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Eloiza Guedes Neves 
Gabrielle Paes Landim De Sousa 
Luana Cristina De Oliveira Silva 
 
 
 
 
 
 
FÍSICO-QUÍMICA 
CINÉTICA DE SEGUNDA ORDEM 
EQUAÇÃO DE ARRHENIUS 
 
 
 
 
 
 
GOIÂNIA 
2024 
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INTRODUÇÃO 
 
A cinética química é o estudo das taxas das reações químicas e dos fatores 
que as influenciam. Reações de segunda ordem são caracterizadas por uma taxa de 
reação que depende da concentração de duas espécies reagentes ou do quadrado 
da concentração de uma única espécie. Além disso, a Lei de Arrhenius descreve como 
a constante de velocidade de reação varia com a temperatura, fornecendo insights 
sobre a energia de ativação da reação. A lei de velocidade para essas reações é 
expressa por v = k[A][B] ou v = k[A]2, onde k é a constante de velocidade e [A] e [B] 
representam as concentrações dos reagentes. Essas reações são comuns em 
processos envolvendo colisões entre moléculas, como reações bimoleculares 
(BROWN et al., 2016). 
A constante de velocidade k está intimamente vinculada à energia de ativação 
do processo reacional e à temperatura. Nesse cenário, a Equação de Arrhenius é 
essencial, pois ilustra como k varia em função da temperatura. Matematicamente, a 
equação é dada por k = Ae -Ea/R, onde A é o fator de frequência, Ea é a energia de 
ativação, R é a constante universal dos gases, e T é a temperatura em Kelvin. Essa 
equação mostra que um aumento na temperatura resulta em um crescimento 
exponencial na constante de velocidade, refletindo uma maior taxa de reação 
(ATKINS; DE PAULA, 2018). 
 A energia de ativação (Ea) representa uma barreira energética que deve 
ser ultrapassada pelos reagentes para que os produtos sejam gerados. Com o 
aumento da temperatura, um maior número de moléculas adquire energia adequada 
para transpor essa barreira, facilitando a realização da reação. O fator de frequência 
(A) leva em conta tanto a frequência das colisões entre as moléculas quanto a 
disposição favorável que pode levar à reação. 
A Equação de Arrhenius é amplamente utilizada para determinar parâmetros 
cinéticos a partir de dados experimentais. E sua forma linearizada, ln k = ln A - Ea / 
RT, permite a obtenção de Ea e A a partir do gráfico de ln k contra 1/T. 
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Afinal, compreender a dinâmica de segunda ordem e a equação de Arrhenius 
fornece ferramenta importante para o desenvolvimento de reações químicas 
controladas, aplicações nas indústrias química, farmacêutica e ambiental. 
 
 
 
OBJETIVOS 
 
Determinar a energia de ativação de uma reação química iônica através da 
constante de velocidade em diferentes temperaturas e investigar o comportamento 
cinético de uma reação de segunda ordem, determinar a energia de ativação através 
da Lei de Arrhenius e avaliar a dependência da constante de velocidade com a 
temperatura. 
 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS 
 
- Analisar a fórmula da cinética de segunda ordem e suas implicações no 
comportamento de reações químicas; 
- Aplicar a equação de Arrhenius para calcular a energia de ativação e o fator 
de frequência em reações de segunda ordem; 
- Estudar a variação da constante de velocidade de reação (k) em função da 
temperatura, validando experimentalmente a equação de Arrhenius; 
 - Correlacionar os parâmetros obtidos pela equação de Arrhenius com os 
mecanismos reacionais de sistemas de segunda ordem; 
- Avaliar a aplicabilidade da equação de Arrhenius em diferentes contextos e 
limitações experimentais. 
 
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3. MATERIAIS E MÉTODOS 
 
3.1 Materiais 
- Béqueres de 200 cm³; 
- Tubos de ensaio de 100 cm³; 
 - Agitadores; 
- Buretas; 
- Cronômetros. 
 
 
● Soluções: 
- Iodeto de potássio 0,5 mol/L; 
- Persulfato de potássio 0,01 mol/L; 
- Tiossulfato de sódio 0,01 mol/L; 
- Solução de amido (preparada recentemente). 
 
3.2 Métodos 
Foram preparados dois tubos de ensaio: no primeiro, adicionaram-se 20 cm³ 
da solução de iodeto de potássio e 10 cm³ da solução de tiossulfato de sódio, e no 
segundo, 20 cm³ da solução de persulfato de potássio e algumas gotas da solução de 
amido. Em seguida, os dois tubos de ensaio foram colocados em um béquer de 2 litros 
contendo água resfriada, mantida entre 5°C e 10°C. As soluções foram deixadas por 
alguns minutos para que atingissem o equilíbrio térmico com o banho de água, e a 
temperatura foi registrada. 
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Rapidamente, a solução do segundo tubo foi adicionada à do primeiro, 
acionando-se simultaneamente o cronômetro. A mistura foi agitada, e o tempo 
necessário para que a solução se tornasse azul foi anotado. Este procedimento foi 
repetido nas temperaturas de aproximadamente 10°C, 20°C, 30°C, 40°C e 50°C. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
4.1 Cálculo do número de mols restantes de persulfato no momento da na 
viragem 
 
N = C × V 
● N é o número de mols; 
● C é a concentração da solução (em mol/L); 
● V é o volume da solução (em L). 
 
C = 0,01mol / L; V = 20 cm³ = 0,020 L 
Npersulfato = 0,01 molL × 0,020 L = 0,0002 mol 
O número de mols restantes de persulfato no momento da viragem é 0,0002 
mol. 
 
 
 
4.2 Cálculo o k’ da reação em determinadas temperaturas, usando a lei 
integrada de primeira ordem, com o tempo de viragem (t) 
 
 
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4.3 Tabela com Temperaturas T (em Kelvin), 1/T, k’ e ln k’ 
 
1. Conversão de Temperatura (°C para Kelvin): 
• Fórmula: T(K) = T(C) + 273, 15. 
 
2. Cálculo de 1/T: 
• 1/T é o inverso da temperatura em Kelvin, ou seja, 1/K 
 
3. Determinação de K': 
• A relação de K' pode ser baseada no tempo fornecido, dependendo de 
como ele está relacionado. Em muitos casos, K' é inversamente proporcional 
ao tempo de reação, ou seja, 1/s. 
 
4. Cálculo de In K': 
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• In K' é o logaritmo natural do valor de K'. 
 
Contudo, a partir de tais cálculos, citados acima, construiu-se a seguinte 
tabela: 
 
T (K) 1/T K’ ln K’ 
283,15 0,003532 0,000396 -
7,834155 
293,15 0,003411 0,000370 -
7,902339 
303,15 0,003299 0,000471 7,661621 
313,15 0,003193 0,001956 -
6,236761 
323,15 0,003095 0,001324 -
6,627247 
 
4.4 Gráfico de ln k’ vs 1/T, com regressão linear 
 
 
 
 
 
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● Energia de Ativação (EaE_aEa): 30.11 kJ/mol 
 ● Fator de Frequência (A): 110.39. 
 ● Equação da reta ajustada: 
 
𝑙𝑛 𝑘 ' = − 3621. 60 ∙ 1 𝑇 + 4. 70 
 
 
Onde: 
 
● Coeficiente angular: −3621.60 
● Intercepto: 4.70 
 
O coeficiente de determinação (𝑅 , indicando que cerca de 69,9% da 
variação nos 2 ): 0, 6990 dados é explicada pela regressão linear. 
 
4.5 Comparação da equação da reta com a lei de Arrhenius 
linearizada e extração dos parâmetros A e Ea 
 
𝑙𝑛 𝑘 ' = 𝑙𝑛 𝐴 − 𝐸a / R ∙ 1/T 
 
 
O valor do coeficiente angular – Ea/R corresponde a −3621.60, o que 
resulta 𝐸𝑎/𝑅 em 𝐸𝑎 = 30. 11 𝑘𝐽/𝑚𝑜l 
 
O intercepto 𝑙𝑛 𝐴 = 4. 70, que leva a A= 𝑒^ 4.70 = 110. 39 𝑠 ^−1 
 
 
 
 
 
4.6 Discussão do significado físico-químico dos 
parâmetros A e Ea 
 
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O fator de frequência (A) está relacionado com a probabilidade das moléculas 
colidirem de forma eficaz para que a reação aconteça, mas ele não muda muito com 
a temperatura. Já a energia de ativação (Ea) é a energia necessária para que os 
reagentes superem a barreira energética e se transformem em produtos. Ela depende 
bastante da temperatura: quanto maior a temperatura, mais moléculas têm energia 
suficiente para ultrapassar essa barreira e a reação acontece mais rápido. Juntos, 
esses parâmetros ajudam a entender como a temperatura afeta a velocidade da 
reação e são importantes para otimizar processos químicos, tanto em experimentos 
quanto na indústria 
 
 
5. CONCLUSÃO 
 
Ao conduzir este experimento, você pode aprender como funciona a 
dinâmica de comportamento da segunda ordem e confirma a aplicabilidade da 
equação de Arrhenius. Os resultados obtidos indicam que a temperatura tem 
efeito direto na taxa de reação. Permite a determinaçãode fatores de energia 
e frequência de ativação. Esses parâmetros dão ênfase na importância da 
energia necessária para superar barreiras energéticas e o efeito da 
temperatura nas reações químicas. Análise de limitações experimentais. 
Também ajuda a obter uma compreensão mais profunda do mecanismo de 
reação, e a demonstração da relevância desta pesquisa para aplicações em 
processos industriais estudioso. 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
Atkins, P. W., & de Paula, J. "Physical Chemistry." Oxford University Press. 
Laidler, K. J. "Chemical Kinetics." Harper & Row. 
Fogler, H. S. "Elements of Chemical Reaction Engineering." Prentice Hall. 
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