Relatório Química Geral e Inorgânica- Cinética Química

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Universidade Federal do Estado do Rio de Janeiro - UNIRIO 
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde – CCBS 
Instituto de Biociências – IBIO 
Departamento de Ciências Naturais – DCN 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Disciplina: Química Geral e Inorgânica 
Professora: Samira Portugal 
 
 
 
 
 
 
 
Aluno:Michelle de Souza Ferreira 
Curso: Biomedicina 
Turma: A Nº da prática: 04 
 
 
 
Prática realizada no dia: 03/11/2014 
 
 
 
 
 
 
 
Cinética Química 
 
 
 
 
 
 
Rio de Janeiro 
 
2° semestre 2014 
 
I-Introdução 
Cinética química consiste no estudo das velocidades das reações químicas,incluindo os 
fatores que podem influenciá-las.Essa velocidade da reação trata-se da rapidez com que 
os reagentes são consumidos,ou a rapidez com que os produtos são formados. [1] A 
velocidade média pode ser expressa pela razão entre a variação da quantidade,que pode 
ser em massa,concentração,volume de gás,etc, e o intervalo de tempo no qual ocorreu 
essa variação. A expressão dá-se pela seguinte forma,onde Q = quantidade a ser 
trabalhada e t,o tempo em que ocorreu a reação: 
Vm = |Q| / t 
 
Quando se calcula o  do numerador, o valor é negativo,pois a concentração final é 
menor do que a inicial,sendo assim,a velocidade também ficaria negativa. Desta 
forma,na Química,trabalha-se com o módulo da quantidade. 
O gráfico que retrata a situação dos reagentes e produtos em uma reação química ,é 
retratada abaixo: 
 
Figura I : Variações ocorridas na concentração dos participantes das reações em função do tempo 
No gráfico A, a quantidade do reagente é máxima e vai diminuindo com o decorrer do 
tempo,pois o produto está sendo formado . A concentração do produto,no gráfico 
B,inicia-se igual a zero,e vai aumentando ao decorrer do tempo. No 3 ° gráfico,quando 
sobrepõem-se ,percebe-se que o reagente A foi totalmente consumido,no mesmo 
instante que B foi formado totalmente. Desta forma, a reação terminou. Em outros 
casos,quando a curva de ambos param de variar,indica que foi alcançado o equilíbrio. 
Acerca dos fatores que afetam a velocidade das reações,vale ressaltar duas teorias. 
 A Teoria das colisões afirma que para que uma reação ocorra,os átomos das moléculas 
dos reagentes ,que estão sempre em movimento, devem se colidirem,e,quanto mais 
choques houverem,maior probabilidade de ter colisões efetivas ( aquelas com geometria e 
energia corretas). Há dois tipos de colisões: 
-horizontal:colisão mais lenta ; - vertical :colisão mais rápida e efetiva . [2] 
A Teoria do Complexo Ativado se sustenta em dois princípios fundamentais: [3] 
1. Apesar da instantaneidade do complexo ativado, ele deve também ser analisado 
como uma estrutura química, e deve-se considerar o seu equilíbrio com os 
reagentes. 
2. A velocidade da reação de decomposição do complexo ativado é geral e não 
depende da natureza dos reagentes e nem da sua forma física. A decomposição 
do complexo ativado ocorre na mesma velocidade da reação global. 
Os fatores que afetam a velocidade das reações são: 
Temperatura: Quanto maior,aumenta a agitação da moléculas,ou seja,a velocidade 
também será aumentada. 
Superfície de contato: Quanto maior,a velocidade também será maior,uma vez que terá 
maior área,ocasionando mais choques. 
Concentração: Quanto maior concentração,maior velocidade. 
Catalisador: A velocidade aumenta pois diminui a energia de ativação. Participa da 
reação,quando há mais de uma,ele age na etapa lenta. 
II) Objetivo 
Determinar as velocidades médias das reações químicas realizadas com o Sonrisal e os 
fatores que a afetam,observando quais os aceleraram ou foram mais lentos. 
III)Materiais e métodos 
a.a Materiais utilizados: 
Béquer de 250 mL 
Béquer de 600 mL 
Erlenmeyeres de 250 mL 
Espátula 
Faca 
Gral 
http://www.infoescola.com/quimica/teoria-do-complexo-ativado/
Papel alumínio 
Pissete 
Pistilo 
Placa de aquecimento 
Proveta de 100 mL 
Tela de amianto 
Vidro de Relógio 
Foram utilizados 5 erlenmeyeres. 
a.b Equipamentos utilizados: 
Balança Analítica 
Estufa 
a.c. Reagentes : 
Ácido cítrico e bicarbonato de sódio (dois comprimidos efervescentes). 
b. Metodologia 
Os materiais foram pegos e organizados na bancada. Após leitura do roteiro,iniciou-se a 
prática. 
Os dois comprimidos foram pesados na balança analítica,encontrando 3,96 g e 3,98 
g.Ambos foram divididos,aproximadamente,pela metade,com o auxílio de uma faca. O 
comprimido de valor inferior deu origem às partes 1 e 2,e o outro comprimido,3 e 4. Essa 
quarta parte,foi dividida,dando origem a parte 5 e 6. A 6,foi deixada intacta,enquanto o 
comprimido 5,foi triturado,com auxílio de gral e pistilo,sendo armazenado, o pó que 
resultou,no pedaço de papel alumínio,com uma espátula,sendo considerado como 
número 7. Os comprimidos,e o pó foram pesados na balança,com o auxílio do vidro de 
relógio , e seus valores, anotados na tabela dada no roteiro. 
Retornando à bancada, foi usado um béquer de 250 mL com água gelada,e escoou-se 
para uma proveta de 100 mL,até o mesmo valor. Em seguida,esse líquido foi transferido 
para um erlenmeyer de 250 mL. Foi introduzido a parte 1 nesse,e com um cronômetro de 
celular,foi anotado o tempo de dissolução. 
Após,com o auxílio de um dos monitores,foi-se pegar água próxima a fervura. Para 
isso,um béquer de 600 mL se encontrava em uma placa que aquecimento. Desse,foi 
escoado para um béquer de 250 mL,um valor aleatório. Em uma proveta de vidro de 100 
mL,foi escoado o líquido,até o mesmo valor dessa. De volta a bancada,foi transferido para 
um erlenmeyer de 250 mL,que estava em cima de uma tela de amianto. Novamente,com 
o cronômetro, mediu-se o tempo de dissolução,desta vez,com a parte 3. 
A dissolução partes 2,6 e 7,foram realizadas em água em temperatura ambiente. Com o 
auxílio de um pissete,foi acrescentado água em outra proveta de 100 mL,transferido para 
os erlenmeyers de 250 mL,e,introduzido as partes em cada um desses,observando e 
anotando o tempo de dissolução de cada. 
Ao final,lavou-se as vidrarias,e pôs na estufa os materiais permitidos em tal equipamento. 
Após cada experimento,observações e cálculos foram feitos e anotados na tabela. 
IV. Resultado e discussão 
A cada experimento,os valores foram anotados na tabela a seguir. Foi realizada os 
devidos cálculos e observações pertinentes. 
 
 
Parte do 
Comprimido 
 
 
Massa 
(g) 
 
Tempo de 
reação na 
água 
gelada 
(s) 
 A 
 
Tempo de reação 
na temperatura 
ambiente (s) 
 
 
 B 
 
 
Tempo de reação 
na temperatura 
de 80° a 90° C (s) 
 
 C 
 
 
Velocidade média 
Vm=massa/tempo 
 
 
 
A B C 
1 2,01 82:74 - - 0,02 
g/s 
 - - 
2 1,92 - 37 - - 0,05 g/s - 
3 1,97 - - 36:73 - - 0,05 g/s 
6 1,06 - 40:59 - - 0,02 g/s - 
7 0,88 - 09:54 - - 0,09 g/s - 
 
 
A parte 1 foi pesada na balança,encontrando como massa,2,01 g. Quando foi introduzido 
no erlenmeyer que continha água gelada,seu tempo de dissolução foi de 82,74 
segundos.Calculando a velocidade média, fazendo 2,01 / 82,74,encontra-se que a Vm 
dessa reação,foi de 0,02 g/s. 
A parte 2 foi pesada e encontrou-se 1,92g de sua massa. Essa,quando em contato com a 
água do erlenmeyer,em temperatura ambiente,levou 37 segundos para dissolver. 
Calculando a Vm, dividindo sua massa pelo tempo em que ocorreu a 
dissolução,encontrou-se 0,05 g/s. 
A parte 3, com 1,97 g de massa, quando introduzida na água próxima à fervura,no 
erlenmeyer, levou 36,73 segundos em sua dissolução.Para encontrar a velocidade 
média,calcula-se 1,97 / 36,73 ,resultando em 0,05 g/s. 
A parte 6,foi introduzida no erlenmeyer que continha água em temperatura ambiente. Sua 
massa encontrada foi de 1,06 g ,o tempo em que levou para dissolver, foi de 40,59 
segundos. A velocidade média da reação,dividindoa massa pelo tempo ,encontrou-se 
0,02 g/s. 
Por fim,com o pó resultado da trituração,considerado como número 7,foi 
pesado,encontrando 0,88 g.Quando introduzido no erlenmeyer que continha água em 
temperatura ambiente,levou-se 9,54 segundos para dissolver completamente. A 
velocidade média encontrada,dividindo a massa pelo tempo ,foi de 0,09 g/s. 
Em todos os procedimentos, a pessoa que ficava com o cronômetro, e a outra que 
introduzia as partes dos comprimidos na água,mantiveram-se a mesma,a fim de evitar 
possíveis erros sistemáticos. 
A partir dos resultados obtidos,observa- se que a velocidade da reação foi mais rápida 
quando houve a trituração , a da parte 7.Isso deve-se ao fato de apresentar maior 
superfície de contato,ocasionando mais choques,aumentando as colisões efetivas. A 
segunda mais rápida,apesar de apresentar mesmo valor do que a parte 2 ( Vm =0,05 
g/s,em ambas), foi a da parte 3,com a água próximo a fervura. Porque o comprimido ao 
entrar em contato com o líquido,apresentando maior massa (1,97 g), dissolveu-se mais 
rápido do que a da parte 2 ( 36,73 segundos),devido a alta temperatura,que ocasiona 
maior agitação das moléculas e por fim,maior velocidade. As que levaram mais tempo,ou 
seja, as reações mais lentas, foram as que se encontrava em água gelada e em 
temperatura ambiente,respectivamente. A parte 1,que foi introduzida em água 
gelada,apesar de ter mesmo valor da parte 6 (Vm=0,02 g/s) ,apresentou a menor 
velocidade média das reações,uma vez que levou o maior tempo de todas para a 
dissolução (82,74s).Isso deve-se ao fato da baixa temperatura,que leva a uma reação 
mais lenta. Em temperatura ambiente,a reação ocorre um pouco mais rápida,nos 
comprimidos 6 e 2, o tempo de dissolução foram de 40,59s e 37s,respectivamente. 
A velocidade média do ácido cítrico e a do bicarbonato de sódio em quantidade de 
matéria (mols) por tempo em segundos, dá-se a partir dos seguintes cálculos,referente à 
parte 1 do comprimido: 
Ácido Cítrico : 
Um comprimido inteiro,que apresentou 3,96 g de massa,apresenta 1,413 g de ácido 
cítrico (indicado na embalagem). A parte 1,que apresentou 2,01g ,apresenta x g de ácido 
cítrico. 
3,96 g  1,413 g de C6H8O7 
2,01 g  x de C6H8O7 
X= 0,717 g 
Fazendo regra de 3,encontra 0,717 g do ácido. Como se pede a velocidade em mol/s,é 
necessário calcular quantos mols há nessa quantidade. Desta forma,calcula-se: 
1 mol de C6H8O7  192 g 
 x 0,717 g 
X=0,00373 mol 
Fazendo regra de 3,encontra 0,00373 mol em 0,717 g do ácido. 
Com os valores,já é possível realizar o cálculo da velocidade média. Dividindo-se a 
quantidade de mol pelo tempo em que ocorreu a dissolução na parte 1 (82,74s),encontra-
se: 
Vm C6H8O7 = 4,51. 10
-5 mol s-1 
Bicarbonato de sódio: 
O mesmo comprimido inteiro,com 3,96 g de massa,apresenta 1,854g de bicarbonato de 
sódio (indicado na embalagem). A parte 1,com 2,01 g,apresenta x g de tal composto: 
3,96 g  1,854 g de NaHCO3 
2,01 g  x de NaHCO3 
X= 0,941 de NaHCO3 
Fazendo regra de 3,encontra 0,941 g de bicarbonato de sódio. Como se pede a 
velocidade em mol/s,é necessário calcular quantos mols há nessa quantidade. Desta 
forma,calcula-se: 
1 mol de NaHCO3  84 g 
 X  0,941 g 
X = 0,0112 mol de NaHCO3 
Novamente,com regra de 3,encontra-se 0,0112 mol de NaHCO3 em 0,941 g .Sendo 
assim,já é possível realizar a velocidade média,dividindo-se o quantidade de mol pelo 
tempo em que ocorreu a dissolução (82,74 s). Encontrando: 
Vm de NaHCO3 = 1,35 . 10 
-4 mol s -1 
A equação completa que traduz a reação do ácido cítrico com o bicarbonato dá-se por: 
C6H8O7 + 3 NaHCO3  3 H2O + 3 CO2 + C6H5Na3O7 
 
Onde há liberação de gás carbônico, água e citrato de sódio. 
 
V. Conclusões 
Utilizando os conhecimento adquiridos na parte teórica sobre Cinética Química,nos 
experimentos realizados na aula prática,foi possível observar sua efetivação,uma vez que 
houveram os resultados esperados. As velocidades das reações mais rápidas foram 
,realmente, as que apresentavam maior superfície de contato e aquelas submetidas a 
maiores temperaturas. A que houve menor velocidade,foi justamente a que ficou em água 
gelada. 
 
 
 
 
 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carbono
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidrog%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3dio
http://pt.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3dio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carbono
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carbono
VI. Referências Bibliográficas: 
[1] Aula de Cinética Química – Graduação de Engenharia Química da USP/EEL . São 
Paulo,2010. Disponível em < http://www.marco.eng.br/ > Acessado em 5 de novembro de 
2014. 
[2] Capítulo Cinética Química .SOQ – Portal de Química. Disponível em < 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p3.php > Consultado em 5 de 
novembro de 2014. 
[3] Teoria do Complexo Ativado . InfoEscola. Disponível em < 
http://www.infoescola.com/quimica/teoria-do-complexo-ativado/ > . Consultado em 5 de 
novembro de 2014. 
Referências Imagens: 
Figura I : Aula de Cinética Química – Graduação de Engenharia Química da USP/EEL . 
São Paulo,2010. Disponível em < http://www.marco.eng.br/ > Acessado em 5 de 
novembro de 2014. 
http://www.marco.eng.br/
http://www.infoescola.com/quimica/teoria-do-complexo-ativado/
http://www.marco.eng.br/