1. ENGENHARIA QUÍMICA – TN 02
Cinética Química
Érica Bloizi Chenaud
Liliam Cruz da Silva
Maria Clara Novais

2. Salvador 2009
UNIVERSIDADE SALVADOR – UNIFACS
ENGENHARIA QUÍMICA – TN 02
Cinética Química
Érica Chenaud
Liliam Cruz da Silva
Maria Clara Novais Carneiro
Trabalho apresentado para
avaliação na disciplina de Química
Geral II, do curso de Engenharia
Química, turno matutino, da
Universidade Salvador, ministrado
pela professora Leila Maria Aguilera.
2

3. Salvador 2009
3

4. SUMÁRIO
1. Objetivos do Experimento ................................................................................4
2. Introdução Teórica ..........................................................................5 a 8
3. Parte Experimental ................................................................................9
3.1. Material Utilizado ................................................................................9
3.2. Procedimentos ........................................................................9 a 10
4. Discussões/Resultados ..............................................................................11
5. Questionário ..............................................................................12
6. Toxidade das Substâncias ......................................................................13 a 15
7. Conclusões, Comentários e
Sugestões ..............................................................................16
8. Referências ..............................................................................17
4

5. 1. Objetivos do Experimento
Verificar a influência da concentração dos reagentes, da temperatura de
reação, do estado de agregação dos reagentes e da presença de um catalisador
sobre a velocidade da reação.
5

6. 2. Introdução Teórica
A cinética está relacionada a “movimento”, quando pensamos nela da forma
que a física nos ensinou a pensar. Entretanto, nas reações químicas, não há
movimento, mas sim mudanças de concentração, e esta é a base de nossos
estudos.
O termo “cinética química” é utilizado para descrever o estudo quantitativo das
variações de concentração com o tempo quando ocorre uma reação química.
O objetivo principal da cinética é o estudo da velocidade das reações
químicas, e para isso é preciso o conhecimento de: o desenvolvimento de métodos
experimentais que permitam medir as velocidades das reações, desde as mais
lentas até as mais explosivas; o estudo dos fatores que influenciam nas velocidades
das reações; e o estudo do “caminho” percorrido pelas reações.
Uma reação química ocorre quando três fatores envolvidos no mundo
micromolecular acontecem. Eles são:
1 - O choque de uma espécie química com outras ou com as paredes do recipiente
na qual a mesma estiver.
2 - A geração de alguma maneira de algum tipo de energia que permita que a
espécie química reagente atinja um patamar mínimo de energia para que a reação
possa ocorrer (Energia de Ativação).
3 - A posição do choque. (fator muito importante nas reações orgânicas onde
estiverem envolvidas substâncias com grandes cadeias).
Podemos, portanto, concluir que reações com energia de ativação muito
pequena são muito rápidas. Na prática estas reações são instantâneas. Reações
com energia de ativação média corresponderão a velocidades altas, ou não,
conforme a importância do fator geométrico. E reações com Energia de Ativação da
ordem de 100 Kcal serão tão lentas na temperatura ambiente que na vida prática até
podemos dizer que “a reação não é perceptível”.
O estudo cinético em sua quase totalidade depende de valores experimentais
da reação que está sendo estudada. A velocidade de uma reação é definida como
6

7. sendo a variação da concentração de um reagente por unidade de tempo. Essas
concentrações são normalmente expressas em mol por litro (mol/L), e o tempo em
minutos (min) ou segundos (s).
Representando-se por CA a concentração do regente A e representando-se
por t o tempo, a velocidade de reação será então definida como sendo:
Velocidade média de consumo de A = - K ∆[CA ] / ∆t
Em uma reação aA + bB  cC + dD, calculamos a velocidade média como:
vmédia da reação = K
−∆[A]
———
a·∆t
=
−∆[B]
———
b·∆t
=
−∆[C]
———
c·∆t
=
−∆[D]
———
d·∆t
Sendo K a constante de velocidade da reação, e o sinal negativo indica que a
concentração do reagente diminui em função do tempo.
O termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado na classificação das
equações diferenciais. As leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética
química, tais equações são classificadas de acordo com a ordem da reação. A
ordem de uma reação é definida como sendo a soma das potências dos termos de
concentração que aparecem na equação de velocidade da reação química. É
normalmente, um número inteiro pequeno, podendo em casos especiais, ser zero ou
fracionário. É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma grandeza que
normalmente é obtida a partir de dados experimentais, em grande parte das vezes
sem o conhecimento real do mecanismo da reação.
Molecularidade de uma reação é definido como sendo o número de espécies
químicas reagentes que participam da etapa determinante da reação. A
molecularidade é sempre um número inteiro, pequeno e diferente de zero. Reações
“unimolecular” ou “bimolecular” designam reações cuja molecularidade é,
respectivamente, um e dois.
7

8. Quando uma reação química possui uma baixa velocidade e se deseja de
alguma forma acelerar esta velocidade, existem várias maneiras pelas quais esta
ativação pode ser feita. As formas mais comuns de ativação de uma reação química
são através da variação da temperatura ou a introdução de um catalisador no meio
reacional. A velocidade da reação depende também da pressão, da área das
superfícies em contato com os reagentes, da concentração dos reagentes, e dos
choques entre as moléculas que reagem.
Pela teoria da colisão, para haver reação é necessário que as moléculas dos
reagentes colidam entre si; a colisão ocorra com geometria favorável à formação do
complexo ativado; a energia das moléculas que colidem entre si seja igual ou
superior à energia de ativação.
Colisão efetiva ou eficaz é aquela que resulta em reação, isto é, que está de
acordo com as duas últimas condições da teoria da colisão. O número de colisões
efetivas ou eficazes é muito pequeno comparado ao número total de colisões que
ocorrem entre as moléculas dos reagentes.
O aumento da temperatura do meio reacional faz com que a energia cinética
das espécies químicas reagentes se eleve, o que normalmente acelera a quebra de
ligações e a formação de novas moléculas. Uma elevação da temperatura aumenta
a velocidade de uma reação porque aumenta o número de moléculas dos reagentes
com energia superior à de ativação. Uma lei muito antiga, dos primórdios do estudo
da Cinética é a Lei de Van´t Hoff: “Um aumento de 10ºC na temperatura de uma
reação dobra a sua velocidade”. O mais importante é o conceito que esta lei embute,
o conceito de que um aumento de temperatura provoca um aumento significativo de
velocidade da reação.
Catalisadores são substâncias que permitem acelerar uma reação sem serem
consumidas. O catalisador não modifica o equilíbrio da reação, mas permite atingi-lo
mais rapidamente, pois ele modifica o mecanismo da reação, executando-a em uma
seqüência de etapas cujas energias de ativação são todas bem inferiores à da
reação não catalisada. Normalmente, apenas uma quantidade muita pequena de
catalisador é usado e pode transformar uma quantidade ilimitada de reagentes.
8

9. Relacionados aos catalisadores, existem alguns termos comumente utilizados
no estudo da cinética. Eles são: Inibidor químico, que é uma substância que reduz
parcialmente a atividade do catalisador; Veneno, que é a substância que reduz
totalmente a atividade do catalisador; Reação Auto-Catalítica que, por sua vez, é a
reação catalisada ou não na qual um dos produtos formados atua favoravelmente
sobre a velocidade da reação.
Além da ativação térmica ou catalítica as reações químicas podem ser
ativadas de outras maneiras. Dentre as quais iremos citar a seguir. A Ativação
Luminosa consiste na ativação de certos sistemas pela luz com um comprimento de
onda adequado, a qual transfere ao sistema energia luminosa, que ativará um
determinado reagente ou um determinado tipo de ligação na molécula. Como
exemplo, tem-se a fotossíntese das plantas.
A Ativação Elétrica pode ser feita por dois processos: descarga e eletrólise. A
descarga pode ser arco, faísca, descarga condensada etc. A eletrólise consiste na
aplicação de uma corrente elétrica que provoca reações ao atravessar líquidos
ionizados, soluções de eletrólitos ou de sais fundidos.
A Ativação Radioquímica consiste na emissão de raios por substâncias
radioativas naturais (alfa, beta e gama) ou raios artificiais (raios X, elétrons
acelerados, nêutrons) que são capazes, devido à sua alta energia, de provocar
reações nos sistemas mais inertes.
9

10. 3. Parte Experimental
3.1. Material Utilizado
• Água destilada;
• Ácido Sulfúrico;
• Tiossulfato de sódio;
• Permanganato de potássio;
• Ácido oxálico;
• Sulfato de manganês;
• Zinco sólido;
• Ácido Clorídrico;
• Termômetro;
• Bastão de vidro;
• Tela de amianto;
• Bico de Bunsen;
• Cronômetro;
• Tubos de ensaio;
• Béqueres.
3.2 Procedimentos
Influência da concentração na velocidade das reações
A lei da velocidade ou lei cinética para uma reação genérica, a velocidade de
reação é proporcional às
concentrações molares dos reagentes, elevadas a expoentes que são determinados
experimentalmente:
a A + b B + c C + ... → x X + y Y + z Z + ...
V= K [A]α [B]β[C]γ ...
Onde,
10

11. V= velocidade de reação;
K= constante de velocidade da reação
[ ]= molaridade= número de moles de soluto por litro de solução
α, β , γ, ...= expoentes que são determinados experimentalmente.
Nesta parte do experimento, se deseja verificar como a variação da
concentração dos reagentes influi na velocidade da reação:
H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + H2O + SO2↑ + S↓
Na reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico, há formação de
enxofre, que sendo insolúvel na água, provoca uma turvação que permite ver
quando a reação ocorre. Assim, pode-se medir o tempo de duração da reação.
Mantendo fixa a concentração de ácido e adicionando água à solução de tiossulfato
de sódio, pode-se verificar como a diminuição da concentração de um dos reagentes
influi no tempo da reação, isto é, na velocidade de reação.
Dadas as variáveis:
∆n= número de moles que reagiram = volume x molaridade
∆t= tempo (em segundos) de duração da reação, pode-se calcular a velocidade da
reação com a fórmula: v= ∆n/∆t.
Procedimento:
a) Rotule 3 buretas e 3 béquers: H2O; H2SO4; Na2S2O3.
b) Encha corretamente cada bureta (encha também a ponta das buretas, que ficam
abaixo da torneira, antes de acertar o menisco) com água destilada, solução de
ácido sulfúrico 0,3 mol/L e tiossulfato de sódio 0,3 mol/L.
c) Pegue 4 tubos de ensaio e, utilizando a bureta, coloque, em cada um, 4 mL da
solução 0,3 mol/L de H2SO4.
d) Numere outros 4 tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4.
e) Utilizando as buretas, coloque, nos tubos numerados, a solução 0,3 mol/L de
Na2S2O3 e H2O segundo a seguinte tabela:
Tabela I- Estudo da influência da concentração de reagentes na velocidade das
reações
11

12. Tubo
Volume em mL Molaridade
da mistura
V x M = V’ x
M’
∆n= no
de mols
de Na2S2O3 que
reagiram V’ x M’
Concentr
ação
do
Na2S2O3
C=n/v
Tempo da
reação(s)
Velocidade
v =∆n/∆t
(mol/s)Na2S2O3 H2O TOTAL
1 6 0 6
6 x 0,3 = 6 x
M’
M’= 0,30
∆n= 006x0,30
∆n= 18 x 10-4
0,3 mol/L 14,12 1,275x10-4
2 4 2 6
4 x 0,3 = 6 x
M’
M’= 0,20
∆n= 0,006x 0,20
∆n= 12 x 10-4
0,2 mol/L 16,22 0,734x10-4
3 3 3 6
3 x 0,3 = 6 x
M’
M’= 0,15
∆n= 0,006x 0,15
∆n= 9 x 10-4
0,15
mol/L 47,39 0,19 x10-4
4 2 4 6
2 x 0,3 = 6 x
M’
M’= 0,10
∆n= 0,006x 0,10
∆n= 6 x 10-4
0,1 mol/L 51,13 0,173x10-4
f) Pegue o tubo 1 e um dos tubos contendo 4 mL de H2SO4.
g) Adicione os 4 mL de ácido ao tubo 1, acionando o cronômetro imediatamente.
h) Observe atentamente o tubo 1 e assim que começar a aparecer uma turvação
pare o cronômetro. Lance na tabela o tempo (em segundos) que demorou a
aparecer a turvação.
i) Jogue fora o conteúdo do tubo 1 e lave-o em seguida. Essa operação deve ser
feita imediatamente para evitar que o tubo fique manchado.
j) Repita o procedimento para os tubos 2, 3 e 4, anotando na tabela o tempo gasto
em cada uma das reações.
k) Se houver qualquer dúvida com relação a alguma das medidas, refaça essa a
medição correspondente.
l) Calcule a velocidade de cada reação, dividindo cada valor de Δn pelo tempo da
reação correspondente.
Influência do catalisador
Nesse experimento, se verificará a influência do Mn++
na reação entre o
permanganato de potássio (KMnO4) com o ácido oxálico (H2C2O4) na presença do
ácido sulfúrico (H2SO4):
2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3 H2SO4 → K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 10 CO2
a) Rotule 4 tubos de ensaio (1, 2, 3 e 4)
b) Coloque 5 mL de ácido oxálico 0,5 mol/L nos tubos 1 e 3.
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13. c) Adicione à esses dois tubos 1 mL de ácido sulfúrico 4 mol/L.
d) Adicione 5 gotas de uma solução 0,1 mol/L de sulfato de manganês (MnSO4) ao
tubo 3.
e) Adicione, aos tubos 2 e 4, 4 mL de uma solução 0,04 mol/L de permanganato de
potássio.
f) Rotule dois béquers de 50 mL: A e B.
g) Transfira o conteúdo dos tubos 1 e 2 para o béquer A e o conteúdo dos tubos 3 e
4 para o béquer B (a transferência deve ser simultânea para os dois béquers).
h) Compare o tempo necessário para que as duas soluções percam a cor.
Influência da temperatura na velocidade das reações
Utilizaremos a mesma reação usada no item anterior para verificar o efeito da
temperatura na velocidade das reações:
H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + H2O + SO2↑ + S↓
a) Rotule duas buretas e dois béquers: Na2S2O3 e H2SO4.
b) Encha cada bureta com o líquido correspondente- solução 0,05 mol/L de Na2S2O3
e solução 0,05 mol/L de H2SO4 e deixe sob cada uma o béquer correspondente a
cada solução.
c) Numere 4 tubos de ensaio (1, 2, 3 e 4) e usando a bureta, coloque 4 mL da
solução 0,05 mol/L de H2SO4.
d) Rotule outros 4 tubos de ensaio (1A, 2A, 3A e 4A) e coloque, usando a bureta, 4
mL da solução 0,05 mol/L de Na2S2O3.
e) Ponha 250 mL de água num béquer de 500 mL e coloque em “banho-maria” os
tubos 1 e 1A nesse béquer.
f) Espere aproximadamente 2 minutos para que a temperatura dos tubos se iguale à
temperatura da água do béquer. Meça a temperatura da água:
t1= .......... o
C
g) Jogue o conteúdo do tubo 1 no tubo 1A, mantendo esse último imerso na água do
béquer, e acione imediatamente o cronômetro.
h) Observe atentamente o tubo 1A (que está dentro da água do béquer) e, assim
que aparecer uma turvação, pare o cronômetro. Anote o tempo da reação:
Tempo da reação = ............ s
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14. i) Preencha a Tabela II com os dados de temperatura e tempo da reação obtidos
com os tubos 1 e 1A.
j) Jogue fora o conteúdo do tubo 1A e lave-o, a fim de que ele não fique manchado.
k) Coloque o béquer com 250 mL de água para aquecer até aproximadamente 30o
C
acima da temperatura anterior (t1). Quando esta temperatura for atingida pare o
aquecimento.
l) Com um bastão de vidro, agite a água que está sendo aquecida para
homogeneizar a temperatura.
m) Coloque os tubos 4 e 4A dentro da água do béquer e espere aproximadamente 2
minutos para que seus conteúdos atinjam a temperatura da água.
n) Após a espera, mantendo o tubo 4A dentro da água aquecida, verta sobre ele a
solução 0,05 mol/L de H2SO4 do tubo 4 e acione o cronômetro imediatamente.
o) Observe atentamente o tubo 4A que está dentro do béquer. Assim que aparecer
uma turvação, pare o cronômetro. Anote o tempo e a temperatura da água do
béquer na Tabela II.
p) Jogue fora o conteúdo do tubo 4A e lave-o em seguida.
q) Cuidadosamente, adicionando água fria aos poucos, resfrie a água do béquer
para aproximadamente 10o
C abaixo da temperatura anterior, agitando-a com um
bastão de vidro.
r) Repita os passos m, n, o e p para os tubos 3 e 3A.
s) Jogue fora um pouco da água do béquer e, lentamente, adicione água fria, para
que a temperatura caia cerca de 10o
C abaixo da temperatura obtida no passo “q”.
t) Repita os passos m, n, o e p para os tubos 2 e 2A.
Obs.: repita qualquer passo experimental para esclarecer dúvidas sobre alguma
medição.
Tabela II- Estudo da influência da temperatura na velocidade das reações
Tubo
∆n= no
de mols
de Na2S2O3 que
reagiram
V’xM’=0,004x0,05
Temperatura
(ºC)
Tempo da
reação(s)
Velocidade
v =∆n/∆t
(mol/s)
1 e 1A 2 x 10-4
25 ºC 100 2 x 10-6
2 e 2A 2 x 10-4
35 ºC 58 3,45 x 10-6
3 e 3A 2 x 10-4
45 ºC 40 5 x 10-6
4 e 4A 2 x 10-4
55 ºC 35 5,71 x 10-6
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15. Influência do estado de agregação dos reagentes
a) Pegue 2 tubos de ensaio e rotule-os (1 e 2)
b) Adicione a cada um dos tubos 2 mL de uma solução 1 mol/L de HCl.
c) Adicione um pedaço de Zn metálico ao tubo 1 e uma quantidade equivalente de
zinco metálico em pó ao tubo 2.
d) Observe e compare a velocidade aparente de reação nos dois tubos.
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16. 4. Discussões / Resultados
Influência da concentração na velocidade das reações:
Rotulamos 3 buretas e 3 béquers, com as seguintes soluções: H2O, H2SO4,
Na2S2O3 as duas últimas coma concentração de 0,3 mol/L. Em seguida, colocamos
4 mL da solução de H2SO4 em 4 tubos de ensaio.
Numeramos outros 4 tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. E utilizando as buretas,
colocamos, nos tubos numerados, a solução 0,3 mol/L de Na2S2O3 e H2O segundo a
a primeira tabela apresentada:
Tubo Volume em mL
Na2S2O3 H2O TOTAL
1 6 0 6
2 4 2 6
3 3 3 6
4 2 4 6
No tubo 1 e um dos tubos contendo 4 mL de H2SO4, adicione os 4 mL de
ácido ao tubo 1, acionando o cronômetro imediatamente. Observamos atentamente
o tubo 1 e assim que começou a aparecer uma turvação pareamos o cronômetro.
Lance na tabela o tempo (em segundos) que demorou a aparecer a turvação.
Repetimos o procedimento para os tubos 2, 3 e 4, anotando na tabela o
tempo gasto em cada uma das reações.
Influência do catalisador:
Rotulamos 4 tubos de ensaio (1, 2, 3 e 4) e adicionamos 5 mL de ácido
oxálico 0,5 mol/L nos tubos 1 e 3. Em seguida, colocamos 1 mL de ácido sulfúrico 4
mol/L e 5 gotas de uma solução 0,1 mol/L de sulfato de manganês ao tubo 3.
Adicione, aos tubos 2 e 4, 4 mL de uma solução 0,04 mol/L de permanganato
de potássio.
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17. Rotulamos dois béquers de 50 mL: A e B e transfirimos o conteúdo dos tubos
1 e 2 para o béquer A e o conteúdo dos tubos 3 e 4 para o béquer B (a transferência
deve ser simultânea para os dois béquers).
Comparamos o tempo necessário para que as duas soluções percam a cor.
FALTA DIZER O QUE ACONTECEU, EU NÃO ESTAVA PRESENTE
Influência da temperatura na velocidade das reações:
Rotulamos duas buretas e dois béquers: Na2S2O3 e H2SO4. Enchemos cada
bureta com o líquido correspondente solução 0,05 mol/L de Na2S2O3 e solução 0,05
mol/L de H2SO4.
Numeramos 4 tubos de ensaio (1, 2, 3 e 4) e usando a bureta, coloque 4 mL
da solução 0,05 mol/L de H2SO4. Rotulamos outros 4 tubos de ensaio (1A, 2A, 3A e
4A) e coloque, usando a bureta, 4 mL da solução 0,05 mol/L de Na2S2O3.
FALTA TERMINAR ESTA
Influência do estado de agregação dos reagentes:
Pegamos 2 tubos de ensaio e rotule-os (1 e 2) e adicionamos a cada um dos
tubos 2 mL de uma solução 1 mol/L de HCl.
Após colocamos um pedaço de Zn metálico ao tubo 1 e uma quantidade
equivalente de zinco metálico em pó ao tubo 2.
Em ambos os tubos o zinco foi consumido rapidamente, porém, no tubo em
que continha zinco em pó, foi ainda mais rápido, já que, aumentou a superfície de
contato, permitindo que mais moléculas fossem atacadas simultaneamente.
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18. 5. Questionário
a) Para o experimento 3.1, construa o gráfico da velocidade de reação em função da
concentração de tiossulfato de sódio, traçando a melhor curva média possível.
b) Por que um aumento na concentração de um ou de todos os reagentes aumenta
a velocidade de reação?
O aumento da concentração dos reagentes promove o aumento do número
de colisões entre as moléculas. Isso faz com que a probabilidade de colisões
efetivas acontecerem para a formação do complexo ativado seja maior. Logo,
quanto maior a concentração dos reagentes, maior será a velocidade da reação.
c) Para o experimento 3.3, construa o gráfico da velocidade de reação em função da
temperatura de reação, traçando a melhor curva média possível.
18

19. d) Por que um aumento na temperatura provoca um aumento da velocidade das
reações?
Com o aumento da temperatura, também aumenta o número de moléculas
com energia igual ou superior a energia de ativação. Havendo mais moléculas com
energia maior ou igual a de ativação, aumenta a velocidade da reação. Com o
aumento da temperatura, as moléculas se agitam mais, fazendo com que a
probabilidade de colisões efetivas aumente. Assim, a velocidade da reação
aumenta.
e) Discuta os resultados obtidos da relação entre concentração e velocidade de
reação, bem como da temperatura, estado de agregação e presença de catalisador
na velocidade de uma reação.
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20. 6. Toxidade das Substâncias
Ácido Sulfúrico:
- Ingestão: Pode causar severas queimaduras na boca, garganta e estômago,
levando à morte. Dor de garganta, vomito, diarréia, colapso circulatório, pulsação
fraca e rápida, baixa respiração e pouca urina se o ácido for ingerido. O choque
circulatório causa a morte.
- Inalação: Causa irritação ao trato respiratório e mucosas das membranas.
Sintomas incluem irritação do nariz e garganta e fadiga respiratória. Pode causar
edema pulmonar.
- Contato com a pele: Os sintomas mais freqüentes são vermelhidão, dor e severas
queimaduras. Pulsação fraca e rápida, baixa respiração e pouca urina se o ácido for
posto em contato com a pessoa.
- Contato com os olhos: Pode turvar a visão, causar vermelhidão, dor e severas
queimaduras. Pode causar cegueira.
- Exposição crônica: Longa exposição aos vapores pode causar prejuízo aos dentes.
A exposição crônica pode causar câncer.
- Agravo das condições pré-existentes: Pessoas com desordens de pele ou olhos
com funções respiratórias falha devem ser mais suscetíveis aos efeitos da
substância.
Tissulfato de sódio
- Ingestão: Baixo nível de toxicidade por ingestão. Doses altas pode causar diarréia.
- Inalação: Causa irritação ao trato respiratório. Sintomas incluem tosse e diminuição
da freqüência respiratória.
- Contato com a pele: Causa irritação à pele, se o contato for prolongado.
- Contato com os olhos: Causa irritação.
- Exposição crônica: Pode causar irritações na pele.
Permanganato de potássio
- Inalação: Causa irritação ao trato respiratório. Os sintomas podem incluir tosse e
dificuldade para respirar. Altas concentrações podem causar edema pulmonar.
- Ingestão: A ingestão de pó ou de altas concentrações causa distúrbios graves do
20

21. sistema gastrointestinal com possíveis queimaduras e edema; pulso lento, choque
com queda da pressão sangüínea. Pode ser fatal.
- Contato com a pele: Os cristais secos e as soluções concentradas são cáusticas,
causando envermelhecimento, dor, queimaduras severas, manchas marrons na área
de contato e possível endurecimento da epiderme. Soluções diluidas são levemente
irritantes para a pele.
- Contato com os olhos: O contato dos olhos com cristais (poeira) e soluções
concentradas causa irritação severa, envermelhecimento, visão borrada e podem
causar danos sérios, possivelmente permenentes (seqüelas).
- Exposição crônica: O contato prolongado com a pele pode causar irritação, pele
seca e dermatite. O envenenamento crônico com Manganês pode resultar da
inalação de poeira contendo esse elemento, causando seqüelas no Sistema
Nervoso Central. Os primeiros sintomas incluem sonolência, prostração e fraqueza
nas pernas. Casos mais avançados têm mostrado sintomas de expressão facial
“fixa”, distúrbios emocionais, espasmos e quedas.
Ácido oxálico
- Ingestão: Corrosivo. Tóxico. Pode causar queimaduras na boca e esôfago, náusea,
gastroenterites e choque. Absorção pode acontecer podendo causar
envenenamento sistêmico. Sintomas podem incluir enxaqueca, pulsação fraca, e
câimbras de músculo. Pode causar dano de rim. Envenenamento severo pode ser
fatal. Dose fatal calculada de ácido oxálico é 5-15 gramas.
- Inalação: Inalação de névoa ou vapor pode causar irritação e queimaduras de
membranas mucosas da área respiratória.
- Contato com a pele: Irritante para a pele. Pode causar vermelhidão, dor e
queimaduras à pele podendo ser absorvido por ela.
- Contato com os olhos: Esguichos podem causar irritação severa e possível dano
de olho.- - Exposição crônica: Inalação prolongada de névoa pode causar
inflamação de área respiratória. Contato com a pele pode causar dermatite. Pode
causar dano de rim, dermatite, cianoses dos dedos, e possível ulceração.
21

22. Sulfato de manganês
Nocivo. Risco de efeitos graves para a saúde em caso de exposição
prolongada por inalação e ingestão. Tóxico para os organismos aquáticos, podendo
causar efeitos a longo prazo no ambiente aquático.
Zinco sólido
A toxicidade pelo zinco é rara, geralmente quando ingerido acima de 100 a
300mg/dia. Nesta eventualidade poderá causar alterações na absorção do cobre,
além de provocar distúrbios gastrointestinais como náuseas, vômitos, gosto metálico
e dores abdominais.
Ácido Clorídrico
Extremamente corrosivo. Inalação de vapores pode causar sérios danos.
Ingestão pode ser fatal. Líquido pode causar sérios danos à pele e aos olhos.
22

23. 6. Conclusões, Comentários e Sugestões
A cinética química é uma ciência que estuda a velocidade das reações
químicas e os fatores que a influenciam. A velocidade da reação recebe geralmente
o nome de taxa de reação. A taxa de reação está relacionada com as concentrações
dos reagentes, o estado particular dos reagentes (estado físico, estado nascente dos
gases, estado cristalino ou amorfo dos sólidos, do fato dos reagentes estarem ou
não em solução e neste caso a natureza do solvente irá influir na velocidade da
reação), a temperatura, a eletricidade, a luz, a pressão, a presença de catalisadores
e dos produtos de reacção.
Sua importância é muito ampla, já que se relaciona com temas como, por
exemplo, a rapidez com que um medicamento atua no organismo ou com problemas
industriais, tais como a descoberta de catalisadores para acelerar a síntese de
algum produto novo.
Fatores que influem na velocidade das reações: A rapidez ou velocidade
com que se formam ou rompem as ligações dependem da natureza dos reagentes.
Temperatura: Grau de agitação das partículas que aumenta a probabilidade
de colisões. Com o aumento da temperatura, também aumenta o número de
moléculas com energia igual ou superior a energia de ativação. Havendo mais
moléculas com energia maior ou igual a de ativação, aumenta a velocidade da
reação. Com o aumento da temperatura, as moléculas se agitam mais, fazendo com
que a probabilidade de colisões efetivas aumente. Assim, a velocidade da reação
aumenta. Alimentos na geladeira por exemplo : leite ovos, carnes e etc,demoram
muito mais para estragar do que no ambiente. Isso porque as reações químicas
feitas pelos microorganismos decompositores são retardadas pela temperatura
baixa. Há uma regra que foi formulada no século XIX pelo holandês Jacobus
Henricus van't Hoff que diz que um aumento de 10 graus célsius na temperatura do
sistema que irá reagir duplica a velocidade da reação. Hoje sabe-se que essa regra
apresenta várias exceções, mas ela é muitas vezes útil para se fazerem previsões
aproximadas do comportamento da velocidade de certas reações. Ela é conhecida
como Regra de Van't Hoff.
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24. Superfície de contato: Se numa reação atuam reagentes em distintas fases,
o aumento da superfície de contato entre eles aumenta a velocidade das reações.
Considerando, por exemplo, uma reação entre uma substância sólida e uma líquida,
quanto mais reduzida a pó estiver a substância sólida, maior é a superfície de
contacto entre as partículas de ambas as substâncias e portanto, maior é a
possibilidade de essas partículas colidirem umas com as outras.
Presença de um catalisador: Os catalisadores aumentam a velocidade de
uma reação química, mas não participam da formação dos produtos, sendo
completamente regenerados no final. Atuam ao promover rotas de reação com
menor energia de ativação. O catalisador acelera a reação, pois diminui a energia de
ativação das moléculas, mas não participa da reação, ou seja, não ocorre nenhuma
mudança nos elementos químicos da reação, e o catalisador continua intacto.
Concentração dos reagentes: O aumento da concentração dos reagentes
promove o aumento do número de colisões entre as moléculas. Isso faz com que a
probabilidade de colisões efetivas acontecerem para a formação do complexo
ativado seja maior.
Pressão: Com o aumento da pressão, aumenta a probabilidade de ocorrerem
colisões efetivas. E, conseqüentemente, aumenta a velocidade da reação. Notar que
a pressão só influencia quando tiver pelo menos uma substância gasosa como
reagente, um aumento de pressão num sistema em reação implica um contato maior
entre os reagente, pois o volume do sistema diminui, desse modo, haverá um
numero maior de partículas reagentes por unidade de volume ( a concentração
aumenta), o que possibilita um maior número de colisões entre as partículas.
Consequentemente a velocidade da reação se torna maior. O efeito da pressão é
considerável apenas quando substâncias na fase de agregação gasosa participam
da reação.
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25. 7. Referências
ATKINS, P.; LORETTA, J. Princípios de Química
Data: 20/10/2009 – 14:22
http://www.marco.eng.br/cinetica/
Data: 20/10/2009 – 16:29
http://www.quimidrol.com.br/produtos/imgs/prd_140_espec.pdf
Data: 20/10/2009 – 10:47
http://www.casquimica.com.br/fispq/acidocloridrico.pdf
Data: 20/10/2009 – 11:00
http://www.qca.ibilce.unesp.br/prevencao/produtos/acido_oxalico.html
Data: 20/10/2009 – 17:58
http://www.qca.ibilce.unesp.br/prevencao/permanganato.html
Data: 20/10/2009 – 17:59
http://www.qca.ibilce.unesp.br/prevencao/produtos/tiossulfato_sodio.html
Data: 20/10/2009 – 18:00
http://74.125.113.132/search?q=cache:Xu_kfgyrXmUJ:www.fmaia.com.br/SA
%2520033.doc+tocixidade+Sulfato+de+mangan%C3%AAs&cd=9&hl=pt-
BR&ct=clnk&gl=br
Data: 20/10/2009 – 18:04
http://www.casquimica.com.br/fispq/zinco.pdf
Data: 20/10/2009 – 18:12
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