Relatório Fatores que alteram a velocidade da reação

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
CENTRO DE CIÊNCIA EXATAS 
Departamento de Química 
 
 
RELATÓRIO 
 
 
 
FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
Mahyne Bonifácio Santos 
Rhanna Baldan da Silva 
 
 
 
 
 
 
 Relatório acadêmico do Curso de Graduação de Química 
apresentado como parte das exigências da disciplina de 
Química Geral Experimental II, sob orientação da 
 professora Marta Albuquerque Machado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Vitória 
Outubro/2018 
 SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 3 
OBJETIVOS 3 
MATERIAIS E MÉTODOS 3 
Materiais 3 
Procedimento experimental 5 
RESULTADOS E DISCUSSÃO 7 
CONCLUSÃO 9 
BIBLIOGRAFIA 10 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
Uma reação química é um processo de quebra de ligações de compostos 
químicos para a geração de novas ligações, gerando assim novos compostos. Cada 
reação demanda de um certo tempo para ocorrer, umas ocorrem de forma mais rápida e 
outras de forma mais lenta o que nos leva a cinética química. 
A cinética química é o estudo da velocidade das reações e dos fatores que as 
afetam. A velocidade de uma reação química dependem de uma série de fatores como a 
natureza dos reagentes, superfície de contato, concentração dos reagentes, luz, 
catalisador, temperatura e pressão.​[1] ​Dentre esses fatores os principais são: 
● Superfície de contato: Como a reação necessita de contato para que 
ocorra, quanto maior a superfície de contato maior a velocidade da 
reação.​[1] 
● Concentração dos reagentes: A medida que a concentração aumenta, a 
frequência com que as moléculas colidem também aumenta, tenda reação 
uma maior velocidade.​[2] 
● Catalisador: Os catalisadores são agentes que aumentam a velocidade da 
reação, dando ao sistema um novo caminho de reação com uma menor 
energia de ativação. Eles afetam os tipos de colisões que levam à 
reação.​[2] 
● Temperatura: A temperatura influencia diretamente na velocidade da 
reação, pois com o aumento da temperatura a velocidade também 
aumenta.​[2] 
 
OBJETIVOS 
Observar a influência da superfície de contato, dos catalisadores, da 
concentração e da temperatura sobre a velocidade de uma reação química. 
 
 
MATERIAIS E MÉTODOS 
 
Materiais 
● Tubo de ensaio; 
● Bico de Bünsen; 
● Tela de amianto; 
● Tripé; 
● Béquer; 
● Espátula; 
● Conta gotas; 
● Vidro de relógio; 
● Palha de aço; 
● Termômetro; 
● Placa de zinco; 
● Zinco em pó (Zn) 
Massa molar relativa: 65,39 g.mol​-1​;​[4] 
Densidade: 7,14 g.cm​-3​;​[4] 
Ponto de fusão: 419,53 ºC;​[4] 
Solubilidade: solúvel em ácido e em soluções alcalinas.​[4] 
● Iodo (I​2​) 
Massa molar relativa: 253,809 g.mol​-1​;​[4] 
Densidade: 4,933 g.cm​-3​;​[4] 
Ponto de fusão: 113,7 ºC;​[4] 
Solubilidade: solúvel em benzeno,etanol,clorofórmio e éter etil.​[4] 
● Oxalato de sódio (Na​2​C​2​O​4​) 
Massa molar relativa: 133,999 g.mol​-1​;​[4] 
Densidade: 2,34 g.cm​-3​;​[4] 
Ponto de fusão: ≈ 250 ºC - decompõe;​[4] 
Solubilidade: insolúvel em etanol.​[4] 
● Ácido sulfúrico (H​2​SO​4​) 
Massa molar relativa: 98,080 g.mol​-1​;​[4] 
Densidade: 1,8302​20​ g.cm​-3​;​[4] 
Ponto de fusão: 10,31 ºC;​[4] 
Solubilidade: muito solúvel em água.​[4] 
● Sulfato de manganês (MnSO​4​) 
Massa molar relativa: 151,002 g.mol​-1​;​[4] 
Densidade: 3,25 g.cm​-3​;​[4] 
Ponto de fusão: 700 ºC;​[4] 
Solubilidade: não informado.​[4] 
● Permanganato de potássio (KMnO​4​) 
Massa molar relativa: 158,034 g.mol​-1​;​[4] 
Densidade: 2,7 g.cm​-3​;​[4] 
Ponto de fusão: decompõe;​[4] 
Solubilidade: reage com etanol.​[4] 
● Tiossulfato de sódio (Na​2​S​2​O​3​) 
Massa molar relativa: 158,110 g.mol​-1​;​[4] 
Densidade: 1,69 g.cm​-3​;​[4] 
Ponto de fusão: 100 ºC decompõe;​[4] 
Solubilidade: insolúvel em etanol.​[4] 
 
Procedimento experimental 
Experimento 1: 
● Esfregou-se a placa de zinco com a palha de aço até que ficasse bem polida. 
● No vidro de relógio, afastado da placa de zinco, foi colocada uma pequena porção 
de zinco em pó. 
● Com uma espátula limpa, adicionou-se uma pequena quantidade de iodo sobre a 
superfície da placa de zinco, e a mesma quantidade no zinco em pó. 
● Misturou-se bem o iodo ao zinco em pó. 
● Com o rosto afastado, foi colocada uma gota de água sobre o iodo na placa de 
zinco e uma gota sobre a mistura de iodo com zinco em pó. 
● Ocorreu um desprendimento de gás violeta. Observou-se onde ocorreu o maior 
desprendimento do gás. 
Experimento 2: 
● Foram separados dois tubos de ensaio grandes, um deles marcado para 
identificação posterior, e foi adicionado em cada tubo 2,5 ml de oxalato de sódio. 
● Adicionou-se 2,0 ml de ácido sulfúrico em cada tubo de ensaio. 
● Colocou-se uma gota de sulfato de manganês no tubo marcado. 
● Agitou-se o tubo para misturar as substâncias. 
● Com os tubos encostados um no outro, pingou-se uma gota de solução de 
permanganato em cada tubo e agitou-se. 
● As soluções descoraram-se. Observou-se o conteúdo de cada tubo por 3 
minutos, para determinar onde a solução descorou mais rapidamente. 
Experimento 3: 
● Foi adicionado 4,0 ml de solução de tiossulfato de sódio 0,1 mol/L em um tubo de 
ensaio. 
● Adicionou-se 3 gotas de ácido sulfúrico 1 mol/L e imediatamente começou-se a 
contar o tempo, tampou-se o tubo com uma rolha e agitou-se. 
● Segurou-se o tubo de ensaio inclinado e encostado no local indicado logo a 
seguir, de modo como se pode observar o risco preto. 
 
● O líquido foi se tornando turvo, e quando se parou de conseguir ver o risco preto, 
anotou-se o tempo na tabela 3.1. 
● Repetiu-se o experimento seguindo os itens de B a D da tabela 3.1. 
 
Experimento 4: 
Parte 1: Aumento da temperatura 
 
● Foi aquecido cerca de 100 ml de água num béquer de 250 ml até chegar a uma 
temperatura de aproximadamente 61°C. 
● Foi adicionado 2,0 ml de tiossulfato de sódio num tubo de ensaio e logo em 
seguida adicionou-se 2,0 ml de água fria. 
● O tubo de ensaio foi colocado no béquer com água quente por 3 minutos. 
● Após os 3 minutos, o tubo foi retirado do béquer e adicionou-se 3 gotas de ácido 
sulfúrico ao tubo e imediatamente tampou-se o tubo com uma rolha e começou a 
se contar o tempo. 
● Segurou-se o tubo inclinado e encostado no mesmo risco preto do experimento 3, 
de modo com que o risco pode ser observado. 
● A partir do momento em que a solução ficou turva e se parou de ver o risco preto, 
anotou-se o tempo obtido. 
 
Parte 2: Diminuição da temperatura 
 
● Em um béquer de 250 ml foi colocado uma mistura de água e gelo. 
● Em um tubo de ensaio, foi adicionado 2,0 ml de tiossulfato de sódio e 2,0 ml de 
água. 
● Deixou-se o tubo no béquer com água gelado por 3 minutos. 
● Após os 3 minutos, o tubo foi retirado do béquer e adicionou-se 3 gotas de ácido 
sulfúrico ao tubo e imediatamente tampou-se o tubo com uma rolha e começou a 
se contar o tempo. 
● Segurou-se o tubo inclinado e encostado no mesmo risco preto do experimento 3, 
de modo com que o risco pode ser observado. 
● A partir do momento em que a solução ficou turva e se parou de ver o risco preto, 
anotou-se o tempo obtido. 
 
 
 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Experimento 1: 
 
Houve maior desprendimento de gás violeta na porção de zinco em pó em 
comparação com a placa de zinco. Isso pode ser explicado pois estando o zinco em pó, 
facilita a reação do iodo com o mesmo. Além disso, ​a mistura de zinco e água fornece 
grande energia a reação,aquecendo-a e liberando calor, caracterizando-a como 
exotérmica.​. Apesar disso, quando lavou-se a placa foi observado que a mesma se 
encontrava manchada no local onde a reação aconteceu, novamente devido o fato de a 
mesma ser exotérmica, aumentando a temperatura e fazendo com que a placa ficasse 
manchada. 
 
Reação química 1 
Zn​(s) ​+ I​2(s)​ + 2 H​2​O​(l)​ → I​2(g)​ + Zn(OH)​2(s) ​+ H​2(g) 
 
Pode-se concluir com esse experimento 1 que para se ter uma reação mais 
efetiva, deve-se aumentar a superfície de contato entre os reagentes. 
 
Experimento 2: 
 
O tubo que descorou mais rápidamente foi o que foi adicionado sulfato de 
manganês que agiu como catalisador, alterando o mecanismo da reação, levando a uma 
rota reacional alternativa e, assim, acelerando a reação, fazendo com que a solução 
perdesse a cor em um menor tempo. 
A adição de ácido sulfúrico foi feita a fim de que se acidulasse a solução. 
O sulfato de manganês, como já dito, agiu como catalisador, por isso sua adição 
não é imprescindível para que a reação ocorra. Tal fato pode ser confirmado pois os dois 
tubos descoraram, contudo o tempo para tal do tubo com o catalisador foi menor do que 
o tubo apenas com os outros reagentes. 
 
Reação química 2.1 - sem catalisador 
Na​2​C​2​O​4(aq)​ + H​2​SO​4(aq) ​+ KMnO​4(aq)​ → Na​2​MnO​4(aq)​ + C​2​SO​4(aq)​ +H​2​KO​4(aq) 
 
Reação química 2.2 - com catalisador 
Na​2​C​2​O​4(aq)​ + H​2​SO​4(aq) ​+ KMnO​4(aq) ​+ MnSO​4(aq)​ → Na​2​MnO​4(aq)​ + C​2​SO​4(aq)​ + KSO​4(aq)​ + H​2​MnO​4(aq) 
 
Conclui-se com esse experimento que a adição de catalisador em uma reação a 
acelera a partir da alteração do mecanismo da reação. 
Experimento 3: 
 
Os tempos marcados em cada tubo estão descritos na tabela 3.1 abaixo: 
Tabela 3.1 - Tempo de reação do tiossulfato de sódio, água e ácido sulfúrico 
Tubos Na​2​SO​3 ​(mL) H​2​O (mL) H​2​SO​4​ (gotas) Tempo (min) 
A 4,0 0,0 3 57 s e 98 ms 
B 3,0 1,0 3 01 min e 01 s e 
98 ms 
C 2,0 2,0 3 01min e 20 s e 
45 ms 
D 1,0 3,0 3 04 min e 29 s e 
53 ms 
 
A partir dos dados da tabela pode-se confirmar o que está na literatura de que 
quanto mais moléculas existirem por unidade de volume, maior a chance da ocorrência 
de colisões recíprocas, sendo assim o aumento da concentração dos reagentes 
geralmente aumenta a velocidade da reação​[3]​. Nos tubos que continham maior 
concentração de tiossulfato de sódio levaram menos tempo para ficarem turvos do que 
os com menor quantidade pois tinham mais moléculas do Na​2​SO​3 num mesmo volume, 
se comparado aos outros tubos. Além disso, o volume de água também interfere pois 
dissolve mais ainda o tiossulfato de sódio. 
A turbidez nos tubos ao final da reação se dá por conta da formação do sulfato 
de sódio, que é menos solúvel em água do que o ácido tiossulfúrico, e por causa da 
concentração, acaba precipitando e turvando a água. Como no primeiro tubo não foi 
adicionado água, o tempo para que a solução ficasse turva foi menor 
 
Reação química 3.1 
Na​2​S​2​O​3(aq) ​+ H​2​SO​4(aq) ​ → Na​2​SO​4(aq) ​ + H​2​S​2​O​3(aq) 
 
Pode-se concluir com esse experimento a influência da concentração dos reagentes na 
velocidade da reação. 
 
Experimento 4: 
 
O tempo levado para que a solução ficasse bem turva quando aquecido um dos 
reagentes (tiossulfato de sódio) a 61 ºC foi de 28 s e 09 ms, enquanto o tempo para que 
a mesma reação ocorresse, porém a frio foi de 03 min, 50 s e 70 ms. 
Essa diferença se dá pela influência da temperatura na velocidade da reação. 
Quando há um aumento na temperatura do meio as vibrações dos átomos aumentam, 
consequentemente a energia cinética das moléculas também, se movendo mais 
rapidamente e com maior força, o que aumenta a probabilidade de reação.​[3]​ ​Isso 
também pode ser explicado de acordo com a teoria da colisão e a teoria do estado de 
transição, onde a teoria da colisão supõe que a reação ocorre na fase gasosa e diz que 
para ocorrer uma reação as moléculas devem colidir orientadas apropriadamente. Se a 
orientação delas se colidindo estiver errada, não ocorrerá reação. Além disso, quanto 
maior a frequência das colisões efetivas (o que aumenta quando a temperatura é 
aumentada), maior a velocidade da reação.​[2] 
A teoria do estado de transição ou teoria do complexo ativado supõe que a 
reação ocorre em fase gasosa ou em solução e diz que a energia potencial aumenta à 
medida que os reagentes se aproximam, o que ocorre também quando a temperatura 
aumenta.​[2]​ O contrário ocorre se a temperatura for diminuída, como na parte 2 deste 
experimento. 
Se comparado o resultado do experimento 4 quando feito à quente com a linha C 
da tabela 3.1 do experimento 3, vê-se que as proporções foram as mesmas (2,0 mL de 
tiossulfato de sódio, 2,0 mL de água e 3 gotas de ácido sulfúrico), porém os tempos 
foram bem distintos. Iso explica-se justamente pela influência da temperatura, uma vez 
que o experimento 3 foi realizado a temperatura ambiente, ou seja, a velocidade da 
reação era menor se comparado com a parte 1 (a quente) do experimento 4. 
Nesse experimento conclui-se que a temperatura pode acelerar ou retardar uma reação. 
 
 CONCLUSÃO 
Não existe uma velocidade geral para que as reações ocorram, cada uma possui 
a sua velocidade específica. ​Através dos principais fatores que interferem na velocidade 
das reações, comprovamos que a temperatura, a superfície de contato, a concentração 
e o catalisador interferem diretamente na velocidade das reações, no caso do 
experimento podemos observar a velocidade das reações em seus estados naturais, ou 
seja, sem influência externa e com a influência dos fatores citados. Conclui-se que os 
objetivos dessa prática foram alcançados. 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
[1] ROCHA, Jennifer. Velocidade das reações químicas. Disponível em : 
<https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm>. 
Acesso em: 30 de outubro de 2018 
[2] BROWN, Theodore L.; LEMAY JR., Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química, a ciência 
central. 9ª edição. Pág. 483, 484, 500, 501, 502, 503. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 
2005. 
[3] POSTMA, James M.; ROBERTS JR.,Julian; HOLLENBERG, J. Leland. Química no 
laboratório. 5ª edição. Pág. 318. Barueri: Manole, 2009. 
[4] HAYNES, W. M. (Ed.). CRC handbook of chemistry and physics: a ready-reference 
book of chemical and physical data: 2013-2014. 94º edição. CRC Press, Flórida, 2013.