CINÉTICA QUÍMICA - DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE JUIZ DE FORA 
DEPARTAMENTO DE FARMÁCIA 
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
DANIELLE CRISTINA GOMES 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 08 
CINÉTICA QUÍMICA - DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO 
 
 
 
 
PROF. DR. VICTOR GOMES LIMA FERRAZ 
 
 
 
 
Governador Valadares 
2022 
 
1. INTRODUÇÃO 
A cinética química irá abordar o tempo gasto para com que os reagentes são consumidos 
e os produtos formados. Também estuda como a velocidade destas reações vai se 
modificar na presença de um catalisador, e a identificação das etapas da reação. Primeiro, 
para analisar a velocidade e mecanismo de reação, é necessário determinar sua 
estequiometria global de reação e mapear o acontecimento de reações secundárias. 
Posteriormente, determinar a variação das concentrações dos reagentes com o tempo após 
início da reação. A temperatura durante toda a reação deve ser mantida constante, uma 
vez que a velocidade da mesma é sensível à variações de temperatura, portanto, o 
resultado do valor da velocidade seria equívoco, não expressando a mesma de forma 
correta. 
Dada a Reação elementar abaixo: 
aA + bB → cC + dD 
A lei de velocidade será dada por: 
V = K[A]a . [B]b , onde a e b são os expoentes de A e B, que correspondem aos coeficientes 
estequiométricos da reação. 
Alguns outros fatores podem ser responsáveis pela variação da velocidade das reações 
químicas, sendo eles: 
Natureza química dos reagentes: sendo a velocidade dependente de características que 
são intrínsecas dos reagentes; 
Superfície de contato: para reações homogêneas (líquidas e gasosas), existe contato maior 
entre as moléculas dos reagentes, diferentemente de compostos sólidos em reações 
heterogêneas, possuindo menor superfície de contato. A velocidade vai depender da área 
de contato; 
Concentração de reagentes: quanto mais concentrados estão os reagentes mais rápido a 
reação ocorre. Isso se dá pois, quando maior a concentração, mais números de colisões 
as moléculas terão entre si. 
Pressão em sistema gasoso: quando um gás é comprimido devido a aumento de pressão, 
seu volume tende a diminuir, favorecendo colisões entre os reagentes e aumentando a 
velocidade de reação. 
Presença de agentes externos: são substâncias que irão modificar a velocidade da reação, 
sem participarem da mesma, ou seja, sem alterar os produtos. Essas substâncias podem 
ser catalisadoras, que irão aumentar a velocidade (como as enzimas biológicas), ou 
inibidores (como alguns fármacos), diminuindo a velocidade. 
 
 
2. OBJETIVO 
Compreender os fatores internos ou externos que irão modificar a velocidade das reações, 
sendo eles aumentando ou diminuindo a mesma. 
 
3. MATERIAIS, REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
MATERIAIS 
• 9 Béqueres; 
• Provetas de 10 mL; 
• Pipeta de 1 mL, 5 mL e 10 mL; 
• Água de destilada; 
• Pêra de sucção; 
• Gelo. 
REAGENTES 
• Tiossulfato de sódio 0,6 M; 
• Tiossulfato de sódio 0,2 M; 
• Ácido Clorídrico 0,3 M; 
• Ácido Clorídrico 2,0 M; 
EQUIPAMENTOS 
• Banho Termostático; 
• Ebulidor; 
• Cronômetro; 
• Termômetro. 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Experimento1: 
De início, preparou-se cinco soluções de tiossulfato de sódio + água destilada em cinco 
béqueres separados, conforme a tabela a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
. 
Adicionou-se aos cinco béqueres 2,5mL de HCl 2,0M e o tempo para ocorrer a formação 
de precipitado assim o tempo foi cronometrado. Determinou-se como turvação completa da 
solução no momento que não fosse mais possível visualizar um X desenhado no papel 
abaixo do béquer. 
Experimento 2: 
De início, preparou-se quatro soluções de ácido clorídrico + água destilada em quatro 
béqueres separados, onde: 
 
 
 
 
 
 
Adicionou-se aos quatro béqueres 20mL de tiossulfato de sódio 0,2M e o tempo para 
ocorrer a formação de precipitado foi-se cronometrado. Determinou-se como turvação 
completa da solução no momento que não foi mais possível visualizar um X no papel abaixo 
do béquer. 
Experimento 3: 
Adicionou-se com o auxílio de uma pipeta, 2,0 mL da solução de tiossulfato de sódio (0,2 
mol/L) em 3 béqueres e em outros 3 béqueres, adicionou-se 2,0 mL da solução de ácido 
clorídrico (0,3 mol/L), um par desse foi preparado a temperatura ambiente. 
Através das orientações na apostila, pegou-se um béquer de cada, um par, e colocou-se 
as soluções de ácido e de tiossulfato de sódio em banho de água com gelo (a 0 °C) e 
aguardamos por 6 minutos até a temperatura ficar constante. Com outro par de béqueres 
o colocou-se em banho de água a 40°C, um com ácido e outro com tiossulfato de sódio em 
outro banho e aguardou-se por Cerca de 5 minutos. 
Após decorrer o tempo, com as soluções dos béqueres estiverem na temperatura do banho, 
verteu-se a solução de tiossulfato de sódio no béquer que contém o ácido clorídrico, 
disparamos o cronômetro e quando se observou a formação de precipitado (turvação) no 
béquer, não sendo mais possível visualizar um X no papel abaixo do béquer, parou-se o 
cronômetro e registrou-se o valor. Essa etapa foi repetida para as diferentes temperaturas. 
5. RESULTADOS 
Experimento 1: 2,5 mL de HCl 2,0 mol/L 
Béquer Tempo 
1 01:28.71 
2 01:41.17 
3 02:22.18 
4 08:39.25 
5 20:00.00 
Gráfico 1: C1 . V1 = C2 . V2 
[S2O3 2-] 
Béquer 1 Béquer 2 
0,06 * 12 = C2 * 12 0,06 * 10 = C2 * 12 
0,72 = C2. 12 0,6 = C2 . 12 
C2. 12 = 0,72 C2 . 12 = 0,6 
C2 = 0,06 M C2 = 0,05 M 
ln (0,06) → -2,813410717 ln (0,05) → -2,995732274 
 
Béquer 3 Béquer 4 
0,06 * 7,5 = C2 * 12 0,06 * 3,5 = C2 * 12 
0,45 = C2. 12 0,21 = C2 . 12 
C2. 12 = 0,45 C2 . 12 = 0,21 
C2 = 0,0375 M C2 = 0,0175 M 
ln (0,0375) → -3,283414346 ln (0,0175) → -4,045554398 
 
 
Béquer 5 
 0,06 * 2,0 = C2 * 12 
0,12 = C2 . 12 
C2 . 12 = 0,12 
C2 = 0,01 M 
ln (0,01) → -4,605170186 
ln (1/t) 
Béquer Ln (1/t) 
1 ln (1/88) → -4,477336814 
2 ln (1/101) → -4,615120517 
3 ln (1/142) → -4,955827058 
4 ln (1/519) → -6,251903883 
5 ln (1/1200) → -7,090077236 
 
 
Experimento 2: 10 ml de tiossulfato de sódio 0,2 mol/L 
Béquer Tempo 
1 00:39.30 
2 00:44.78 
3 00:49.59 
4 01:24.00 
 
Gráfico 1: C1 . V1 = C2 . V2 
[H+] 
Béquer 1 Béquer 2 
0,3 * 5 = C2 * 5 0,3 *3,5 = C2 * 5 
1,5 = C2. 5 1,05 = C2 . 12 
C2 . 5 = 1,5 C2 . 5 = 1,05 
C2 = 0,3 M C2 = 0,21 M 
ln (0,3) → -1,203972804 ln (0,21) → -1,5606647748 
 
Béquer 3 Béquer 4 
0,3 * 2,5 = C2 * 5 0,3 * 1,0 = C2 * 5 
0,75 = C2. 5 0,3 = C2 . 5 
C2. 5 = 0,75 C2 . 5 = 0,3 
C2 = 0,15 M C2 = 0,06 M 
ln (0,15) → -1,897119985 ln (0,06) → -2,813410717 
 
ln (1/t) 
Béquer Ln (1/t) 
1 ln (1/39) → -3,663561646 
2 ln (1/44) → -3,784189634 
3 ln (1/49) → -3,891820298 
4 ln (1/84) → -4,430816799 
 
 
 
 
Experimento 3: 2,0 mL de tiossulfato de sódio (0,2 mol/L) e 2,0 mL de ácido clorídrico 
(0,3 mol/L) 
 
 
6. DISCUSSÃO 
Os experimentos mostraram que, quando se foi mantida constante uma concentração maior 
de HCl do que S2O3 2-, a reação se deu numa velocidade maior, gastando menos tempo 
para se finalizar. Portanto, o fator concentração foi determinante.7. CONCLUSÃO 
A temperatura e a concentração de reagentes são fatores que alteram a velocidade de 
reação e que foram trabalhados nesta prática. Em altas concentrações e temperaturas, 
existe uma variação positiva da velocidade, enquanto em baixas concentrações e 
temperaturas, a variação tende a ser negativa. 
 
8. REFERÊNCIAS 
ATKINS, Peter W. Físico-Química: fundamentos. 3 ed. LTC, 2003. 
 
9. APÊNDICES / ANEXOS 
1) Em relação ao estudo da velocidade da reação entre o tiossulfato de sódio e ácido 
clorídrico, responda: 
a) Que tipo de reação está ocorrendo? Justifique. 
Resposta: S2O3-2 (aq) + 2H+ (aq) → S(s) + SO2 (g) + H2O (l) 
Está ocorrendo uma reação de oxirredução, onde o enxofre foi oxidado de nox -4 para 0 e o 
oxigênio reduzido. 
b) Construa no Microcal Origin ou no MS Excel, os gráficos de ln(1/t) versus ln [S2O32-] 
Anexado em resultados 
Béquer Tempo Temperatura (°C) 
1 03:00 22°C 
2 02:45 40°C 
3 04:18 3°C 
2) Construa no Microcal Origin ou no MS Excel, os gráficos de ln(1/t) versus ln [H+] 
Anexado em resultados 
3) Interprete os tempos de reação obtidos nos dois experimentos. 
Resposta: No experimento 2, levou-se menos tempo para a solução ficar turva. Isso se dá 
pois no experimento 2, o reagente HCl foi constante e sua concentração era maior. 
4) Calcule as ordens de reação em relação ao tiossulfato (coeficiente a) e em relação ao 
íon H+ (coeficiente b). Qual é o significado destes coeficientes? 
Resposta: v = k [S2O3 2-]a . [H+]b 
1,5451. 0,0544 = 0,0840 que representa o coeficiente angular das retas 
5) Por que a velocidade é inversamente proporcional ao tempo de reação? 
Resposta: Isso ocorre pelo fato de quanto maior é a velocidade da reação, menos tempo 
será gasto para a formação dos produtos. 
6) Identifique os fatores observados nesta prática que alteram a velocidade de uma reação 
química. 
Resposta: Temperatura e concentração dos reagentes. 
7) Qual(is) fator(es) que altera(m) a velocidade de uma reação química que não foi(ram) 
explorado(s) nesta prática. Identifique e comente. 
Resposta: Alguns outros fatores podem ser responsáveis pela variação da velocidade 
das reações químicas, sendo eles: 
Superfície de contato: para reações homogêneas (líquidas e gasosas), existe contato maior 
entre as moléculas dos reagentes, diferentemente de compostos sólidos em reações 
heterogêneas, possuindo menor superfície de contato. A velocidade vai depender da área 
de contato; 
Pressão em sistema gasoso: quando um gás é comprimido devido a aumento de pressão, 
seu volume tende a diminuir, favorecendo colisões entre os reagentes e aumentando a 
velocidade de reação. 
Presença de agentes externos: são substâncias que irão modificar a velocidade da reação, 
sem participarem da mesma, ou seja, sem alterar os produtos. Essas substâncias podem 
ser catalisadoras, que irão aumentar a velocidade (como as enzimas biológicas), ou 
inibidores (como alguns fármacos), diminuindo a velocidade.