Relatório 4 - Cinética Química

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS 
Instituto de Ciências Exatas ­ Departamento de Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aula prática nº 4 
Cinética Química 
 
 
 
 
 
 
 
Grupo:​ Brenda Magalhães 
             Bruna Figueiredo 
             Marcus Vinícius Oliveira 
Turma:​ PU7D ­ Farmácia Noturno 
Professora:​ Glaura Goulart  
Data de execução da prática:​ 23/04/2015 
 
 
 
 
 
 
 
 
Belo Horizonte, 7 de maio de 2015 
Introdução 
 
        A Cinética Química é o estudo da velocidade das reações. Nela é introduzida a 
variável tempo nas transformações físico­químicas, podendo­se determinar qual é o 
necessário para que a transformação ocorra.  
        Essa cinética de reação inclui investigações de como diferentes condições 
experimentais podem influir a velocidade de uma reação química e informações de 
rendimento sobre o mecanismo de reação e estados de transição, assim como a 
construção de modelos matemáticos que possam descrever as características de 
uma reação química. 
        Nesse contexto, alguns fatores podem aumentar ou diminuir a velocidade de 
uma reação química. São eles: 
 
● Temperatura 
● Superfície de contato 
● Pressão 
● Concentração 
● Presença de luz 
● Catalisador 
● Inibidores 
 
 
Objetivos 
 
Avaliar os efeitos da concentração dos reagentes e das variações de temperatura 
na velocidade da reação, bem como o efeito de catalisadores. 
 
 
Procedimentos e métodos 
 
a) Materiais utilizados 
 
● 10 tubos de ensaio 18 x 150 mm 
● 3 tubos de ensaio 12 x 120 mm 
● 2 pipetas graduadas de 10,00 mL 
● Béquer de 50 mL 
● Béquer de 100 mL 
● Béquer de 250 mL 
● Suporte para tubos de ensaio 
● Termômetro 0ºC a 100ºC 
● Cronômetro 
● Pipetador 
● Sistema para banho de gelo 
● Frasco para resíduos 
 
Reagentes 
 
● Solução 0,01 mol/L de KIO​3​ (50 mL) 
● Solução a 0,04% m/v de NaHSO​3​ em dispersão de amido 0,2% (70 mL) 
● H​2​O​2​ 10 volumes (5 mL) 
● Solução de FeCl​3​ 0,5 mol/L (1 mL) 
● Solução de CuSO​4​ 0,5 mol/L (1 mL) 
● Solução de Na​2​HPO​4​ 0,25 mol/L (1 mL) 
● Água destilada 
 
b) Procedimento experimental 
 
Efeito da concentração na reação 
 
2 IO​3​­​(aq) ​+ 5 HSO​3​­​(aq)​ + 2 H​+​(aq) ​→ ​I​2(aq) ​+ 5 HSO​4​­​(aq)​ + H​2​O​(l) 
 
● Em um suporte para tubos de ensaio, colocou­se tubos de ensaio limpos de 
18 x 150 mm. Numerou­se os tubos de 1 a 5. 
● Ao tubo 1, adicionou­se 10,00 mL da solução de 0,01 mol/L de KIO​3​. 
● Adicionou­se aos demais tubos 8, 6, 4, e 2 mL da mesma solução, 
respectivamente, na ordem crescente de suas numerações. 
● Adicionou­se, em seguida, no tubo de número 2, 2 mL de água destilada. 
● Prosseguindo em ordem crescente de 2 mL de volume para cada tubo, até o 
número 5, o qual recebeu 8 mL de água destilada, de forma que após todas 
as adições, todos os tubos continham 10 mL de solução. 
● Agitou­se cada tubo para homogenizar a solução. 
● Colocou­se no tubo 1, 10 mL de solução a 0,04% m/v de NaHSO​3​. 
● Com o auxílio de um cronômetro, marcou­se o tempo (incluindo os segundos) 
desde o momento que se começou a adicionar a solução de NaHSO​3​ até o 
início do aparecimento de uma coloração azul. 
● Repetiu­se este procedimento para os demais tubos e anotou­se os 
resultados. 
 
 
Efeito da temperatura na reação 
 
2 IO​3​­​(aq) ​+ 5 HSO​3​­​(aq)​ + 2 H​+​(aq) ​→ ​I​2(aq) ​+ 5 HSO​4​­​(aq)​ + H​2​O​(l) 
 
● Colocou­se em um tubo de ensaio de 18 x 150 mm, 5 mL de solução de KIO​3​. 
● Em outro tubo de ensaio de 18 x 150 mm, colocou­se 5 mL de solução de 
NaHSO​3​. 
● Mediu­se a temperatura no interior dos tubos, à temperatura ambiente, e 
adicionou­se ao tubo com a solução de KIO​3​ a solução de NaHSO​3​. 
● Agitou­se para homogenizar. 
● Cronometrou­se o tempo necessário para que a reação ocorresse. 
Observou­se e anotou­se os resultados. 
● Repetiu­se o mesmo procedimento com dois tubos colocados em um banho 
de gelo, à uma temperatura consideravelmente inferior à temperatura 
ambiente. 
 
 
Efeito do catalisador sobre a reação 
 
H​2​O​2(aq) ​→ ​H​2​O​(l)​ + ½ O​2(g) 
 
● Em um suporte para tubos de ensaio, colocou­se 3 tubos de ensaio 12 x 120 
mm. 
● Adicionou­se, com auxílio do conta­gotas do próprio frasco, 20 gotas 
(aproximadamente 1 mL) de água oxigenada a 10 volumes em cada tubo.  
● Também com o auxílio do conta­gotas dos frascos, adicionou­se em cada 
tubo as seguintes soluções: 
 
Tubo  Solução adicionada  Volume adicionado 
1  FeCl​3  2 gotas 
2  CuSO​4  2 gotas 
3  Na​2​HPO​4 
FeCl​3 
3 gotas 
2 gotas 
 
● Examinou­se os tubos em conjunto e separadamente, observando e 
anotando a influência de casa substância adicionada, na velocidade de 
desprendimento de gás. 
 
 
 
 
 
Apresentação e análise dos resultados 
 
Efeito da concentração na reação 
 
2 IO​3​­​(aq) ​+ 5 HSO​3​­​(aq)​ + 2 H​+​(aq) ​→ ​I​2(aq) ​+ 5 HSO​4​­​(aq)​ + H​2​O​(l) 
 
 
Tabela 1 ­ Tempo de reação em relação ao volume de solução adicionado 
Tubo  KIO​3​ (mL)  Água destilada 
(mL) 
NaHSO​3​ (mL)  Tempo 
decorrido (s) 
1  10,0  0  10,0  46:91 
2  8,0  2,0  10,0  51:12 
3  6,0  4,0  10,0  69:19 
4  4,0  6,0  10,0  105:47 
5  2,0  8,0  10,0  257:75 
 
A relação acima pode ser melhor visualizada no gráfico a seguir: 
 
Gráfico 1 ­ Tempo de reação em relação à concentração de KIO​3​ na solução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Obeservando a Tabela 1 é possível perceber que, em uma solução com as mesmas 
quantidades de NaHSO​3​, ao diminuir a concentração de KIO​3​, diminui­se também a 
velocidade em que a reação ocorre. Tal fato é observado devido a um aumento no 
tempo entre a adição de NaHSO​3​ e o início da formação de uma coloração azul, 
característica de tal reação.  
 
O efeito da concentração dos reagentes sobre a velocidade de determinada reação 
explica­se pelo fato de que, para acontecer uma reação entre duas ou mais 
substâncias, é necessário que as moléculas se choquem. Assim, há quebra de 
ligações e consequente formação de outras novas. O número de colisões entre as 
moléculas depende das concentrações dos reagentes. Assim, quanto maior a 
concentração dos reagentes, mais rapidamente a reação irá ocorrer (Tubo 1); em 
contrapartida, quanto menor for a concentração de um ou mais reagentes, maior 
será o tempo até que a reação ocorra (Tubo 5).   
 
 
Imagem 1 ­ Coloração azul escura da solução nos diferentes tubos, após a ocorrência da reação 
 
 
Efeito da temperatura na reação 
 
2 IO​3​­​(aq) ​+ 5 HSO​3​­​(aq)​ + 2 H​+​(aq) ​→ ​I​2(aq) ​+ 5 HSO​4​­​(aq)​ + H​2​O​(l) 
 
 
Tabela 2 ­ Tempo de reação em função da temperatura 
Tubo  Temperatura (ºC)  Tempo decorrido (s) 
1  27,5  43:65 
2  6,0  83:56 
 
Neste experimento, observa­se que, quanto maior a temperatura, menor é o tempo 
necessário para que a reação ocorra. Tal fato se explica pois, quando se aumenta a 
temperatura de um sistema, ocorre também um aumento na energia cinética das 
moléculas nele presentes. Ao aumentar a energia cinética, aumenta­se também o 
número de colisões entre as moléculas​, aumentando a quantidade de partículas que 
reagirão e, consequentemente, aumentando a velocidade da reação.Tal sequência 
é explicada simplificadamente a seguir: 
 
Aumento da temperatura ​→​ Partículas com maior energia cinética ​→​ Mais colisões 
e com mais energia ​→​ Maior número de colisões efetivas ​→​ Maior rapidez na 
ocorrência da reação 
 
Efeito do catalisador sobre a reação 
 
H​2​O​2(aq) ​→ ​H​2​O​(l)​ + ½ O​2(g) 
 
 
Tabela 3 ­ Influência de diferentes substâncias na velocidade da reação 
Tubo  Solução 
adicionada 
Volume 
adicionado 
Observações 
1  FeCl​3  2 gotas  ● Formação de muitas 
bolhas; coloração caramelo 
2  CuSO​4  2 gotas  ● Não houve formaçãode 
bolhas; coloração azul 
clara (devido à coloração 
da solução de CuSO​4​) 
3  Na​2​HPO​4 
FeCl​3 
3 gotas 
2 gotas 
● Formação de poucas 
bolhas; coloração amarela 
 
Neste procedimento, verificou­se o efeito do catalisador sobre a reação. Testou­se                     
alguns catalisadores para observar como cada um atuava na reação.  
 
● No primeiro tubo, adicionou­se cloreto de ferro III na água oxigenada, e                       
pôde­se perceber que rapidamente houve formação de bolhas (liberação de                   
oxigênio).  
 
● No segundo tubo adicionou­se sulfato de cobre e, mesmo passado algum                     
tempo após a mistura dos reagentes, não foi possível observar nenhuma                     
evidência que que uma reação ocorreu. Portanto, pode­se concluir que tal                     
substância não catalisa a reação trabalhada, tratando­se de um inibidor. 
 
● No terceiro tubo, ao adicionar Na​2​HPO​4 ​e FeCl​3​observou­se pouca formação                     
de bolhas, o que evidencia uma reação mais lenta do que quando                       
adicionou­se somente FeCl​3 (Tubo 1). Isso ocorreu pois o Na​2​HPO​4​e o FeCl​3                         
reagem e formam um composto, o Fe​2​(HPO​4​)​3​, que impede a catálise,                     
denominado “veneno” da reação. O fato é que o Fe​+3​, responsável por                       
catalisar a decomposição da água oxigenada, reagiu e formou um                   
precipitado, logo não está mais disponível na forma de íon. 
 
 3 Na​2​HPO​4(aq)​ + 2 FeCl​3 (aq)​ ​→​ Fe​2​(HPO​4​)​3(aq)​ + 6 NaCl​(aq)   
 
 
Imagem 2 ­ Coloração das soluções após a adição de catalisadores/inibidores 
 
 
Conclusão 
 
          A partir dos experimentos realizados foi possível evidenciar os princípios da 
Cinética Química. Nesse contexto, foi observado o comportamento da velocidade 
em função da concentração de reagentes ­ quanto maior for a concentração de 
reagentes, maior será a velocidade da reação, devido ao maior número de colisões 
efetivas. 
  Além disso, foi observado também o comportamento da velocidade em 
função da temperatura ­ a medida que a temperatura foi se elevando a reação 
ocorreu mais rapidamente. Este fato se deve também ao maior número de colisões 
efetivas ocasionada pelo aumento da energia cinética média das particulas. 
Ademais, a ação de catalisadores atuam nas reações diminuindo a energia de 
ativação e, consequentemente, aumentando a velocidade delas. 
         ​Portanto, não existe uma velocidade geral para todas as reações químicas, 
cada uma acontece em sua velocidade específica. Sendo algumas lentas e outras 
rápidas, dependendo de todos os fatores já citados. 
 
 
Referências bibliográficas 
 
● PEREIRA, L. A. Apostila de laboratório ­ Química Analítica. Departamento de 
Química do Colégio Técnico da UFMG 
● DEMICHELI, C. P. Apostila de práticas de Química Geral. Departamento de 
Química da Universidade Federal de Minas Gerais. 
● BROWN, T. L.; LEMAY, Jr, H. E.; BURDGE, J.R. Química: a Ciência Central.                         
9ª Ed. São Paulo: Pearson, 2005. 
● http://opiniao­farmaceutica.blogspot.com.br/2011/05/voce­sabe­o­que­signific
a­10­volumes­na.html 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Questionário 4 ­ Cinética Química 
 
1)​ Em relação ao NaHSO​3​ na reação com o KIO​3​: 
 
2 KIO​3(aq)​ + 5 NaHSO​3(aq)​ + 2 H​+​(aq)​ ​→​ I​2(aq)​ + 5 NaHSO​4(aq)​ + H​2​O​(l) 
 
a)​ Ele é oxidante ou redutor? 
 
O NaHSO​3 é o agente redutor uma vez que o enxofre sofre oxidação e reduz o íon                                 
iodo. 
  
b)​ Qual a variação no seu estado de oxidação? 
 
A variação no seu estado de oxidação é de 2, ou seja, cada mol de moléculas de                                 
NaHSO​3​ perde dois mols de elétrons. 
  
2)​ A que se deve o aparecimento da cor azul na primeira reação? 
 
O aparecimento da cor azul se deve a interação do iodo produzido na reação do                             
NaHSO​3 e do KIO​3 com o amido presente na solução de NaHSO​3 formando um                           
adsorvato de cor azulada. Amido + I​2​ à adsorvato azul 
  
3)​ Qual o efeito do aumento da concentração de KIO​3​ na velocidade da reação? 
 Que se pode concluir do gráfico obtido? 
 
A medida que se aumenta a concentração de KIO​3​, aumenta­se também a                       
velocidade da reação. A partir do gráfico, pode­se confirmar essa conclusão. Quanto                       
maior a concentração de KIO​3​, maior a velocidade da reação 
  
4) Qual é o efeito da temperatura na velocidade de reação? Como se justifica o                             
resultado obtido? 
 
A medida que a temperatura diminui, maior o tempo gasto para que a reação se                             
proceda e vice­versa. Esse fato pode ser explicado pelo fato de que quando se                           
aumenta a temperatura, aumenta­se também a energia cinética das moléculas.                   
Assim, a possibilidade de colisões efetivas torna­se também maior. 
  
5) O que é “energia de ativação”? Comente o efeito do catalisador sobre a energia                             
de ativação do sistema. 
 
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, resultando em reação. O catalisador atua abaixando a energia de ativação                       
do sistema, ou seja, é necessária uma energia menor para que a reação ocorra. 
  
6)​ Qual é o significado de “água oxigenada 10 volumes”? 
  
Os ‘’volumes’’ da água oxigenada estão relacionados ao volume de oxigênio                       
liberado durante a reação de decomposição desta substância. De forma prática, ​1                       
litro de água oxigenada libera 10 litros de gás oxigênio (O​2​). 10 litros de oxigênio é                               
10 vezes o volume de 1 litro de água oxigenada, por isso, ela é chamada de 10                                 
volumes. 
7)​ Qual o efeito dos reagentes utilizados sobre a decomposição da água oxigenada? 
 
Eles atuam como catalisadores ou inibidores, ou seja, abaixam a energia de                       
ativação da reação e faz com que a mesma ocorra mais rapidamente, ou agem de                             
forma antagônica, inibindo a ocorrência da reação. 
  
8)​ Qual a reação que ocorre entre Na​2​HPO​4​ e FeCl​3​? 
 
2 Na​2​HPO​4(aq)​ + FeCl​3 (aq)​ à FePO​4 (s)​ + NaH​2​PO​4 (aq) ​+ 3 NaCl​(aq) 
  
  
9) Geralmente, processos envolvendo interações de íons ocorrem muito                 
rapidamente. Por outro lado, moléculas reagem de maneira lenta. Quais são as                       
razões destes fatos? 
 
O fato das reações entre íons ocorrerem com maior rapidez se deve ao fato que                             
entre os mesmos as reações ocorrem apenas com o encontro dos íons, o que não                             
ocorre entre as moléculas que necessitam de colisões feitas numa orientação                     
favorável e com uma energia mínima.