Apostila de Cinética Química Experimental

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Cinética Química Experimental 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Faculdade de Ciências, Letras e Educação de Presidente Prudente 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Docentes: Diego Ariça Ceccato 
 César Vanderlei Nascimento 
 
 
 
Cinética Química Experimental 
 
SEGURANÇA PESSOAL 
 
Essas normas têm como objetivo o trabalho laboratorial seguro para você e seus 
colegas. Somada a estas normas, você deve utilizar sua intuição para reconhecer os 
perigos em potencial. Familiarize‐se com os equipamentos de segurança do laboratório, 
tais como extintor de incêndio, chuveiro de emergência, lava olhos e caixa de primeiros 
socorros, perguntando sobre sua localização e seu funcionamento ao responsável pelo 
laboratório. 
Embora não seja possível enumerar todas as causas de possíveis acidentes num 
laboratório, existem certos cuidados básicos, decorrentes do uso de bom senso, que 
devem ser observados: 
1. Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor. 
2. Nunca trabalhe sozinho no laboratório. 
3. Não brinque no laboratório. 
4. Em caso de acidente, procure imediatamente o professor, mesmo que não haja danos 
pessoais ou materiais. 
5. Encare todos os produtos químicos como potencialmente tóxicos até que seja 
comprovada sua inocuidade consultando a literatura especializada. 
6. Não fume no laboratório. 
7. Não beba e nem coma no laboratório. 
8. Durante a sua permanência dentro do laboratório use sempre óculos de proteção. 
9. Use avental apropriado. 
10. Caso tenha cabelo comprido, mantenha‐o preso durante a realização dos 
experimentos. 
11. Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis (acetona, álcool, éter, por 
exemplo) próximos à chama. 
12. Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis expostos ao sol. 
13. Evite contato de qualquer substância com a pele. 
14. Trabalhe calçado fechado e nunca de sandálias ou chinelos. 
15. Todos os experimentos que envolvam a liberação de gases e/ou vapores tóxicos 
devem ser realizadas na câmara de exaustão (capela). 
16. Ao preparar soluções aquosas diluídas de um ácido, coloque o ácido concentrado na 
água lentamente e com agitação constante, nunca o contrário. 
17. Nunca pipete líquidos cáusticos ou tóxicos com a boca. Utilize pipetadores. 
18. Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando sua extremidade aberta para um colega 
ou para si mesmo. 
19. Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 
20. Não jogue resíduos químicos na pia ou ralo. Há recipientes apropriados para isso. 
21. Não jogue vidro quebrado ou lixo de qualquer espécie nas caixas de areia. Também 
não jogue vidro quebrado 
no lixo comum. Deve haver um recipiente específico para fragmentos de vidro. 
22. Não coloque sobre a bancada de laboratório bolsas, agasalhos ou qualquer material 
estranho ao trabalho que estiver realizando. 
Cinética Química Experimental 
 
23. Caindo produto químico nos olhos, boca ou pele, lave abundantemente com água. A 
seguir comunique o fato ao professor que, quando necessário, providenciará o 
tratamento médico específico para cada caso. 
24. Saiba a localização e como utilizar o chuveiro de emergência, extintores de incêndio 
e lavadores de olhos. 
25. Nunca teste um produto químico pelo sabor. 
26. Não é aconselhável testar um produto químico pelo odor, porém caso seja 
necessário, não coloque o frasco sob o nariz. Desloque com a mão, para a sua direção, 
os vapores que se desprendem do frasco. 
27. Se algum ácido ou produto químico for derramado, lave o local imediatamente. 
28. Verifique se os cilindros contendo gases sob pressão estão presos com correntes ou 
cintas. 
29. Consulte o professor antes de fazer qualquer modificação no andamento do 
experimento e na quantidade de reagentes a serem usados. 
30. Caso esteja usando um aparelho pela primeira vez, leia sempre o manual antes. 
31. Não aqueça líquidos inflamáveis em chama direta. 
32. Lubrifique tubos de vidro e termômetros antes de inseri‐los em rolhas e proteja 
sempre as mãos com um pano. 
33. Antes de usar qualquer reagente, leia cuidadosamente o rótulo do frasco para ter 
certeza de que aquele é o reagente desejado. 
34. Verifique se as conexões e ligações estão seguras antes de iniciar uma reação 
química. 
35. Abra frascos o mais longe possível do rosto e evite aspirar ar naquele exato 
momento. 
36. Não use lentes de contato durante o trabalho experimental. 
37. Apague sempre os bicos de gás que não estiverem em uso. 
38. Nunca torne a colocar no frasco uma droga retirada em excesso e não usada. Ela 
pode ter sido contaminada. 
39. Não armazene substâncias oxidantes próximas a líquidos voláteis e inflamáveis. 
40. Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento 
prolongado ou que libere grande quantidade de energia. 
41. Cuidado ao aquecer vidro em chama: o vidro quente tem exatamente a mesma 
aparência do frio. 
42. Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás) abertas. 
43. Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e lave as mãos. 
Cinética Química Experimental 
 
PRÁTICA 1: VERIFICAR A ORDEM DE UMA REAÇÃO ATRAVÉS DA 
VARIAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO QUÍMICA DOS REAGENTES 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
A velocidade de reação macroscópica (observada, empírica ou fenomenológica) para 
qualquer reação pode ser expressa por uma equação de velocidade diferencial empírica 
(ou lei de velocidade) que contem um fator da forma k.[A]
x
[B]
y
 que expressa 
completamente a dependência da velocidade de reação nas concentrações [A], [B], onde 
x e y são expoentes constantes. A determinação da lei de velocidade de uma reação 
essencial para saber-se em qual proporção a variação da concentração de um reagente 
irá afetar a sua velocidade. 
 
2. OBJETIVOS 
 
2.1. Determinar experimentalmente a velocidade média de uma reação e a ordem da 
reação em relação a um dos componentes; 
2.2. Confirmar, experimentalmente, que um aumento na concentração dos reagentes 
aumenta a velocidade da reação entre eles; 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
Béqueres de 50,0 mL; 
- Tubos de ensaio; 
- Estante para tubos de ensaio; 
- Pipetas de 10 mL 
- Balão volumétrico de 100 mL 
- Cronômetros 
- Solução de tiossulfato de sódio 
(Na2S2O3) 0,5 M 
- Solução de Ácido sulfúrico 0,5M 
 
4. PROCEDIMENTO 
 
1º Rotular 4 tubos de ensaio. No tubo 1 é adicionar 5,0 mL de tiossulfato de sódio 0,5M 
e diluir até a metade de sua concentração inicial com água destilada. 
2º Pipetar 5,0 mL da solução do tubo 1 no tubo 2 e adicionando água fazer com que a 
concentração se reduza a metade e assim sucessivamente para os tubos 3 e 4. No tubo 4 
a concentração de tiossulfato de sódio é 0,031 M, (mostrar os cálculos para todos os 
tubos no relatório). 
3º Utilizando a solução estoque de H2SO4 1M obter 100 mL de H2SO4 0,25 M. 
4º Marque 4 béqueres e adicione 5,0 mL das soluções de tiossulfato de sódio em cada 
um. 
5º Adicione 5,0 mL do ácido sulfúrico ao béquer 1 e marque o tempo até a solução 
ficar turva, para facilitar marque um X em papel branco e coloque o béquer sobre ele, 
quando não for mais possível visualizar o X pare o cronômetro. 
6º Repita essa operação para todos os béqueres. Com os valores construa uma tabela 
como essa: 
Cinética Química Experimental 
 
Béquer nº [Na2S2O3] M [H2SO4] M Tempo (s) 
 
 
 
 
 
 
5.QUESTIONÁRIO 
 
4.1) Calcular a velocidade média de consumo do tiossulfato de sódio para as 4 
concentrações usadas. Mostrar os cálculos. 
4.2) Qual a reação queocorre entre Na2S2O3 e H2SO4? 
4.3) Qual a ordem da reação em relação ao tiossulfato de sódio? Demonstre seus 
cálculos 
 
6. Bibliografia 
 
1. Atkins Físico-Química vol.1. Peter Atkins e Julio de Paula. 7ed. Editora LTC. 
Cinética Química Experimental 
 
PRÁTICA 2: INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO E DA TEMPERATURA E 
VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Algumas reações podem ocorrer rapidamente, enquanto que outras se processam 
lentamente. A neutralização de um ácido por uma base se processa tão rapidamente 
quanto o tempo necessário para misturá-los. Do mesmo modo, precipitado de cloreto de 
prata, AgCl, se forma, de modo visível, imediatamente após misturarmos uma solução 
de Ag
+
 com uma solução de Cl
-
. Outras reações, tal como a combustão da gasolina, 
ocorre rápida ou lentamente, dependendo do modo como os reagentes são postos em 
contato. Esta velocidade é uma quantidade positiva que nos diz como a concentração de 
um reagente ou produto varia com o tempo. 
Estamos também familiarizados com reações químicas lentas, tais como a oxidação do 
ferro e da digestão dos alimentos. Geralmente, os processos que implicam interações de 
íons ocorrem muito rapidamente. Quando íons de cargas opostas se aproximam, eles são 
capazes de se atrair e reagir entre si, sem qualquer orientação prévia. 
Ao contrário, moléculas ou grupos ligados covalentemente, na maioria das vezes 
reagem lentamente. Duas são as razões principais para que isto aconteça. Primeiro, pelo 
menos uma ligação covalente se rompe, quando se processa a reação. Segundo, as 
partículas devem colidir tendo suas ligações covalentes direcionais devidamente 
orientadas. 
Pela observação experimental, verificou-se que a velocidade das reações químicas é 
controlada apenas por alguns fatores. Quatro desses fatores de controle de velocidade, 
mais, frequentemente encontrados, são: concentração dos reagentes, temperatura, 
natureza dos reagentes e catalisadores. 
Para que duas moléculas reajam, elas devem colidir uma com a outra: é a teoria da 
colisão. Segundo a teoria da colisão, a velocidade é controlada por dois fatores: 
- o número de colisão entre as moléculas reagentes na unidade de tempo; 
- a fração que é eficaz e resulta na transformação química. 
O primeiro fator informa que quanto maior for a concentração dos regentes, maior será 
a probabilidade de haver colisões entre as moléculas. Porém, nem todas as colisões são 
eficientes. A natureza dos reagentes e sua temperatura têm influência sobre a fração de 
colisões que resultam numa reação química. 
Em geral, quanto mais elevada for a temperatura dos regentes, tanto mais rápida será a 
reação. O aumento da temperatura aumenta o número de moléculas com energia 
suficiente para reagir. 
Nas reações heterogêneas, a natureza física dos reagentes é particularmente importante, 
uma vez que, para elas, é de vital importância a área da interface entre as fases que 
reagem entre si. Os catalisadores atuam diminuindo a energia de ativação do sistema, 
aumentando a velocidade. 
 
 
 
Cinética Química Experimental 
 
2. OBJETIVOS 
2.1 Conceituar Cinética Química 
2.2 Verificar experimentalmente os efeitos da concentração e da temperatura na 
velocidade de reações químicas 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
2 Tubos de ensaio; 
Estante para tubos de ensaio; 
6 Béqueres; 
2 Pipetas graduadas de 10 mL; 
1 Pêra; 
1 Termômetro (0ºC a 100ºC); 
1 Cronômetro; 
Solução 0,02 mol/L de Iodato de 
potássio (KIO3); 
Solução a 0,02 % p/v de bissulfito de 
sódio (NaHSO3)*; 
Água oxigenada, H2O2 a 10 volumes; 
Gelo; 
*Esta solução contém amido como 
indicador e 10 mL de H2SO4 1 mol/L 
 
4. PROCEDIMENTO 
 
4.1 Efeito da concentração 
 
1. Enumere 5 béqueres. 
2. Coloque no béquer 1 10 mL de solução 0,02 mol/L de IO-3. Prosseguindo, no béquer 
2, 8 mL, no
 
béquer 3, 6 mL, béquer 4, 4 mL e no béquer 5, 2mL dessa solução.
 
3. Em seguida, adicione ao béquer 2, 2 mL de água destilada. Prosseguindo, no béquer 
3, 4 mL, no béquer 4, 6 mL béquer 5, 8 mL de água destilada. Agite cada tubo para 
homogeneizar a solução. 
4. Coloque em cada béquer, 10 mL de solução a 0,02% p/v de HSO-3 e, com auxílio 
de um cronômetro marque o tempo, até os segundos, desde o momento em que se 
começou a adicionar oHSO
-3
 até o início do aparecimento de uma cor azul. Anote os 
resultados na tabela abaixo. Faça um gráfico de 1/t (que é proporcional a velocidade) 
versus o volume de IO
-3
(aq) 
 
Nº do béquer IO3
- 
0.02 mol/L 
(mL) 
Água destilada 
(mL) 
HSO
- 
30.02% 
p/v (mL) 
Tempo 
Marcado 
1 10 0 10 
2 8 2 10 
3 6 4 10 
4 4 6 10 
5 2 8 10 
4.2 Efeito da Temperatura 
 
1. Coloque em um tubo de ensaio 10mL de solução de IO3
- 
. Em outro tubo de 
ensaio coloque 10 mL de solução de HSO
-
3 Deixe os dois tubos em um banho de 
gelo durante 10 min. Meça a temperatura do banho. 
Cinética Química Experimental 
 
2. Vire o conteúdo dois tubos em um béquer e marque o tempo desde o início da 
mistura até o aparecimento de uma coloração azul. Compare com o tempo 
medido béquer 1 da experiência anterior. 
 
5. QUESTIONÁRIO 
 
5.1. A que se deve o aparecimento da cor azul na primeira reação? Equacione todas as 
reações químicas ocorridas 
5.2. Qual foi o efeito do aumento da concentração de IO
-3
 na velocidade da reação? Que 
se pode concluir do gráfico obtido? 
5.3. Qual foi o efeito da temperatura na velocidade da reação? Como se justifica o 
resultado obtido? 
5.4. Geralmente processos envolvendo a interação de íons ocorrem muito rapidamente. 
Por outro lado, moléculas reagem de maneira lenta. Quais são as razões desses fatos? 
Cinética Química Experimental 
 
PRÁTICA 3: INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DA 
REAÇÃO 
1. INTRODUÇÃO 
 
A temperatura desempenha um papel importante no andamento de uma reação. 
Normalmente um aumento na temperatura do sistema ocasiona um aumento na 
velocidade da reação, mesmo para aquelas ditas exotérmicas, que em tese não 
necessitariam de calor para serem realizadas. Isso ocorre porque mesmo reações 
exotérmicas, na maioria das vezes, necessita de uma certa quantidade de energia para 
que a formação de um complexo ativado. Essa energia é denominada de energia de 
ativação da reação. 
 
2. OBJETIVO: Verificar a influência da temperatura na velocidade da reação. 
 
3. MATERIAIS 
 
- Erlenmeyer - Solução de ácido sulfúrico, H2SO4, 2,5 mol.L
-1
 
- Pipeta - Solução de ácido oxálico, H2C2O4, 0,50 mol.L
-1
 
- Proveta - Solução de permanganato de potássio, KMnO4 0,04 mol.L
-1
 
- Banho termostatizado - Água destilada 
 
4. PROCEDIMENTO 
1. Colocar em cada um dos 3 erlenmeyer os volumes de cada solução H2SO4, H2C2O4, e 
água destilada, conforme descrito na Tabela 1. 
 
2. No erlenmeyer 1, à temperatura ambiente, adicionar a solução do KMnO4 acionando 
o cronômetro. Obs: o cronômetro deve ser acionado sempre no mesmo instante, ao 
iniciar a agitação, ou ao terminar a adição do permanganato, tomando os seguintes 
cuidados: 
a. a. Homogeneizar a solução reagente sempre da mesma forma e velocidade de 
agitação 
b. Parar o cronômetro no momento do descoramento do permanganato. 
c. Ler e registrar o tempo (t), em segundos. 
 
3. Levar o erlenmeyer 2 com os reagentes (H2SO4, H2C2O4, e H2O) a um banho-maria a 
uma temperatura de 45°C, ao mesmo tempo, em um erlenmeyer separado, aquecer 
também a solução de KMnO4. 
 
4. No erlenmeyer 2, à temperatura de 45°C, adicionar a solução do KMnO4 acionando 
o cronômetro. 
 
5. Repetir as etapas a,be c 
6. Repetir os procedimentos 3 e 4 para uma temperatura de 65°C. 
 
Cinética Química Experimental 
 
 
Tabela 1- Estudo da influência da temperatura na velocidade de uma reação 
Erlenme
yer 
Soluçã
o de 
H2SO4 
(mL) 
Solução 
de 
H2C2O4 
(mL) 
H2O 
(mL) 
T (°C) Solução 
de 
KMnO4 
(mL) 
Vol. 
total 
(mL) 
Conc.* 
final do 
KMnO4 
(mol/L) 
t (s) K 
(const. 
veloc.) 
1 10,0 5,0 50,0 25 4,0 69,0 
2 10,0 5,0 50,0 45 4,0 69,0 
3 10,0 5,0 50,0 65 4,0 69,0 
* Para o cálculo da conc. final de KMnO4 deve-se levar em conta o volume final da 
solução 
 
5. CÁLCULOS E GRÁFICOS 
5.1. Calcular para cada experimento a constante de velocidade (K), considerando que a 
reação do KMnO4 obedece uma cinética de primeira ordem 
5.2. A partir do gráfico de ln K versus 1/T, calcular a energia de ativação da reação 
 
6. BIBLIOGRAFIA 
1. Atkins Físico-Química vol.1. Peter Atkins e Julio de Paula. 7ed. Editora LTC 
2. Química Geral Experimental. Ervim, L.; Favero, B.O.L.; Tanaka, S.A.; Filho, 
V.A.E.; Silva, B.M. Freitas Bastos Editora 
Cinética Química Experimental 
 
PRÁTICA 4: ESTUDO CINÉTICO DA REAÇÃO BROMATO-BROMETO 
 
1. INTRODUÇÃO 
Energia de ativação (símbolo Ea) é a energia mínima necessária para que as espécies 
reagentes iniciem uma reação química. Alternativamente, e de acordo com a teoria do 
estado de transição, a energia de ativação corresponde à diferença de energia entre os 
reagentes e o complexo ativado, que é uma estrutura intermediária na conversão de 
reagentes e produtos e que corresponde ao ponto de energia potencial máxima ao longo 
da coordenada reacional. 
O conceito de energia de ativação foi introduzido em 1889 pelo físico e químico sueco 
Svante Arrhenius no âmbito dos seus estudos em cinética química. É um parâmetro com 
uma forte influência na velocidade das reações, pois quanto maior for a energia de 
ativação, mais lenta é a reação (para uma dada temperatura). A equação que traduz a 
variação da velocidade específica (k) com a temperatura absoluta (T) e a energia de 
ativação é a denominada equação de Arrhenius. 
 
 
 
Nesta equação, R representa a constante dos gases e A designa-se por fator pré-
exponencial ou fator de frequência, estando relacionado com a frequência de colisões 
entre moléculas de reagentes e com a sua orientação. Tem as mesmas unidades que k. 
Apesar do seu nome, esta equação foi proposta pela primeira vez em 1884 pelo químico 
holandês Jacobus van’t Hoff. No entanto, foi Arrhenius quem apresentou uma 
explicação física e a interpretou. Arrhenius alegou que, para os reagentes se 
transformarem em produtos, era necessário que os primeiros adquirissem uma 
quantidade de energia mínima, a energia de ativação (Ea). Para uma dada temperatura, a 
fracção de moléculas que têm uma energia cinética superior a Ea pode ser calculada 
através da distribuição de Maxwell-Boltzmann ou através da mecânica estatística. Esta 
fracção é proporcional a exp[-Ea/(RT)]. 
Esta equação é muito importante no campo da cinética, pois permite a determinação da 
energia de ativação de uma reação após a determinação da velocidade específica a 
várias temperaturas. A logaritmização da equação (1) resulta na seguinte equação 
 
 
 
Assim, verificando-se a equação de Arrhenius, a representação gráfica de ln(k) em 
função de 1/T é numa linha recta com declive igual a –Ea/R e ordenada na origem igual a 
ln(A). 
 
 
 
 
 
Cinética Química Experimental 
 
2. OBJETIVOS: 
2.1 Determinar experimentalmente a lei da velocidade da reação entre brometo e 
bromato, em meio ácido. 
2.2 Determinar a constante de velocidade e a energia de ativação da reação. 
 
3. MATERIAIS 
Bromato de potássio (KBrO3) 
0.33M 
Brometo de Potássio (KBr) 0,67 
M 
Ácido Perclórico (HClO4) 0,5M 
Fenol 0,33M 
Indicador alaranjado de metila 
Béquer de 10m mL 
 
4. PROCEDIMENTOS: 
 
1) Identifique quatro béqueres com a denominação A1, A2. A3 e A4 e outros quatro 
com a denominação B1, B2, B3 E B4 
 
2) Faça as quatro combinações de acordo com a tabela: 
 
Combinação Béquer A (ml) Béquer B (ml) 
KBrO3(0,33) 
(mL) 
KBr(0,67M) 
(mL) 
H2O(mL) HClO4(0,5M) 
(mL) 
Fenol(0,03M) 
(mL) 
indicador 
(mL) 
1 5 5 15 10 10 5 
2 5 10 10 10 10 5 
3 10 5 10 10 10 5 
4 5 5 5 20 10 5 
 
3) Adicione a solução contida no béquer A à do béquer B. Inicie a contagem do tempo 
em que as soluções forem misturadas e interrompa com o desaparecimento do ultimo 
traço do indicador. 
 
5. INTERPRETAÇÃO DOS RESULTADOS 
 
Pela comparação das 2 combinações, tire os valores das ordens de reação para cada um 
dos reagentes.Por exemplo, a ordem da reação para o brometo pode ser obtida pela 
comparação das combinações 1 e 2, em relação ao bromato pela comparação das 
combinações 1 e 3. 
 
6. BIBLIOGRAFIA: 
 
1. Experiências de Química Ana Maria P. Felicissimo . 1° EDIÇÃO. Editora 
moderna 
Cinética Química Experimental 
 
PRÁTICA 5: FATORES QUE INFLUENCIAM NA VELOCIDADE DE UMA 
REAÇÃO QUÍMICA 
 
1. INTRODUÇÃO 
A velocidade de uma reação química pode ser afetada de diferentes maneiras. Além da 
concentração do reagente e temperatura que já vimos nas práticas anteriores, outros 
fatores também alteram a velocidade de uma reação. Um pequeno resumo é mostrado 
abaixo: 
1.1 A concentração dos reagentes: Quanto maior a concentração, maior a velocidade 
(há casos em que a velocidade não é afetada pela concentração de um reagente em 
particular). Lembrando que, para os gases, o aumento da pressão apenas aumenta a 
concentração, então o resultado é o mesmo. 
1.2. Temperatura: Usualmente, as reações aceleram com um aumento de temperatura. 
1.3. Estado físico dos reagentes: Partículas finas reagem mais rápido do que pedaços 
grandes – maior área superficial. Como as reações se processam na superfície, obtém-se 
maior velocidade. 
1.4. Presença (e concentração/estado físico) de um catalisador (ou inibidor): Um 
catalisador acelera uma reação, enquanto um inibidor a freia. 
1.5. Luz: Luz em um comprimento de onda particular também pode acelerar uma 
reação. 
 
2. OBJETIVOS 
 Verificar a influência de diversos fatores na velocidade de uma reação química. 
 
3. MATERIAIS 
Solução de nitrato de prata 0,1M 
Solução de ácido clorídrico 0,1M 
 
Pedaços de zinco 
solução ácido sulfúrico 1M 
Solução ácido sulfúrico 2M 
Carbonato de cálcio em pedaços 
Carbonato de cálcio em pó 
Solução de ácido clorídrico 1 M 
Solução de ácido clorídrico concentrado 
Solução de ácido oxálico 2M 
Solução de permanganato de potássio 
1M 
Solução de sulfato de manganês 1M 
Pedaços de alumínio 
Tubos de ensaio 
Pipetas de 2 e 5 mL 
Balança 
papel de pesagem 
conta gotas 
 
4. PROCEDIMENTO 
 
4.1 Luz 
1. Colocar 2 ml de solução de nitrato de prata em dois tubos de ensaio. 
2. Juntar 2 ml de ácido clorídrico diluído a cada um dos tubos. Observar a 
formação do precipitado branco de cloreto de prata. 
3. Guardar um dos tubos dentro do armário, para que o cloreto de prata 
precipitado se conserve no escuro. 
Cinética Química Experimental 
 
4. Expor o segundo tubo à luz do sol, para que fique sob a sua ação, observar os 
dois tubos, depois de decorrida uma hora. 
 
4.2 Temperatura 
1. Colocar um pequeno pedaço de zinco em dois tubos de ensaio. Juntar a cada 
tubo 2 ml de ácido sulfúrico diluído. 
2. Aquecer um dos tubos até a ebulição. 
3. Retirá-lo do fogo. Observar a diferença de velocidade de reação entre os dois 
tubos. 
 
4.3 Superfíciede contato 
1. Colocar em um tubo de ensaio cerca de 1 g de carbonato de cálcio em 
pedaços. 
2. Juntar 2 ml de ácido clorídrico diluído. Observar. 
3. Colocar em um tubo de ensaio cerca de 1 g de carbonato de cálcio em pó. 
Juntar 2 ml de ácido clorídrico diluído. Observar e comparar com o tubo do exercício 
anterior. 
 
4.4 Concentração 
Colocar pequeno pedaço de alumínio em um tubo de ensaio. Juntar 2 ml de ácido 
clorídrico diluído. Observar . 
Colocar pequeno pedaço de alumínio em um tubo de ensaio. Juntar 2 ml de ácido 
clorídrico concentrado. Observar e comparar com o tubo de exercício anterior. 
 
4.5 Catalisador 
O sulfato de manganês catalisa (aumenta a velocidade) a reação entre ácido oxálico e 
permanganato de potássio, em meio contendo ácido sulfúrico. 
Colocar 2 ml de solução de ácido oxálico em um tubo de ensaio. Juntar 2 ml de ácido 
sulfúrico diluído. Juntar 1 ml de solução de permanganato de potássio. Agitar durante 
1 minuto. Observar. Aquecer brandamente. Observar. 
Colocar 2 ml de solução de ácido oxálico em um tubo de ensaio. Juntar 2 ml de ácido 
sulfúrico diluído. Juntar 2 ml de solução de sulfato de manganês. Juntar 1 ml de 
solução de permanganato de potássio. Agitar durante 1 minuto. Observar. Aquecer 
brandamente. Observar e comparar com o exercício anterior. 
 
5. QUESTIONÁRIO 
 
1) Escrever a equação da reação entre nitrato de prata e ácido clorídrico. 
2) Que substâncias se formam na decomposição do cloreto de prata, sob a ação da 
luz? 
3) Escrever a equação da reação entre zinco e ácido sulfúrico. 
4) A velocidade da reação entre zinco e ácido sulfúrico é maior a frio ou a quente? 
5) Escrever a equação da reação entre carbonato de cálcio e ácido clorídrico. 
Cinética Química Experimental 
 
6) Há maior contato do ácido clorídrico com carbonato de cálcio em pedaços ou com 
carbonatos de cálcio em pó? 
7) Escrever a equação da reação entre alumínio e ácido clorídrico. 
8) A velocidade da reação entre alumínio e ácido clorídrico é maior com o ácido 
diluído ou com o ácido concentrado? 
9) A velocidade da reação entre ácido oxálico e permanganato de potássio, em meio 
contendo ácido sulfúrico, é maior ou menor na presença de sulfato de manganês? 
10) O que são catalisadores? 
 
6. BIBLIOGRAFIA 
 
1. Atkins Físico-Química vol.1. Peter Atkins e Julio de Paula. 7ed. Editora LTC 
 
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PRÁTICA 6: CINÉTICA ENZIMÁTICA 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Enzimas são catalisadores biológicos: aceleram a velocidade das reações químicas, 
diminuindo a energia de ativação. Possuem, em geral, estrutura protéica, sendo que 
foram descritas algumas moléculas de RNA com atividade catalítica. As enzimas não 
alteram a constante de equilíbrio nem a variação de energia livre das reações, sendo 
regeneradas, sob a forma original, ao final da catálise. As moléculas reagentes são 
denominadas substratos (S) e produtos (P) são formados ao final. As enzimas são, 
geralmente, bastante específicas com relação aos substratos, formando um complexo 
com estes durante a catálise: 
 
Algumas teorias procuram explicar esta especificidade: 1- teoria de Fischer (“chave-
fechadura”), onde enzima e substrato seriam complementares; 2- teoria de Koshland do 
encaixe induzido, ou seja, o substrato durante a catálise se encaixa na enzima; 3- teoria 
que propõe o perfeito encaixe no estado de transição, estado onde a barreira energética 
(energia de ativação) foi vencida. Diversos são os fatores que influenciam a velocidade 
de uma reação enzimática. Por terem estrutura protéica, alterações no pH, na 
temperatura, na força iônica do meio reacional podem modificá-las (ás vezes, até a 
estrutura dos substratos é alterada), modificando, assim, a velocidade das reações. 
Como esperado, a concentração de substrato e de enzima nomeio reacional são 
determinantes para a velocidade reacional. 
A velocidade de uma reação catalisada pode ser determinada, em instantes iniciais, 
através da determinação do produto formado por unidade de tempo (caso mais comum) 
ou através da mensuração do substrato consumido por unidade de tempo. O produto 
formado pode ser medido diretamente através de alguma propriedade físico-química 
característica, ou então fazer uma reação química com este produto produzindo um 
outro que possua propriedades apropriadas para medida. Uma propriedade 
freqüentemente usada para tal fim é a capacidade do produto a ser quantificado de 
absorver terminados comprimentos de onda de radiações luminosas (o que não deve, em 
princípio, acontecer com qualquer outra substância encontrada no meio reacional), 
aplicando-se os princípios da fotometria. Os ensaios de atividade enzimática 
desenvolvidos na aula prática serão realizados com a enzima FOSFATASE, presente 
no extrato aquoso da batata inglesa. No ensaio, a enzima catalisará a reação de 
desfosforilação do para-nitrofenil fosfato, resultando na formação de um composto de 
cor amarelada em meio alcalino, o para-nitrofenol. Portanto, a atividade enzimática será 
detectada pelo aparecimento da coloração amarela no meio reacional. 
 
 
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2. OBJETIVOS 
 
Avaliar o efeito de alguns fatores que interferem na atividade enzimática, tais como, o 
tempo de reação, a concentração de substrato e a concentração de enzima. 
 
3.MATERIAIS E REAGENTES 
 
• Uma batata inglesa média (cerca de 110g). 
• Substrato: para-nitrofenilfosfato de sódio 1mM (solução fresca). 
• NaOH 0,02N. 
• Liquidificador. 
 
4. PREPARO DE FRAÇÃO COM ATIVIDADE DE FOSFATASE ALCALINA 
 
• Descascar a batata; 
• Homogeneizar a batata descascada em 200mL de água, usando um liquidificador; 
• Filtrar o homogeneizado em algodão. 
 
5. PROCEDIMENTOS 
 
• Enumerar os tubos de ensaio que seu grupo vai usar; 
• Colocar sempre os reagentes na mesma ordem em todos os tubos; 
• O HOMOGENEIZADO DEVERÁ SER ADICIONADA SEMPRE POR ÚLTIMO. 
• Após adicionar o homogeneizado, agite a mistura suavemente; 
• A incubação será realizada à temperatura ambiente. 
 
*Adicionar 2mL de NaOH 0,02N antes da adição do homogeneizado SOMENTE NO 
TUBO 1) 
 
• Observe a cor desenvolvida em todos os tubos. 
• Anote os resultados. 
 
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• Após 5 minutos de reação, adicione 2mL de NaOH 0,02N em cada tubo 
• Observe a cor desenvolvida nos tubos (7-10). Anote os resultados. 
 
 
 
• Após 10 minutos de reação, adicione 2mL de NaOH 0,02N em cada tubo. 
• Observe a cor desenvolvida nos tubos (11-16). Anote os resultados. 
 
6. QUESTIONÁRIO 
 
6.1- Por que a enzima (homogeneizado) só deve ser adicionada por último? 
6.2- Explique os resultados de cada item.