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Equilíbrio químico de química
geral 2
Química
Universidade Estadual de Santa Cruz (UESC)
8 pag.
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EXPERIMENTO 10 
CINÉTICA QUÍMICA: INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO E DA 
TEMPERATURA NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
OBJETIVOS 
• Determinar a ordem de uma reação através de medidas de velocidade, 
variando-se a concentração dos reagentes; 
• Estudar a influência da temperatura do meio reacional sobre a velocidade 
das transformações químicas; 
• Determinar a energia de ativação para a reação entre o iodato e 
hidrogenossulfito em meio ácido. 
INTRODUÇÃO 
A cinética química trata do estudo da velocidade e mecanismo das 
reações químicas. O conhecimento das velocidades das reações é de 
grande importância prática: a velocidade de uma reação é um critério básico 
para seu uso em processos industriais. 
Neste experimento iremos medir a velocidade da oxidação do íon iodeto 
pelo íon persulfato: 
2 I- + S2O82- → I2 + SO42- 
Estudaremos a variação na velocidade com a concentração de cada 
reagente. A medida que a reação ocorre a concentração de I- diminui, 
enquanto a concentração de I2 aumenta com o tempo. A FIGURA 1 mostra 
estas variações na concentração com o tempo para a reação. 
Note na FIGURA 1 que devido à estequiometria da reação, I- desaparece 
duas vezes mais rápido do que I2 é formado. 
A velocidade da reação pode ser expressa como: 
dt
]d[I
ou 
dt
]d[I
2
−
− 
tal que a velocidade da reação em qualquer tempo é a inclinação da 
curva da FIGURA 1 para um tempo particular. A velocidade é proporcional ao 
produto da concentração das espécies reagentes elevadas a alguma 
potência: 
v  [I-]n[S2O8]m ou v = k[I-]n[S2O8]m 
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EXPERIMENTO 14 - CINÉTICA QUÍMICA 
 
108 
 
FIGURA 1. Variação da concentração de I2 e I- em função do tempo 
 
onde k é uma constante de proporcionalidade chamada constante de 
velocidade. O símbolo [ ] designa a concentração em mol L-1. Os expoentes 
n e m referem-se a ordem da reação com respeito aos reagentes, I- e S2O82- 
respectivamente. A soma de n+m fornece a ordem total de reação. A ordem 
da reação deve ser determinada experimentalmente e não pode ser 
deduzida da estequiometria da reação. Para reações simples a ordem é 
comumente 1 ou 2, mas em muitas reações químicas complexas podem 
aparecer frações ou ter ordem zero. 
Existem dois métodos para se determinar a ordem de uma reação. A 
primeira envolve a medida da velocidade em função da concentração inicial 
dos reagentes e a segunda envolve a medida da concentração em função do 
tempo. O primeiro método pode ser aplicado a qualquer reação e em sua 
forma mais simples envolve a medida da velocidade inicial da reação para 
várias concentrações iniciais de reagentes. Em tais medidas é assumido que 
o consumo de reagentes é desprezível, tal que aplicando a equação 
v = k[I-]n[S2O8]m, a concentração inicial de I- e S2O8 pode ser usada. 
Existem dois meios para achar o valor de n e m: 
a) Mantendo [S2O8-2] constante, os valores de n podem ser escolhidos e 
a equação testada para a linearidade com os dados obtidos. Por exemplo, se 
o valor de n é escolhido como 1, então teremos que 
v = k[I-]1[S2O8]m 
e um gráfico de v em função de [I-] deve ser linear se n for realmente 1 para 
esta reação. Alternativamente, n pode ser escolhido como 2 e então a 
equação torna-se: 
v = k[I-]2[S2O8]m 
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EXPERIMENTO 14 - CINÉTICA QUÍMICA 
 
109 
e um gráfico de v em função de [I-]2 deve ser linear se n = 2 para esta 
reação. Para reações com ordem integral este método pode facilmente 
distinguir entre uma ordem de 1 ou de 2 para um reagente em particular. 
b) Outro método mais geral é determinar os valores de n e m tomando o 
logaritmo de v = k[I-]n[S2O8]m, que nos fornece: 
log v = log k + n log [I-] + m log [S2O82-] 
Mantendo [S2O82-] constante, um gráfico de log v em função de log [I-] 
deve fornecer uma linha reta cuja inclinação é n. Este gráfico proporciona um 
teste geral, inclusive em casos onde a ordem pode ser uma fração. A 
vantagem deste método é que as reações secundárias, as quais poderiam 
mudar o mecanismo da reação para um período de tempo mais longo, não 
afetam a velocidade inicial da reação. Nós iremos tratar os dados pelos dois 
métodos. 
A velocidade de formação de I2 da reação é medida permitindo que o I2 
formado sofra uma rápida reação com o íon tiossulfato. 
I2 + 2 S2O32- → 2 I- + S4O6-2 
Uma quantidade conhecida de tiossulfato é adicionada a mistura de 
reação. Como I2 é lentamente formado na reação com persulfato será 
imediatamente consumido na reação com tiossulfato. Quando todo 
tiossulfato for consumido, I2 começa a acumular no sistema. Este ponto pode 
ser precisamente medido através da formação de um complexo de I2 com 
amido, que exibe uma cor azul. Portanto o tempo necessário para o 
aparecimento da cor azul corresponde ao tempo necessário para consumir 
uma quantidade conhecida de tiossulfato, e, portanto, também corresponde 
ao tempo necessário a formação de uma quantidade comparável de I2. Em 
cada experimento a mistura reacional conterá os reagentes S2O82- e I-, uma 
pequena quantidade de S2O32- e a solução indicadora de amido. Em alguns 
experimentos serão adicionadas pequenas quantidades de nitrato de 
potássio e sulfato de amônio para manter constante a força iônica da 
solução, mas nenhum destes compostos participa da reação. 
A velocidade de formação de I2 será medida em nove experimentos. Nos 
primeiros cinco experimentos a concentração de S2O8-2 será mantida 
constante e a concentração de I- será variada, enquanto que nos últimos 
quatro a concentração de S2O82- é que será variada e a de I- será mantida 
constante. Em todos os experimentos a concentração de S2O32- será mantida 
constante. 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 14 - CINÉTICA QUÍMICA 
 
110 
ENERGIA DE ATIVAÇÃO: 
De acordo com a teoria cinética das partículas, para que ocorra reação 
química é necessário que as partículas das substâncias envolvidas colidam 
entre si. Nem toda colisão, entretanto, resulta em rearranjo dos átomos e 
conseqüente formação de novas substâncias. Colisões efetivas requerem 
que as partículas envolvidas possuam energia cinética suficiente para 
romper as ligações químicas dos reagentes e formar novas ligações. A 
energia cinética mínima das partículas, necessária para a ocorrência de 
reação química, é chamada de Energia de Ativação. 
O estudo da influência da temperatura na velocidade de uma reação 
química permite o cálculo experimental de sua energia de ativação. 
 
INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA: 
Nesta experiência, vamos utilizar a chamada reação “Relógio de Iodo”, 
envolvendo íons iodato e hidrogenossulfito em meio ácido. Esta reação pode 
ser representada como um processo em duas etapas: 
IO3 - + 3 HSO3 - → I- + 3 SO42- + 3 H+ ETAPA LENTA 
5 I - + IO3 - + 6 H+ → 3 I2 + 3 H2O ETAPA RÁPIDA 
Vamos manter constantes as concentrações de todos os reagentes e 
fazer a reação-relógio em quatro temperaturas diferentes, marcando o tempo 
decorrido entre a mistura dos reagentes e o surgimento da cor azul 
característica do complexo I2 - amido. 
A energia de ativação característica da reação-relógio pode ser 
determinada graficamente. Considerando que as concentrações dos 
reagentes são mantidasconstantes, se analisarmos a Lei da Ação das 
Massas para essa reação: 
v = k [KIO3] [NaHSO3] [H2SO4] 
concluiremos que a velocidade só pode variar devido a dependência da 
constante de velocidade k em relação à temperatura. Esta dependência é 
dada pela Lei de Arrhenius: 
k = A e - Ea / RT 
em que: k = constante de velocidade; A = fator pré-exponencial; Ea = energia 
de ativação; R = constante universal dos gases ideais; T = temperatura 
absoluta (em kelvin). 
Como desejamos obter o valor da energia de ativação Ea, usaremos 
logaritmos: 
log k = log A - (Ea / 2,3 RT) 
na qual o fator 2,3 surgiu ao se passar da base e para a base decimal. 
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EXPERIMENTO 14 - CINÉTICA QUÍMICA 
 
111 
Não determinaremos os valores de k, mas de uma grandeza que lhe é 
proporcional (k é proporcional a velocidade e, portanto inversamente 
proporcional ao tempo). Com as substituições devidas, obteremos a 
expressão: log (1 / tempo) = cte. - (Ea / 2,3 RT) 
ou seja: log (1 / tempo) = cte. - (Ea / 2,3 R) . (1 / T ) 
 Assim, se um gráfico de log (1/tempo) em função o inverso da 
temperatura absoluta (1/T) for construído, obteremos uma reta cujo 
coeficiente angular corresponderá a -Ea / 2,3 R. Dado que R = 8,314 J K-1 
mol-1, é possível calcular a energia de ativação Ea em joules. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
MATERIAIS NECESSÁRIOS: 
Bureta de 50 mL; Béquer de 100 mL; Pipeta graduada de 10 mL; 
Termômetro de 110 ºC; Cronômetro. 
REAGENTES: 
Tiossulfato de sódio a 0,01 mol L-1; Iodeto de potássio a 0,2 mol L-1; Nitrato 
de potássio a 0,2 mol L-1; Persulfato de amônio a 0,2 mol L-1; Sulfato de 
amônio a 0,2 mol L-1. 
 
SEGURANÇA: 
• O contato com iodo na pela pode causar lesões, dependendo da 
susceptibilidade do indivíduo. O iodo neste experimento estará 
complexado com amido, contudo evite o cantado da solução com a 
pele. Em caso de contato lave a região afetada com água e sabão. 
 
PARTE A: INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO 
1. Limpar cinco buretas e marcá-las como segue: 
a) tiossulfato de sódio a 0,01 mol L-1; (bureta 1) 
b) iodeto de potássio a 0,20 mol L-1; (bureta 2) 
c) nitrato de potássio a 0,20 mol L-1; (bureta 3) 
d) perssulfato de amônio a 0,20 mol L-1; (bureta 4) 
e) sulfato de amônio a 0,20 mol L-1; (bureta 5) 
2. Usar uma pipeta de 10 mL para a solução de amido 0,2%; 
3. Usar dois béqueres de 100 mL marcados como f e g; 
É ACONSELHÁVEL FAZER OS EXPERIMENTOS EM BANHO COM TEMPERATURA CONSTANTE 
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EXPERIMENTO 14 - CINÉTICA QUÍMICA 
 
112 
4. As sequências 4 a 6 se referem à linha 1 da Tabela 1. No béquer f 
prepare uma solução misturando: 20 mL de solução de KI, 8 mL de 
solução de Na2S2O3 a 0,01 mol L-1 e 4 mL de solução indicadora de 
amido 0,2%. Misturar bem com um bastão de vidro. 
5. No béquer g coloque 20ml de (NH4)2S2O8 0,2 mol L-1; 
6. Após isto adicionar o conteúdo do béquer g ao béquer f, misturar bem 
por alguns segundos e em seguida disparar o cronômetro; 
7. Repetir os procedimentos 4 a 6, porém adicionando as quantidades dos 
reagentes apresentados na TABELA 1, a partir da linha 2. Em cada 
mistura do bequer f, não esquecer de adicionar 8 mL de solução de 
Na2S2O3 a 0,01 mol L-1 e 4 mL de solução indicadora de amido 0,2%. 
 
ATENÇÃO: 
• O aparecimento da cor azul corresponde à formação do complexo 
de I2-amido, o cronômetro deve ser travado neste instante; 
• O tempo compreendido entre a mistura e o aparecimento da cor 
azul corresponde ao tempo de formação de I2, registrar este tempo. 
 
TABELA 1. Volumes, em mL, de reagentes para cada mistura. 
 Béquer F Béquer G 
Mistura KI 
0,2 mol L-1 
KNO3 
0,2 mol L-1 
(NH4)2S2O8 
0,2 mol L-1 
(NH4)2S04 
0,2 mol L-1 
1 20 0 20 0 
2 15 5 20 0 
3 10 10 20 0 
4 5 15 20 0 
5 2,5 17,5 20 0 
6 20 0 15 5 
7 20 0 10 10 
8 20 0 5 15 
9 20 0 2,5 17,5 
 
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EXPERIMENTO 14 - CINÉTICA QUÍMICA 
 
113 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
MATERIAIS NECESSÁRIOS: 
Bureta de 50 mL; Béqueres de 50 mL; Termômetro de 110 ºC; Cronômetro. 
REAGENTES: 
SOLUÇÃO A: Iodato de potássio a 0,0100 mol L-1 
SOLUÇÃO B: Hidrogenossulfito de sódio a 0,0100 mol L-1; Ácido sulfúrico a 
0,0100 mol L-1; Amido a 2%. 
 
PARTE B: INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA 
 
Para cada equipe, o procedimento abaixo será realizado em duas 
temperaturas sempre utilizando banho-maria. Fazer os experimentos em 
triplicata para cada temperatura. 
Considerando todas as equipes, as seguintes temperaturas são sugeridas: 
2 oC, 6 oC, 12 oC, temperatura ambiente da água, 25 oC e 30 oC. 
 
1. Medir 10 mL de solução 0,1 mol L-1 de KIO3 com uma bureta e colocar 
esta alíquota em um béquer de 50 mL; Solução A. 
2. Em outro béquer de 50 mL, recolher 10 mL da solução de HSO3; 
solução B; 
3. Deixar os dois béquers em banho de gelo (para 2, 6 e 12 oC) ou 
água/agua quente (para 25 e 30 oC) até atingir a temperatura desejada, 
por pelo menos 3 minutos, para garantir o equilíbrio térmico entre os 
reagentes e o banho. Anotar a temperatura no caderno de relatório; esta 
deve estar no máximo 0.5 oC distante do valor desejado. 
4. Misturar, então, a solução A na B (DISPARANDO O CRONÔMETRO NO 
INSTANTE EM QUE OS DOIS SE ENCONTRAREM!) e manter a mistura no banho, 
sob temperatura controlada, durante a ocorrência da reação; 
5. Parar o cronômetro assim que conseguir observar o surgimento de cor 
azul na solução. Anotar o tempo no caderno de relatório; 
6. A reação deve ser repetida em duas temperaturas utilizando o banho de 
gelo ou água; 
ATENÇÃO: 
• Não permita que a temperatura ultrapasse 38 ºC, para que não haja 
risco de decomposição do íon HSO3- (bissulfito). 
 
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EXPERIMENTO 14 - CINÉTICA QUÍMICA 
 
114 
7. Com a média dos os dados obtidos por todas as equipes, construir um 
gráfico de tempo vs. temperatura; 
8. Enunciar a relação existente entre velocidade de reação e a 
temperatura; 
9. Construir um gráfico de log (1/tempo) em função de (1 / Temperatura) na 
escala absoluta; 
10. Calcular o valor da energia de ativação para a reação-relógio de iodo. 
Utilizar unidades do Sistema Internacional; 
11. Comparar o valor obtido com o valor disponível na literatura, isto é, 
Ea = 21,5 kJ mol-1, e indicar as possíveis fontes de erros. 
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