua Oxigenada 10 volume. 
 
4. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
 
4.1. Efeito da temperatura: 
Em três tubos de ensaio foram colocados cerca de 5 mL de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,01 
mol/L, 10 gotas de H2SO4 1 mol/L e adicionado um prego pequeno novo. 
O 1° tubo foi deixado á temperatura ambiente reagindo sem interferência externa. 
O 2° tubo foi aquecido inicialmente à 50°C e ao final à 44°C. 
O 3° tubo foi aquecido diretamente na chama. 
 
4.2. Efeito da concentração: 
Em dois tubos de ensaio foram colocados 5 mL de solução 0,5% de tiossulfato de sódio (Na2S2O3). A um dos tubos 
adicionado 1 mL de HCl 6 mol/L e ao outro tubo adicionar 1 ml de HCl 0,6 mol/L. 
 
4.3. Efeito do catalisador: 
Em um tubo de ensaio foram colocados cerca de 5 mL de água oxigenada 10 volumes. Em seguida, foram 
adicionados pequenos cristais de MnO2. 
 
Em dois tubos de ensaio foram colocados um grânulo de zinco (ou alguns mg de zinco em pó) e 1,0 mL de H2SO4 
1,0 mol/L. Iniciada a liberação de gás hidrogênio (H2), juntou-se 2 gotas de KMnO4 0,05 mol/L a cada um deles. A 
um dos tubos adicionou-se um pequeno cristal de nitrato de sódio (NaNO3). 
 
4.4. Superfície de contato: 
Foram preparados dois tubos de ensaio, cada um contendo 5 mL de solução HCl 6,0 mol/L. A um dos 
tubos adicionados 0,5 g de ferro em pó e ao outro um prego pequeno novo. Os tubos de ensaio foram 
agitados. 
 
 
5. CÁLCULOS E RESULTADOS 
 
5.1. Efeito da temperatura: 
O 1° tubo, deixado á temperatura ambiente, reagindo sem interferência externa, apresentou uma diferença gradativa 
na coloração da solução, tornando-se mais clara, a medida que o tempo passava e após aproximadamente 60 
minutos a reação pareceu finalizada. 
O 2° tubo, aquecido em banho-maria inicialmente à 50°C, com a perda de calor após 15 minutos permanecendo até 
o fim na temperatura de 44°C, apresentou uma diferença gradativa na coloração da solução, tornando-se mais clara, 
a medida que o tempo passava. Após aproximadamente 35 minutos a reação pareceu concluída. 
O 3° tubo aquecido diretamente na chama obteve a primeira fervura da solução em 1 minuto e 15 segundos, quando 
o tubo foi retirado para interromper a fervura e recolocado novamente aos poucos. 
 
As fervuras reiniciavam com 10 segundos de exposição a chama onde os passos para interrupção foram repetidos 
até que aos 2 minutos completos, quase que instantaneamente a solução apresentou diferença na coloração, 
tornando-se mais clara e a reação foi concluída. 
Observou-se que as reações de oxirredução foram aceleradas à medida que os tubos foram submetidos a 
temperaturas mais elevadas, ou seja, o calor acelera este tipo de reação. Essas são reações que envolvem a 
transferência de elétrons entre as substâncias químicas na reação, resultando na mudança no número de oxidação 
dos elementos das substâncias envolvidas. 
A perda de elétrons é chamada de oxidação e o ganho de elétrons é chamado de redução. 
Portanto, nessa reação, o ferro sofre oxidação, sendo o agente redutor; e o oxigênio sofre redução, sendo o agente 
oxidante. 
 
5.2. Efeito da concentração: 
Em dois tubos de ensaio foram colocados 5,0 mL de solução 0,5% de tiossulfato de sódio (Na2S2O3). A um dos 
tubos adicionado 1,0 mL de HCl 6,0 mol/L e ao outro tubo adicionar 1,0 ml de HCl 0,6 mol/L. 
O tubo com a concentração de 1,0 mL de HCl 6,0 mols /L reagiu primeiro do que o tubo com a concentração de 1,0 
mL de HCl 0,6 m ol s/L ficando assim com a cor amarelada. 
A concentração de um ou mais reagentes em uma reação influencia na velocidade dessa reação. Ou seja, quanto 
maior foi a concentração dos reagentes maior foi a probabilidade de ocorrer colisões efetivas entre suas partículas e 
maior foi a velocidade da reação. Em quanto menor foi a concentração dos reagentes menor foi a probabilidade de 
ocorrer colisões efetivas entre suas partículas e menor foi a velocidade da reação. 
Na2S2O3 (aq) + 2HCl (aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s) 
 
 
5.3. Efeito do catalisador: 
Em um tubo de ensaio foram colocados cerca de 5 mL de água oxigenada 10 volumes. Em seguida foram 
adicionados pequenos cristais de MnO2 e ocorreu a reação rapidamente da água oxigenada comercial assim que 
houve a mistura. Isso porque houve a presença de um catalisador, havendo assim uma catálise. Essa decomposição 
da água oxigenada ocorre no meio ambiente, porém de forma lenta. O dióxido de manganês (MnO2) foi o catalisador 
da reação, ou seja, ele reduziu a energia de ativação da reação e com isso aumentou a velocidade da reação sem 
ser consumido. O MnO2 não alterou a quantidade de produtos da reação, mas permitiu que fossem produzidos mais 
rapidamente. 
Após aproximadamente um minuto foi iniciou-se a liberação de hidrogênio oxidando o zinco. Mas o experimento não 
apresentou os resultados satisfatórios devido algum problema na concentração. 
A catálise deste experimento é do tipo heterogênea, onde reagentes e produtos catalisadores se encotram em fases 
diferentes. Normalmente o catalisador é sólido e os reagentes e produtos estão na forma líquida ou gasosa. Nesse 
caso, o catalisador fornece uma superfície onde os reagentes irão reagir mais facilmente e com menor energia de 
ativação. 
 
Zn(s) + H2SO4(aq)→ ZnSO4(aq) + H2 
 
2KMnO4(aq) + 5 H2(g) + 3H2SO4(aq) → 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l) 
 
 
 
 
5.4. Superfície de contato: 
Na comparação dos tempos de reação entre os tubos de ensaio, foi possível notar que a reação onde continha o 
ferro em pó, após aproximadamente alguns segundos, começou a reação de oxirredução librando hidrogênio e 
elevando o ferro para a superfície da solução. No tubo onde continha o prego a reação foi notada praticamente 
instantaneamente com a libração de bolhas de hidrogênio na superfície do prego. Podemos chegar a conclusão que 
a superfície de contato afeta diretamente o início da reação. 
 
Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g) 
 
6. QUESTÕES 
 
6.1. Por que o aquecimento acelera as reações químicas? 
Para que uma reação ocorra, a colisão entre as partículas das substâncias reagentes precisa acontecer com uma 
orientação adequada e ter energia maior que a energia mínima necessária para a ocorrência da reação. Essa 
energia mínima que deve ser fornecida aos reagentes é denominada Energia de Ativação (Ea). Sem atingi-la, a 
reação não ocorre. Quando são colocadas duas substâncias em contato, as partículas começam a colidir umas com 
as outras. Nem todas as colisões são eficazes, e por isso nem todas dão origem a novos produtos. As colisões que 
rompem as ligações formadas e formam novas ligações, são denominadas colisões eficazes ou efetivas. 
No choque efetivo as moléculas absorvem a quantidade de energia mínima necessária (energia de ativação) para a 
formação do complexo ativado, ou seja, um estado de transição entre os reagentes e os produtos. Assim, a teoria 
das colisões explica a rapidez com que ocorrem as reações, quanto maior a frequência de colisões efetivas, maior 
será a rapidez da reação. E a temperatura é uma medida da agitação térmica das partículas que compõem moléculas 
também aumentará, assim com os e diminuirmos a temperatura, a agitação das moléculas também diminuirá. 
Aumentando a agitação das moléculas, também aumenta a probabilidade de se colidirem de forma efetiva e com 
maior frequência. Com o se sabe através da teoria das colisões, quanto maior a frequência de colisões efetivas maior 
será a rapidez da reação. 
 
6.2. Qual o composto químico responsável pela coloração amarelada, notada no procedimento 2? 
O composto químico é o Enxofre (S), elemento que possui como uma de suas características principais a coloração 
amarelada. 
6.3. Sem adição de catalisadores as reações se processam? 
Os catalisadores são substâncias adicionadas a uma reação que ao final são reconstituídas e não participam da 
reação. Eles possuem a capacidade de aumentar a velocidade da reação. Isso ocorre porque os catalisadores 
modificam os mecanismos das reações e diminuem a energia de ativação, isto é, a energia mínima necessária para 
que a reação ocorra. Com a diminuição dessa energia, que funciona como um a espécie de “obstáculo”, a reação se 
processa mais rapidamente. 
Pode-se concluir que as reações se processam sem a adição dos catalisadores, pois eles só servem para aumentar 
a velocidade da reação. 
 
6.4. Qual a relação que existe entre o tamanho das partículas e a superfície de contato dos 
materiais reagentes? 
Uma reação química ocorre em virtude das colisões entre as partículas da superfície do material, assim, quanto 
maior for a superfície de contato dos reagentes envolvidos, maior será a taxa de desenvolvimento da reação. 
 
 Isso significa que com uma superfície de contato maior, haverá mais partículas entrando em colisão e aumentará a 
probabilidade desses choques serem efetivos, ou seja, de resultarem na quebra das ligações dos reagentes e na 
formação de novas ligações, originando os produtos. Podendo-se entender porque a palha de aço enferruja mais 
rápido que o prego, ela possui maior superfície de contato com o oxigênio do ar, o que acelera a reação de oxidação. 
 
6.5. Cite exemplos envolvendo química de alimentos e de fármacos, no nosso cotidiano, onde a 
velocidade das reações químicas pode ser alterada. 
Sais antiácidos e Vitaminas do tipo C efervescentes, ovo cozido, escurecimento de algumas frutas após serem 
cortadas com facas; como a maçã e aparecimento de ferrugem em certos metais. 
 
 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
 
BROWN, T. L. et al. Química, a Ciência Central. Pearson Prentice Hall. 1ª edição. São Paulo, 2005. 
 
DINIZ, Bárbara. Manual para as Práticas de Laboratório da Disciplina QUÍMICA GERAL. Macaé, UNESA, 2018. 
 
FELTRE Ricardo. Fundamentos da Química. Editora Moderna, 4ª edição. São Paulo, 2005. 
 
LENZI, Ervim et al. Química geral experimental. Rio de Janeiro: Freitas Bastos , 2012. 
 
MAIA, Daltamir Justino. Química Geral: Fundamentos. Pearson Prentice Hall. 9ª edição. São Paulo. São Paulo:. 
2007. 
 
PORTAL EDUCAÇÃO. Preparo de Soluções. Disponível em: 
<https://www.portaleducacao.com.br/conteudo/artigos/farmacia/preparo-de-solucoes/24352/> - Acesso em: 21 de 
setembro de 2018.