FQEXP-2021_2 Cinética_reação-relógio_roteiro (1)-convertido

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO PAULO – CAMPUS DIADEMA 
 
UNIDADE CURRICULAR FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL 
CURSO: BACHARELADO EM QUÍMICA 
 
Físico-Química Experimental 
 
Cinética da reação-relógio iodeto/iodo tiossulfato 
 
I) Objetivos 
Determinação da lei de velocidade e energia de ativação de uma reação química. 
 
II) Introdução 
O modo como a velocidade de uma reação homogênea (que ocorre numa 
única fase) e as concentrações de seus reagentes estão relacionadas pode ser 
expresso sob forma de uma equação, também conhecida como Lei de Velocidade, 
onde a velocidade da reação é proporcional ao produto das concentrações dos 
reagentes, estando cada concentração elevada a um expoente (n1 e n2, na 
equação 2), conhecido como ordem parcial da reação com respeito àquele 
reagente, o qual deve ser determinado experimentalmente, não tendo relação 
(exceto no caso de reações elementares), com a estequiometria da reação (n1 e 
n2 da eq. 2 não são iguais a a e b da eq. 1!). Para uma reação química genérica, 
descrita pela equação química abaixo: 
aA + bB → Produtos (1) 
a Lei de Velocidade pode ser expressa como segue: 
21 nn ]B[]A[kv = (2) 
onde k é uma constante de proporcionalidade denominada Constante de 
Velocidade da Reação. Esta constante é independente das concentrações dos 
reagentes, apresentando, no entanto, dependência com respeito a variáveis 
intensivas, como a temperatura e a pressão. No caso de reações entre espécies 
iônicas, k apresentará dependência com respeito à força iônica do meio. Reações 
cujos reagentes possam sofrer protonação/desprotonação, apresentam constantes 
de velocidade dependentes também do pH do meio. A ordem global da reação é 
dada pelo somatório das ordens parciais com respeito a cada um dos reagentes. 
No caso da reação representada pela equação 1, a ordem global n é dada por 
21 nnn += (3) 
 A determinação da Lei de Velocidade de uma reação, isto é, de k e das 
ordens parciais com respeito a cada um dos reagentes, pode ser feita por vários 
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métodos, como o Método do Ajuste Linear de Equações Integradas, com soluções 
para alguns tipos comuns de reação sumarizados na Tabela I, e o Método das 
Velocidades Iniciais. 
 
Tabela I. Equações Integradas de Velocidade 
 
 
Os resultados apresentados na Tabela I mostram que as equações 
integradas de velocidade e, consequentemente, o tratamento dos dados cinéticos, 
tornam-se cada vez mais complexo à medida em que a ordem da reação 
aumenta. 
No entanto, se as condições da reação forem acertadas, de forma que as 
concentrações de todos os reagentes, exceto a de um deles (o do componente A, 
por exemplo) permaneçam praticamente invariantes no tempo, o que pode ser 
conseguido se as concentrações destes reagentes estiverem em franco excesso 
com relação à concentração de A, as concentrações constantes podem ser 
incluídas, juntamente com a constante de velocidade de reação, em uma única 
constante, conhecida como constante de velocidade de pseudo ordem (k´), dada 
pelo produto da constante de velocidade k e das concentrações inicias dos 
reagentes, elevadas às suas respectivas ordens. No caso da reação representada 
pela equação 1, 
22 n
o
n
]B[k]B[k´k = (4) 
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onde k´ é a Constante de Pseudo Ordem da Reação e [B]o é a concentração 
inicial do reagente B, colocado em franco excesso em relação ao reagente A. Se a 
reação representada pela equação 1 for, por exemplo, de 2ª ordem global e de 1ª 
ordem com respeito tanto a A quanto a B, k´ será denominada constante de 
pseudo 1ª ordem. Desta forma, através da análise dos dados experimentais 
(decaimento de A com o tempo, por exemplo) para uma cinética de 1ª ordem, 
representando-os segundo a equação integrada abaixo, 
t´k]Aln[]Aln[ o −= (5) 
é possível obter a pseudo constante (também chamada constante aparente) k´ e, 
por intermédio de [B]o, a constante cinética k. Este método, conhecido como 
Método do Ajuste Linear de Equações Integradas, é tão mais vantajoso quanto 
mais complexa for a cinética da reação e quanto mais simplificada ela pode ficar 
pela aplicação do método. Por exemplo, é possível analisar uma reação descrita 
por uma Lei de Velocidade complexa, de ordem global fracionária, do tipo 
]B[kk
]B[]A[k
v
32
2/32
1
+
= (6) 
mantendo o reagente B em excesso com respeito a A, o que transforma a reação 
complexa da equação numa reação de pseudo 2ª ordem 
2]A´[kv = com 
]B[kk
]B[k
´k
32
2/3
1
+
= (7) 
 Outro método bastante útil e facilmente empregado para determinar a 
constante de velocidade e as ordens parciais de reações com mais de dois 
reagentes é o Método das Velocidades Iniciais. A velocidade é medida durante os 
primeiros instantes da reação e, como nestes primeiros instantes as 
concentrações dos reagentes praticamente não sofreram alterações, podem ser 
substituídas pelas concentrações iniciais. Uma lei cinética genérica, do tipo 
321 nnn ]C[]B[]A[kv = (8) 
pode ser descrita em termos das velocidades iniciais, vo: 
321 n
o
n
o
n
oo ]C[]B[]A[kv = (9) 
Por exemplo, mantendo constantes as concentrações de B e C e realizando 
experimentos onde apenas a concentração de A é variada, é possível determinar 
as velocidades iniciais de reação para diferentes concentrações iniciais de A e, 
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fazendo um gráfico de vo em função de [A]o, é possível determinar k´= kobs e a 
ordem parcial n1 com respeito a A, já que 
1n
oo ]A[́kv = onde 
32 n
o
n
o ]C[]B[k´k = (10) 
e que, portanto, 
o1o ]Aln[n´klnvln += (11) 
As ordens parciais com respeito a B (n2) e C (n3) podem ser obtidas da 
mesma forma como se obteve a ordem com respeito a A. Conhecendo-se n2 e n3 
pode-se calcular a constante de velocidade k, já que [B]o e [C]o são conhecidas. 
 
Efeito da Temperatura na Constante de Velocidade 
A equação de Arrhenius é uma equação empírica que mostra como a 
velocidade de muitas reações químicas varia com a temperatura. 
RT
Ea
Aek
−
= (11) 
Na equação de Arrhenius, k é a constante de velocidade, A é o fator pré-
exponencial, relacionado à probabilidade de uma colisão favorável, Ea é a energia 
de ativação, R é a constante dos gases (8,314 J/K.mol) e T, a temperatura em 
Kelvin. Os fatores A e Ea são praticamente independentes da temperatura. A 
equação de Arrhenius linearizada tem a seguinte forma: 
T
1
R
Ea
Alnkln −= (12) 
Caso não se conheça k de uma reação, mas k´ para esta reação seja conhecido 
(veja eqs. 10 e 11) à diversas temperaturas, pode-se determinar Ea a partir de um 
gráfico de ln k´ versus 1/T. 
T
1
R
Ea
tetancons´kln −= (13) 
A constante da equação 13 depende das concentrações iniciais dos reagentes, 
das respectivas ordens com respeito aos mesmos e do fator pré-exponencial A, e 
a inclinação igual a -Ea/R. 
 
 
III. Parte Experimental 
 
 
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A) Materiais 
Materiais: Cronômetro, banho de aquecimento (um para cada temperatura), 
erlenmeyer 250 mL (um para cada ensaio), béquer 50 ou 80 ml, provetas, 
termômetro, medidor de pH, soluções de 0,050 M KI, 0,050 M de Na2S2O3, tampão 
(pH 4.7), solução de 0,30 M de ácido acético, solução de 0,30 M de HCl, solução 
de 0,30 M de NaOH, 0,80 M de H2O2 e soluçãode amido. 
Procedimento experimental: 
OBS: Neste experimento cada dupla será responsável por fazer o experimento em 
uma determinada temperatura, gerando dados que serão analisados em conjunto. 
1. Cada dupla deve, para a temperatura de trabalho que escolheu (i.e., cada 
dupla escolhe uma temperatura de trabalho) (35, 50 ou 65º C), preparar 6 
erlenmeyers, numerando-os de 1 a 6 e adicionando os reagentes 
especificados na tabela 1. 
2. Determine o pH das soluções de cada um dos frascos e registre na tabela 
de resultados. Lembre-se de lavar o eletrodo entre uma medida e outra para 
evitar contaminações. 
3. Os frascos devem ser colocados no banho por 15 min ou até a temperatura 
entrar em equilíbrio, o que será monitorado pelo termômetro. Certifique-se 
de que a temperatura entre os frascos se encontra no intervalo de ±0.5º C e 
as registre na tabela de resultados. 
4. Coloque a quantidade indicada de peróxido de hidrogênio medido, 
utilizando uma proveta exclusiva para medir, podendo colocar com um 
béquer separado. De uma só vez, adicione esta solução ao frasco reacional 
correspondente, acionando o cronômetro imediatamente. 
5. Registre o tempo necessário, em segundos, para a mudança de coloração 
e anote na tabela de resultados. Considere como término do tempo de 
reação o aparecimento de uma coloração escura. 
6. Repita os passos 5 e 6 para cada frasco reacional. Faça a medida de um 
frasco de cada vez, já que as reações são rápidas e é necessário atenção 
para não perder o tempo final de reação. 
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Tabela1: Volumes iniciais dos reagentes. 
*ADICIONE H2O2 SOMENTE QUANDO FOR MEDIR O TEMPO DE REAÇÃO. 
Análise dos dados: 
1. Utilize uma planilha para realizar todos os cálculos de forma dinâmica. Essa 
planilha será necessária para estimar as incertezas e analisar as etapas 
críticas do experimento. 
2. Calcule a concentração de todos os reagentes imediatamente após a adição 
da solução de peróxido de hidrogênio (volume final de 200 mL). Obtenha a 
concentração de H+ a partir do valor de pH registrado. 
3. Obtenha a velocidade da reação dada por: 
 
t
OS
v

=
− ][
2
1
2
32
 (eq. 1) 
 
Exp 
 
 
 
 
 
 
volume 
de H2O 
(mL) 
volume de 
KI 
0.050M 
(mL) 
volume de 
Na2S2O3 
0.050M 
(mL) 
volume
de 
amido 
(mL) 
volume
de 
tampão 
pH 4.7 
(mL) 
volume 
de ácido 
ou base 
(mL) 
*volume de 
H2O2 0,80M 
adicionado ao 
béquer (mL) 
 
1 125 25,0 5,0 5,0 30,0 0 10,0 
2 100 50,0 5,0 5,0 30,0 0 10,0 
3 115 25,0 5,0 5,0 30,0 0 20,0 
4 100 25,0 5,0 5,0 30,0 25 HOAc 10,0 
5 100 25,0 5,0 5,0 30,0 25 HCl 10,0 
6 100 25,0 5,0 5,0 30,0 25 NaOH 10,0 
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4. Determine a ordem da reação global e em relação a cada um dos reagentes, 
baseando-se nas mudanças de concentração entre ensaios, considerando a 
lei cinética da reação como . Para tanto considere que: 
2
1
2
1
log
log
A
A
v
v
X =
 (eq. 2) 
e da mesma forma para Y, [B] e Z, [C], onde os índices 1 e 2 representam 
dois ensaios distintos. Os valores devem ser calculados com três algarismos 
significativos e somente depois arredondados para o valor inteiro mais 
próximo. 
5. Utilizando os valores de velocidade, concentração e ordem de reação 
obtidos, calcule o valor da constante de velocidade k para todos os ensaios e 
obtenha a média dos valores para cada temperatura. Se possível faça os 
cálculos no próprio laboratório, já que essa etapa pode indicar se houve 
erros nas determinações. 
6. De posse dos valores médios de k obtidos para cada temperatura, obtidos 
pelas demais duplas, faça um gráfico de lnk por 1/T e obtenha o valor de 
energia de ativação (Ea) e do fator pré-exponencial de Arrhenius (A) para a 
reação estudada. 
Orientação para o relatório: 
1. Apresente os resultados obtidos por todas as duplas em uma única tabela, 
contendo, para cada um dos ensaios, todas as informações da tabela 1, o 
pH, temperatura e tempos de reação medidos, assim como as 
concentrações, velocidades e constantes de velocidade calculadas. 
2. Apresente o gráfico de ln k por 1/T e os parâmetros Ea e A. Compare o valor 
de Ea com a energia térmica disponível. O que representa o fator A obtido? 
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3. Escreva todas as equações químicas envolvidas no experimento. 
4. Comparando a lei cinética obtida com a equação química, o que podemos 
afirmar sobre o mecanismo da reação ? 
5. Mostre como obter as equações 1 e 2 apresentadas nos itens. Dica para a 
eq.(2): considere constantes a concentração de dois reagentes e tome 
logaritmos dos dois lados na expressão da velocidade em função da 
constante de velocidade e das concentrações elevadas às ordens de reação. 
6. Qual é o papel do amido na reação? E quanto ao ácido? Relacione com a 
ordem de reação encontrada. O que o experimento que utiliza NaOH tenta 
ilustrar? 
7. Explique por que sempre a mesma quantidade de tiossulfato de sódio foi 
utilizada. 
8. Utilize a planilha para discutir a importância da determinação acurada do 
tempo nas grandezas calculadas. Por exemplo: Qual a importância de uma 
variação de cinco segundos nas grandezas determinadas ? Todos os 
ensaios seriam afetados da mesma forma, independentemente das 
concentrações de reagentes e da temperatura? 
9. Proponha uma modificação para aprimorar o experimento. 
 
 
V.Bibliografia 
1) Atkins, P.; de Paula, J.. “Físico-Química V. 2”, LTC 2006, p. 216-227 e 188-194. 
 
2) http://ocw.mit.edu/courses/chemistry/5-302-introduction-to-experimental-
chemistry-january-iap-2005/labs/ acessado em 11/07/2017. (experimento similar) 
 
3) R. F. Teófilo, P. C. Braathen e M. M. M. Rubinger; “Reação Relógio Iodeto/Iodo 
com Material Alternativo de Baixo Custo e Fácil Aquisição”, Química Nova na 
escola, 16, 2002, 36-40. (trata da reação relógio, disponível em 
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc16/). 
http://www.unifesp.br/servicos/sobre.htm
http://ocw.mit.edu/courses/chemistry/5-302-introduction-to-experimental-chemistry-january-iap-2005/labs/
http://ocw.mit.edu/courses/chemistry/5-302-introduction-to-experimental-chemistry-january-iap-2005/labs/
 
 
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4) Roteiros de Físico-Química Experimental, Profa Dra. Márcia L.A. Temperine 
IQUSP, campus São Paulo. 
 
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