RELATÓRIO SOBRE CINÉTICA

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SERVIÇO NACIONAL DE APRENDIZAGEM INDUSTRIAL 
SENAI JOINVILLE NORTE I 
 
 
TÉCNICO EM QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cinética Química e Equilíbrio Químico: 
Princípio de Le Chatelier 
 
 
 
 
Eliane Pereira 
João Pedro Pereira 
Rebeca Gisele Mariano 
Samir Laureano Angélica 
 
 
 
 
Joinville - SC 
2019 
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Eliane Pereira 
João Pedro Pereira 
Rebeca Gisele Mariano 
Samir Laureano Angélica 
 
 
 
 
 
 
 
Cinética Química e Equilíbrio Químico: 
Princípio de Le Chatelier 
 
 
 
 
 
 
 
 Trabalho sobre Cinética Química e Equilíbrio Químico: 
 Princípio de Le Chatelier 
apresentado ao 
 Serviço Nacional de Aprendizagem Industrial – 
SENAI Joinville Norte I S.A. Técnico em Química. 
Professor Orientador: Edina Lurdes Bloot 
 
 
 
Joinville - SC 
2019 
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SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 4 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 4 
CINÉTICA 4 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 5 
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 6 
OBJETIVO 7 
MATERIAIS E MÉTODOS 7 
Procedimento 1.1 7 
Procedimento 1.2 7 
Procedimento 1.3 7 
Procedimento 2 8 
RESULTADO E DISCUSSÃO 8 
CONCLUSÃO 12 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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LISTA DE ILUSTRAÇÕES 
 
Figura 1- Decomposição do Peróxido de hidrogênio com iodeto………………..8 
Figura 2- Decomposição do peróxido com enzima catalase da Batata………….9 
Figura 3- Limalha de ferro no H​2​O​2​……………………………………………………10 
Figura 4- Prego no H​2​O​2​……………….…...............................................................10 
Figura 5- Tubos 1 e 2 com H​2​O​2 ​, submetidos em diferentes temperaturas……11 
Figura 6- Tubos A e B com ​CuSO​4​, com composto inicial e as reações após a 
adição de NaOH e HCl …………………………………………………………………..12 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
Muitos fatores influenciam no desenvolvimento de uma reação, tornando -as 
mais lentas ou mais rápidas. As velocidades das reações dependem de vários 
fatores, pois as reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas 
podem ser alteradas, dependendo da concentração, temperatura, superfície de 
contato, pressão, concentração de reagentes e o uso de catalisadores, assim como 
no equilíbrio de cada reação, podendo ela ser direta ou reversa. 
Em laboratório foi realizado por diversos procedimentos que identificam as 
velocidades e equilíbrio das reações através das cinéticas químicas e equilíbrio 
químico. 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
2.1. CINÉTICA 
 
Segundo Brown et al (2005\0 a cinética química são estudos de velocidades que 
ocorrem quando acontece uma reação química, estudando seus comportamentos e 
reações. 
De acordo com Souza (2019) determina a velocidade de uma reação, quanto a 
rapidez com que os reagentes são consumidos ou com que os produtos são formados, 
como exemplo na combustão de uma vela e a formação de ferrugem que é uma reação 
lenta,tanto na decomposição da nitroglicerina é uma reação rápida. As velocidades das 
reações químicas são chamadas leis da velocidade, que são determinadas através de leis 
empíricas, a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade da 
reação. 
As velocidades das reações dependem de vários fatores, pois as reações 
químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas, 
dependendo da concentração, temperatura e pressão a qual são exercidas. Quanto 
maior for a concentração de um determinado reagente maior será a velocidade da 
reação, sendo que, para que ocorre uma reação entre duas ou mais substâncias é 
preciso que as moléculas se choquem e haja quebra das ligações (SOUZA , 2019). 
5 
De acordo com Brown et al (2005) as temperaturas alteram a velocidade das 
reações, conforme a temperatura aumenta, as energias cinéticas das moléculas 
aumentam, pois quanto mais as moléculas se movimentam rapidamente, mais elas 
se chocam aumentando a velocidade das reações. 
Os catalisadores também influenciam no aumento da velocidade das 
reações, pois os mesmos não são consumidos ​durante a reação, e ​alteram os tipos 
de colisões que levam as reações a seguirem ​um caminho alternativo, exigindo uma 
menor energia de ativação (SOUZA, 2019). 
O estado físico dos reagentes também alteram as velocidades das reações, 
pois quando os reagentes estão em fases diferentes, como um gás e um sólido se 
limita a área de contato, como exemplo um medicamento em comprimido irá se 
dissolverá no estômago e entra mais devagar na corrente sanguínea do que o 
mesmo medicamento em pó (BROWN,2005). 
2.2. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
Segundo Castellan (1986) o Equilíbrio químico ou equilíbrio dinâmico é 
denominado pelo fato que a reação não para, ou seja, velocidade da reação direta e 
velocidade da reação indireta, isto é ambos nessa reação são exatamente iguais, e 
para isso as quantidades de reagentes precisam ser as mesmas dos produtos, 
desta forma mantendo o equilíbrio químico. Considerasse um sistema fechado à 
temperatura e pressão total constantes. 
Quando uma reação alcança o equilíbrio, a composição não tem mais 
nenhuma tendência em mudar, pois a reação não é espontânea em nenhuma 
direção. No Equilíbrio, o quociente reacional tem um determinado valor chamado de 
constante de equilíbrio (ATKINS, 1940). 
De acordo com Atkins (1940) , uma constante de equilíbrio expressa a 
composição de uma mistura em equilíbrio como uma razão de produtos de 
atividades, mesmo que seja limitado a atenção a sistema ideais, ainda é necessário 
que algum trabalho seja feito para que se possa obter as concentrações ou as 
pressões parciais dos reagentes e produtos no equilíbrio, a partir dos seus valores 
iniciais. 
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2.3. PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
 
 O químico francês Henry Louis Le Chatelier (1850-1936) era engenheiro 
químico e metalúrgico, e divulgava a relação da química com a indústria. Em 1884, 
ele enunciou uma generalização (sobre o comportamento de sistemas em equilíbrio 
ao serem perturbados) que era simples, porém de grande alcance​ (ATKINS, 1940). 
O químico Henri Louis Le Chatelier propôs um princípio que afirma: “Quando 
um sistema em equilíbrio sofre algum tipo de perturbação externa, ele se deslocará 
no sentido de minimizar essa perturbação, a fim de atingir novamente uma situação 
de equilíbrio”. É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por variações 
de temperatura, de concentração de participantes da reação e pressão total sobre o 
sistema (ATKINS, 1940). 
Para que haja perturbação no sistema existem três fatores que provocam as 
alterações, sendo assim os fatores de influência são a temperatura, concentração e 
pressão ​(FOGAÇA, 2018). 
Se, em uma reação em equilíbrio, com temperatura constante, aumentar a 
concentração de um, ou de todos os reagentes, a reação será deslocada no sentido 
direto, pois para entrar em um novo equilíbrio o sistema terá que gerar mais 
produtos. O contráriotambém ocorre: se aumentar a concentração dos produtos a 
reação se deslocará no sentido inverso, fornecendo mais reagentes (FOGAÇA, 
2018). 
Aumentando a pressão de uma reação gasosa em equilíbrio, sem alterar a 
temperatura, ocorrerá uma contração do volume. Portanto, o equilíbrio se deslocará 
no sentido do menor volume, ou seja, que possui menos quantidade de matéria em 
mol. A diminuição da pressão, o volume dos gases se expandirá, deslocando o 
equilíbrio no sentido da reação com maior volume (maior número de mol) 
(FOGAÇA, 2018). 
Aumento da temperatura: o equilíbrio será deslocado no sentido da reação 
endotérmica (reação que absorve calor). Diminuição da temperatura: o equilíbrio 
será deslocado no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor)(FOGAÇA, 
2018). 
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3. OBJETIVO 
Verificar os fatores que influenciam na velocidade e no deslocamento do 
equilíbrio da reação. 
4. MATERIAIS E MÉTODOS 
Procedimento 1.1 
Neste procedimento foram utilizados três tubos de ensaio e nos mesmos 
foram inseridas com o auxílio de uma pipeta volumétrica o volume de 5 ml de 
peróxido de hidrogênio, logo após foi adicionado 3 gotas de detergente em cada 
tubo de ensaio. No primeiro tubo de ensaio foi adicionado aproximadamente 0.5 gr 
de iodeto potássio sólido, no segundo tubo foram inseridos fragmentos de batata e 
no último tubo não foi adicionado nenhuma matéria para reagir. 
Procedimento 1.2 
Para este procedimento foi utilizado um prego e limalha de ferro, onde ambos 
com o auxílio de uma balança foi determinado a massa inicial, posteriormente em 
dois tubos de ensaio foi adicionado 5 ml de HCL 3 M utilizando uma pipeta 
volumétrica. No primeiro tubo foi inserido junto ao ácido clorídrico um prego e no 
segundo tubo também foi adicionado limalha de ferro junto ao ácido. 
Procedimento 1.3 
Em um béquer de 400 ml foi adicionado 100 ml de água e posteriormente 
utilizado um micro-ondas para realizar o aquecimento, em contrapartida, com um 
outro béquer foi adicionado algumas pedras de gelo, cloreto de sódio e água. Com 
ambos líquidos e seus respectivos teores de calor inversos, ou seja, um deles 
apresentando alta temperatura e outro com baixa temperatura. Em cada béquer foi 
adicionado um tubo de ensaio contendo peróxido de hidrogênio, e observado as 
reações com ambos tubos. 
8 
 
Procedimento 2 
Foi coletado com uma pipeta volumétrica 2 ml da solução preparada 
anteriormente de sulfato de cobre, adicionamos em dois tubos de ensaio a mesma 
alíquota, e foram demarcados com letra “A” e “B”, o tubo “B” foi utilizado como 
controle. No tubo “A” já presente o sulfato foi adicionado 2 ml de hidróxido de sódio, 
o mesmo foi agitado e observado a reação ocorrida momentaneamente, em 
segundo momento foi acrescido 2 ml de ácido clorídrico e também observado a 
reação 
5. RESULTADO E DISCUSSÃO 
Foi verificado no procedimento 1.1 , que no tubo 1 ao adicionar o detergente 
e o iodeto de potássio no peróxido de hidrogênio, ocorreu a formação de uma 
espuma de coloração amarela, de acordo com a figura 1. Essa reação ocorreu 
devido a decomposição do peróxido de hidrogênio, que acontece de forma lenta, 
formando dois produtos água e oxigênio: ​2H​2​O​2 2H ​2​O +O​2 . Os aq)( → l)( g)( 
catalisadores agem diminuindo a energia de ativação, aumentando a velocidade da 
reação. O peróxido de hidrogênio é instável, e sua decomposição é acelerada na 
presença de um catalisador, como o iodeto de potássio, que é um sal iônico que ao 
ser adicionado no peróxido, liberou oxigênio e junto com detergente formou a 
espuma em uma velocidade grande, a coloração amarela existente na espuma é a 
presença de iodo na reação. 
 
 ​ Figura 1. Decomposição do Peróxido de hidrogênio com iodeto (PEREIRA, 2019) 
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Na decomposição do peróxido de hidrogênio na presença do iodeto 
formou-se duas etapas:: 
1 - H​2​O​2 + I​- H​2​O + IO​-aq)( aq)( → l)( aq)( 
2- H​2​O + IO​- H ​2​O + O​2 + I​-l)( aq)( → l)( g)( aq)( 
 
Ao adicionar a batata no peróxido de hidrogênio, verificamos que ocorreu 
uma rápida decomposição do peróxido, formando bolhas (efervescência), de acordo 
com a figura 2, isso porque a batata contém enzima catalase, que atua como 
catalisador natural, acelerando a velocidade da reação. Assim podemos dizer que a 
enzima catalase também presente nos glóbulos vermelhos do nosso organismo atua 
como uma proteção, pois o peróxido de hidrogênio produzido em nossas células é 
tóxico, o mesmo possui alto poder de oxidação por liberar radicais livres, quando a 
catalase atua formam-se O​2​ e H​2​O, que é inofensivo para o nosso organismo. 
 
Figura 2. Decomposição do peróxido com enzima catalase da Batata (PEREIRA,2019) 
 
Em comparação com as reações ocorridas tanto no tubo 1 como no tubo 2, 
podemos dizer que são dois catalisadores, de origem diferentes que atuam em 
mesma função na decomposição do peróxido de hidrogênio, e ambos formam dois 
produtos após a reação. 
No procedimento 1.2 observamos que nos tubos 1 e 2, ao adicionar o prego e 
a limalha no ácido clorídrico, obteve formação de bolhas, de acordo com as figuras 
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3 e 4, pois notamos que ocorreu uma oxidação dos materiais inseridos. Portanto, no 
tubo 2 com a limalha de ferro, o HCl apresentou uma coloração acastanhada, 
devido a oxidação da limalha. 
O ferro é uma substância simples e o ácido uma substância composta, pois 
nesse tipo de reação o ferro perde elétrons que é recebido pelo hidrogênio do ácido, 
formando uma substância simples H​2 ​e uma substância composta FeCl​3​, isso porque 
o ferro é mais reativo que o hidrogênio, conforme a reação abaixo: 
2 Fe​(s)​ + 6 HCl​(aq)​ → 2 FeCl​3(aq) ​+ 3 H​2(g) 
 
 Figura 3. Limalha de ferro no H​2​O​2 ​ (PEREIRA,2019) 
 
 
 Figura 4. Prego no H​2​O​2​ (PEREIRA,2019) 
 
Verificamos no procedimento 1.3 que cada béquer foi submetido a uma 
determinada situação, sendo que no béquer 1 houve o aquecimento da água e no 
béquer 2 foi colocado gelo e NaCl, após submergir os tubos de ensaio com H​2​O​2 
11 
 
notamos que obteve a formação de bolhas na parte interna do tubo 1 e no tubo 2 
apenas ficou gelada, (figura 5), isso porque a temperatura influencia na velocidade 
da reação, por sua vez ​quando aumentamos a temperatura de um determinado 
sistema, aumentamos a agitação das moléculas dos reagentes e proporcionamos 
mais energia, aumentando a quantidade de partículas que consequentemente 
aumentará a velocidade da reação. 
 
Figura 5. Tubos 1 e 2 com H​2​O​2 ​, submetidos em diferentes temperaturas (PEREIRA,2019) 
 
Assim como quando adicionamos o Cloreto de sódio na água com gelo 
diminuímos a sua velocidade de reação, pois em um sistema água líquida/gelo a 
rapidez com que o gelo se funde é igual a água se congela, pois se encontra em 
equilíbrio dinâmico. Esse equilíbrio é perturbado pela adição NaCl,que se dissolve 
na água, diminuindo o número de moléculas de água, uma vez os íons Na+ e Cl– 
ocupam alguns pontos onde estavam as moléculas de água, como esses íons não 
conseguem se agrupar no gelo, resulta na diminuição da congelação da água. 
No procedimento 2 observamos que quando adicionamos no tubo A o NaOH 
sobre o CuSO​4​, obteve a formação de um precipitado de cor azul, de acordo com a 
seguinte reação: 
CuSO​4​ + 2 NaOH → Na​2​SO​4​ + Cu(OH)​2 
Ao adicionar o HCl notamos que o precipitado obteve uma mudança, se 
desmanchando sobre o tubo, formando a seguinte reação: 
12 
 
Cu(OH)​2​ + Na ​2​SO​4​ + ​2 HCl = CuSO​4​ + 2 NaCl + 2 H​2​O 
O HCl reage com os compostos e faz com que ocorra a formação de CuSO​4​, 
porém o sistema se torna irreversível, uma vez que é necessário adicionar outros 
componentes para que volte a forma inicial, ocorrendo uma alteração do equilíbrio 
químico, pois temos a formação de um sal praticamente insolúvel. (figura 6) 
 
 
 
Figura 6. Tubos A e B com ​CuSO​4​, com composto inicial e as reações após a adição de NaOH 
e HCl (PEREIRA,2019). 
 
6. CONCLUSÃO 
Com o desenvolvimento dos procedimentos de cinética química e equilíbrio 
químico, podemos dizer que foi satisfatório, por mais que necessita de muita 
atenção. Compreendemos as diversas propriedades químicas e suas aplicações, 
aprendemos a importância da velocidade das reações, bem como a concentração, a 
temperatura e pressão a qual são exercidas sobre o sistema, e as alterações no 
equilíbrio químico de cada procedimento, bem como o uso de catalisador para 
acelerar as reações. 
Observamos que no procedimento 1.1 decomposição do peróxido de 
hidrogênio, ocorre de forma lenta, pois o mesmo é instável, e sua decomposição é 
acelerada na presença de um catalisador. Na reação do peróxido de hidrogênio com 
a batata, ocorreu a formação de bolhas devido a presença da enzima catalase, que 
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atua como catalisador natural, acelerando a velocidade da reação. E que no 
procedimento 1.2 notamos que a limalha de ferro e o prego, perdem elétrons que é 
recebido pelo hidrogênio do ácido, ocorrendo a oxidação. Logo no procedimento 1.3 
entendemos que a temperatura influencia na velocidade da reação, uma vez que 
quanto maior a temperatura maior será a velocidade da reação, e quanto menor a 
temperatura menor será a velocidade da reação. No procedimento 2 ocorre a 
alteração do equilíbrio químico, pois temos a formação de um sal praticamente 
insolúvel, pois o sistema é irreversível, uma vez que necessário a adicionar outras 
substâncias. 
Compreendemos que o processo cinética química e equilíbrio químico é 
importante nas variadas reações químicas, pois a temperatura e pressão e o uso de 
catalisador alteram as velocidades das reações e conhecer os métodos, executá-los 
de forma correta, são eficazes para um resultado satisfatório. 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, P. W. Físico-química: Fundamentos 3.ed. Editora LTC, Porto Alegre: 
Bookman, 2006. 
 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência 
central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005. 
 
CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-química. 1.ed. Editora LTC, Rio de 
Janeiro, 1986. 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. “O principio de Le Chatelier” Mundo Educação. 
Disponível em: 
h​ttps://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/o-principio-le-chatelier.htm​. ​Acesso 
em 30 de Outubro de 2019. 
 
SOUZA, Líria Alves de. "Cinética Química"; Brasil Escola. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/cinetica-quimica.htm. Acesso em 03 de 
novembro de 2019.