2º Relatório de Físico-Química Experimental - Cinética Química

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Engenharia Química 
Físico-Química Experimental 
Cinética Química 
Profª Flávia Duta 
Alunos: 
Thamiris Corrêa 
Matheus Rosestolato 
 
Rio de Janeiro, 08 de Setembro de 2015 
 
1. Objetivo 
 
 Demonstrar alguns aspectos fundamentais da cinética tanto no aspecto 
prático, ou seja, o quanto diferentes fatores interferem na velocidade das reações 
quanto no aspecto quantitativo avaliando, matematicamente, o efeito da concentração 
dos reagentes e da temperatura sobre a velocidade das reações. 
 
2. Introdução 
 
 Cinética química é a parte da físico-química que estuda a velocidade com que 
as reações ocorrem, ou seja, o quanto aumenta a concentração molar dos produtos e 
diminui a concentração molar dos reagentes por unidade de tempo. E para relacionar 
esta velocidade à concentração existe uma constante de proporcionalidade k que é 
constante a uma temperatura fixa [3]. 
 Um dos motivos pelos quais se estuda a velocidade das reações é a 
importância de podermos prever o quão rápido a reação vai se aproximar do equilíbrio 
na prática. E para essa previsão alguns fatores que podem ser controlador devem ser 
levados em consideração [3]. 
 
Fatores que influenciam a velocidade das reações [13]: 
 
 Temperatura: O aumento da temperatura normalmente causa um 
aumento na velocidade da reação. Em alguns casos essa sensibilidade 
no aumento é muito grande, e poucos graus elevados na temperatura já 
fazem grande diferença. 
 
 Concentração dos reagentes: Quanto maior a concentração, maior será 
a velocidade com que a reação ocorre. Porém, existem exceções a esta 
regra, como por exemplo, nas reações eletroquímicas, que sofrem os 
efeitos eletroforéticos e a distensão iônica com o aumento da 
concentração. 
 
 Estado físico dos reagentes: A diferença entre a velocidade relacionada 
aos estados físicos se da devido à superfície de contato na hora da 
reação que aumenta a área onde irão ocorrer os choques entre as 
moléculas na reação. A velocidade que as reações geralmente ocorrem 
de acordo com os estados físicos segue a seguinte ordem: gases > 
soluções > líquidos puros > sólidos. 
 
 Catalisadores e inibidores: Os catalisadores aumentam a velocidade 
das rações e os inibidores reduzem a velocidade. A utilização destes se 
da devido a algumas reações ocorrerem rápidas demais ou muito 
lentamente, em alguns casos nem reagindo, sob condições normais de 
temperatura e pressão. 
 
 Luz: A presença de luz em comprimentos de ondas específicos causa o 
aumento na velocidade de algumas reações. Como por exemplo, 
reações fotolíticas, que ocorrem naturalmente na presença de luz. 
 
 Superfície de Contato: A área de contato entre os reagentes também 
influência na velocidade das reações. Quanto maior for a superfície de 
contato maior é número de moléculas reagindo e a reação acelera. 
 
 Natureza dos reagentes e produtos: Sendo todos os outros fatores 
iguais, algumas reações são naturalmente mais rápidas enquanto 
outras são naturalmente lentas, dependendo da composição química 
das moléculas ou íons envolvidos [4]. 
 
Outra parte que deve ser estudada dentro da cinética química é a ordem da 
reação. A ordem da reação governa a expressão matemática da lei de velocidade e, 
por conseguinte, a variação da concentração das espécies com o tempo e deve ser 
obtida experimentalmente. É importante enfatizar que a ordem da reação não possui 
nenhuma relação com o coeficiente estequiométrico das substâncias envolvidas em 
uma equação química [5]. 
Para uma reação genérica [8]: 
aA + bB  cC + dD 
A lei da velocidade seria: 
V=k.[A]a.[B]b onde: a=ordem de reação referente ao reagente A. 
 b=ordem de reação referente ao reagente B. 
 
 E a ordem global da reação seria o resultado do somatório de a+b. 
 
 Reações de ordem zero: São reações que a velocidade independe da 
concentração do reagente. Não são reações muito comuns. 
 
 
 
 Reações de primeira ordem: São reações cuja velocidade da reação é 
intimamente ligada a concentração de um reagente. 
 
 
 
 Um conceito que deve ser mencionado ao se falar de ordem de reações é o de 
meia-vida do reagente, que é uma indicação útil da velocidade de reação de primeira 
ordem, muitas vezes esse conceito substitui o conceito de constante de velocidade 
para estas reações de primeira ordem. A meia-vida é definida como o tempo 
necessário para que a concentração de uma espécie reduza em 50% de seu valor 
inicial. É relacionada à concentração através da equação [8]: 
 
 
 
 Reações de segunda ordem: São reações nas quais a velocidade está 
relacionada à concentração dos dois reagentes envolvidos, e a 
velocidade é proporcional ao produto das concentrações destes 
reagentes [8]. 
 
 
 De acordo com a lei da velocidade a única coisa que seria capaz de afetar a 
velocidade além da concentração dos reagentes é a própria constante da velocidade. 
Com isso Arrhenius estudou sobre a relação entre a constante da velocidade e a 
variação da temperatura e encontrou que quando se colocava o logaritmo natural (ln) 
da constante da velocidade como uma função do inverso da temperatura em Kelvin 
(1/T), resultava em uma linha reta com uma inclinação negativa. A inclinação é Ea/R 
onde Ea é a energia de ativação (energia mínima exigida para formação dos produtos) 
e R é a constante da lei dos gases (8,31 x 10-3 kJ mol-1 K-1). [2]. 
 
 
 
 
 
Teoria das Colisões: 
 
 Nesta teoria, supõem-se que uma reação, na fase gasosa, ocorre somente se 
duas moléculas colidem com uma com uma certa energia cinética mínima ao longo de 
sua linha de aproximação [3]. 
 
 
 Fig 1- www.quimicaremix.blogspot.com.br 
 
A energia potencial das moléculas de reagente encontram-se muito distantes 
umas das outras. A energia potencial aumenta apenas quando a separação das 
moléculas é tão pequena que elas ficam em contato e as ligações se distorcem e 
começam a quebrar. A energia potencial então atinge o pico quando as moléculas 
estão deformadas e diminui quando novas ligações são formadas. 
Para a reação ser bem sucedida, as moléculas dos reagentes devem se 
aproximar com energia cinética suficiente de modo a poderem transpor a barreira de 
ativação. A altura da barreira de ativação é a energia de ativação. 
Assim, a frequência das colisões entre espécies A e B é proporcional as suas 
concentrações. Se a concentração de B é dobrada, então a velocidade com que as 
moléculas A colidem com as moléculas B também é duplicada e vice versa [3]. 
 
 
 
 
Teoria do Estado de Transição: 
 
 Existe outra teoria que pode ser aplicada a reações em solução ou em fase 
gasosa. Na teoria do estado de transição, também conhecida como teoria do 
complexo ativado, supõem-se que quando dois reagentes se aproximam sua energia 
potencial aumenta e alcança um máximo correspondente à formação do complexo 
ativado, um aglomerado de átomos que podem tanto passar para o lado dos produtos 
como retornar aos reagentes a partir dos quais ele foi formado. 
 Se a energia potencial do estado de transição for muito alta, então, uma grande 
quantidade de energia deve ser necessária durante a colisão, para formar o complexo 
 
ativado. Isto resulta em uma alta energia de ativação, e por conseguinte, em uma 
reação lenta [4]. 
 Um complexo ativado não é um intermediário da reação, que pode ser isolado 
e estudado como uma molécula comum. O conceito de complexo ativado pode ser 
aplicado tanto para reações em solução quando para reações em fase gasosa,pois 
pode-se pensar no complexo ativado como contendo quaisquer moléculas do solvente 
que possam estar presentes [3]. 
 
 
Fig 2- www.educação.uol.com.br 
 
 Outra definição importante é a do conceito de Molecularidade. A 
molecularidade de uma reação é o número de espécies reagentes que tomam parte 
em uma etapa elementar da reação. Assim: [2] 
 
 Molecularidade I: Quando uma única espécie química participa da 
reação. Por exemplo, em um rearranjo molecular; 
 Molecularidade II: Quando duas espécies químicas interagem entre si 
para que a reação ocorra; 
 Molecularidade III: É muito rara, pois depende da ocorrência de uma 
interação tripla. 
 
 
3. Materiais e Reagentes 
 
 Tubos de Ensaio 
 Estante 
 Bico de Bünsen 
 Placa de Aquecimento 
 Termômetro 
 Cronômetro 
 Ralador 
 Faca 
 Detergente 
 Batata 
 Pipeta Graduada 
 Pipeta de Pasteur 
 Béquer 
 Água Destilada 
 Solução de H2O2 
 Solução 0,01 mol/L de KMnO4 
 Solução 1,0 mol/L de H2SO4 
 Solução 6 mol/L de HCl 
 Solução 0,6 mol/L de HCl 
 Solução 0,1 mol/L de KI 
 Solução 0,01 mol/L de KIO3 
 Solução 3,0 mol/L de H2SO4 
 Solução de Amido 
 Solução de NaHSO3 
 
 
 
 
 
 
4. Procedimentos 
 
Experimento 1: Estudo Fenomenológico sobre a Velocidade de Reações Químicas 
 
a) Efeito da Temperatura: 
 
 Em três tubos de ensaio grandes foram colocados cerca de 10 ml de solução 
0,01 M de KMnO4 e em seguida 1,0 mL da solução 1,0 M de H2SO4. 
 Um dos tubos foi deixado a temperatura ambiente na estante enquanto o 
segundo foi posto em banho-maria por aproximadamente 3 minutos a uma 
temperatura entre 40°C e 50°C. O terceiro tubo de ensaio foi aquecido diretamente na 
chama de um bico de Bunsen, e observou-se a diferença entre os tubos. 
 Posteriormente, ao mesmo tempo, foi adicionada aos tubos limalha de ferro, e 
mais uma vez observou-se o ocorrido. 
 
b) Efeito da Concentração: 
 
 Em dois tubos de ensaio foram colocados 5 ml da solução 0,1M de Na2S2O3. 
Ao primeiro tubo foi adicionado 1,0 mL de HCl 6,0M e ao segundo tubo 1,0 mL de HCl 
0,6 M. A adição do ácido clorídrico a solução de tiossulfato de sódio foi feita ao mesmo 
tempo para termos de comparação. Em seguida, homogeneizou-se as misturas nos 
tubos e observou-se a diferença entre eles. 
 
c) Efeito do Catalisador: 
 
 Em três tubos de ensaio foram colocados 5 ml da solução de água oxigenada e 
em seguida foi adicionado 0,2 ml de detergente, como o auxílio de uma pipeta 
graduada de 1,0 mL, em cada um dos três tubos. 
 O primeiro tubo foi deixado somente com o detergente, ao segundo foram 
adicionados 5 gotas de solução 0,1 M de KI e ao terceiro tubo foram acrescentados 
alguns pedacinhos de batata. 
 Após as adições observou-se o ocorrido e a diferença entre cada um dos tubos 
de ensaio. 
 
 
 
d) Efeito da Superfície de Contato: 
 
 Em três tubos de ensaio foram adicionados 5 ml da solução de água oxigenada 
e logo após foi adicionado ao primeiro tubo pedacinhos de batata em cubos, ao 
segundo foi adicionado batatas em pequenas tiras, e ao terceiro tubo foi adicionada 
pequena quantidade de batata ralada. Após as adições observou-se a diferença entre 
os tubos de ensaio. 
 
Experimento 2: Estudo quantitativo sobre a velocidade de reações químicas. 
 
a) Influência da Concentração na Velocidade da Reação: 
 
Para este experimento foram preparadas previamente as seguintes soluções: 
 Solução A: Foi dissolvido 0,5 g de KIO3 (iodato de potássio) em 250 ml de água 
e depois adicionou-se 2 ml de H2SO4 3 mol/L. 
 
 Solução B: Foi dissolvido 0,5 g de amido em 250 ml de água e depois 
adicionou-se 0,1 g de NaHSO3 (bissulfito de sódio) 
 
 Foram preparadas 7 tubos de ensaio, numerados de 1 a 7, contendo 
concentrações diferente da solução A. Tais concentrações foram obtidas diluindo a 
primeira com auxílio de uma pipeta adicionando água. Posteriormente, outros 7 tubos 
foram numerados, também de 1 a 7, porém estes contendo 5 ml da solução B. 
 Com todos os tubos preparados, o experimento foi feito vertendo o conteúdo do 
tubo #1A sobre a solução do tubo #1B. O cronômetro foi disparado assim que as 
soluções entraram em contato e o tubo da mistura foi agitado em movimentos 
circulares. 
 Ao término da reação, verificado quando a mistura adquire uma coloração azul, 
o cronômetro foi parado e o tempo foi anotado. Este procedimento foi repetido para 
todos os outros tubos até o de número 7. E ao final foi anotada a temperatura 
ambiente em que as reações foram feitas. 
 
 
 
 
 
b) Influência da Temperatura na Velocidade da Reação: 
 
 Para esta etapa experimental foram preparados 4 conjuntos de tubos iguais 
aos tubos #3A e #3B, que foram enumerados e guardados para serem utilizados. 
 Assim como no experimento anterior, a solução presente no tubo A foi vertida 
no tubo B de acordo com os respectivos números, porém a reação foi feita com as 
soluções em diferentes temperaturas. Os béqueres foram preparados acrescentado-se 
gelo ou por aquecimento de modo a atingir as temperaturas informadas, porém as 
reações foram feitas em outras temperaturas (6, 16, 25 e 50°C) mais a reação em 
temperatura ambiente (28ºC) do experimento anterior. 
 Os tubos foram depositados sempre dois a dois (um A e um B) em cada um 
dos béqueres com temperaturas diferentes. Depois de um certo tempo a solução do 
tubo A foi 
 
transferida para o tubo B ainda imerso e agitado com movimentos circulares. No 
momento em que as soluções se tocaram o cronômetro foi disparado e anotado o 
tempo de reação que cessa com a aparecimento da coloração azul. O procedimento é 
repetido para os três tubos restantes. 
 
5. Resultados e Discussões 
 
Experimento 1: Estudo Fenomenológico sobre a Velocidade de Reações Químicas 
 
a) Efeito da Temperatura: 
 
 Este experimento visou determinar o quanto o aumento da temperatura pode 
influenciar na velocidade de uma reação. 
 
 Parte I: 
 
 Analisando cada uma das etapas foi observado que a reação no tubo de ensaio 
aquecido diretamente na chama ocorre rapidamente, pois a precipitação do MnO2 é 
percebida em pouco de tempo de aquecimento,pois a coloração da solução é alterada 
e as do tubo ficam manchadas de castanho. 
 O aquecimento do tubo de ensaio em banho-maria também envolve o aumento 
de temperatura, porém de forma gradual já que o aquecimento não é direto. O tubo 
permaneceu em aquecimento por 5 minutos e dentro deste tempo não foi possível ver 
a reação acontecendo de fato. O banho-maria acelera a reação, mas não o suficiente 
para que os reagentes sejam convertidos em produto e o resultado observado no 
tempo descrito. 
 Para o tubo de ensaio deixado em meio ambiente não foi obsevado nenhuma 
reação. Assim, é possível dizer que a redução do permanganato ocorre lentamente e 
que pode ser acelerada pelo aumento da temperatura. 
 
 A precipitação do MnO2 é contraditória, pois a literatura informa que: 
 
 Em soluções fortemente ácidas a redução do permanganato de potássio 
prossegue até a formação de íons manganês que são incolores [16]. 
 
MnO4- + 8H+ +5e- → Mn+2 + 4H2O 
 
 Enquanto que em meio alcalino, ou em pH mais próximo da neutralidade, 
ocorre a precipitação do dióxido de manganês [11]. 
 
MnO4- + 4H+ + 3e- → MnO2↓ + 2H2O 
MnO4- + 2H2O + 3e
- → MnO2↓ + 4OH
- 
 
 Como a reação se processa em meio ácido o produto principal é obtido deveria 
ser o sulfato de manganês (II) que é um sal solúvel [11]. 
 
4 KMnO4 + 6 H2SO4 → 2 K2SO4 + 4 MnSO4 + 6 H2O + 5 O2 [15] 
 
 O MnO2 só deveria está presente em soluçãocaso o meio estivesse neutro ou 
alcalino. Neste caso o meio reacional, que é ácido, só poderia estar com o pH mais 
elevado caso o permanganato estivesse em excesso, pois este por ser proveniente de 
uma base forte com ácido fraco hidrolisa liberando íons OH-[5]. 
 O cálculo estequiométrico abaixo informa que este não é o caso, estando o 
ácido sulfúrico em excesso: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Uma possível explicação para a presença de MnO2 é o fato de soluções 
aquosas de permanganato não serem muito estáveis em virtude da água conter 
possíveis elementos redutores que reagem com os íons MnO4
- [12]: 
 
4MnO4 
- + 2H2O → 4MnO2(s) + 3O2 (g) + 4OH
- 
 
 Esta reação ocorre lentamente caso a solução de permanganato seja 
preparada adequadamente, mas pode ser catalisada pela ação da luz, da temperatura 
ou pela presença do próprio MnO2, seja como contaminante do permanganato sólido 
ou como produto [10]. Assim, a reação acima também é autocatalítica o que junto com 
outros fatores pode justificar o aparecimento do dióxido de manganês durante o 
experimento. 
 
 Parte II: 
 
 A segunda parte deste experimento envolve a oxidação do Fe0, e é possível 
observar que o aumento da temperatura elevada também influencia na velocidade 
com que o permanganato se reduz e o ferro se oxida. 
 Para cada situação, após os 15 minutos de espera, foi observado que a limalha 
de ferro adicionada ao tubo de ensaio assim que retirado da chama foi a mais oxidada 
 
ficando evidente pela coloração da solução que ficou bem mais escura, assim como a 
cor da limalha que se tornou praticamente preta. No tubo aquecido em banho-maria 
também foi possível observar a oxidação da limalha de ferro, porém com menor 
intensidade. Por fim, no tubo de ensaio em temperatura ambiente não foi possível 
confirmar visualmente a reação de oxidação pelo fato desta acontecer mais 
lentamente. 
 
 O ferro metálico pode ser oxidado a Fe+2: 
 
5Fe0(s)+ 8H2SO4(aq) + 2KMnO4(aq) → 5FeSO4 + K2SO4(aq)+ 2MnSO4(aq) + 8H2O(l) 
 
 Mas pelos resultados obtidos e pelo fato da reação ocorrer em meio ácido e na 
presença de um oxidante forte, o Fe0 pode passar para Fe+3 conforme a reação abaixo 
[16]: 
 
10Fe0(s) + 24H2SO4(aq) + 6KMnO4(aq) → 5Fe2(SO4)3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 24H2O 
 
 
 
 
b) Efeito da Concentração: 
 
 Neste experimento foi avaliado o efeito da concentração na velocidade da 
reação do tiossulfato de sódio com ácido clorídrico. A reação que ocorre neste 
experimento é dado por: 
NaS2O3 + 2HCl → NaCl(aq) + S↓ + H2SO3 
 Como a reação ocorre a frio forma-se ácido sulfuroso que diferentemente do 
ácido carbônico que é estável e não se decompõe facilmente. O H2SO3 só seria 
convertido em dióxido de enxofre e água caso a solução fosse aquecida [16]. 
 
S2O3
- + 2H+ → S↓ + SO2↑ + H2O(l) 
 A solução de tiossulfato de sódio turva imediatamente quando ácido clorídrico 
mais concentrado (6,0M) é adicionado, tornando o conteúdo do tubo de ensaio 
amarelado, logo a reação se processa mais rapidamente quando comparada com a 
solução de ácido clorídrico 0,6M. 
 A reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido clorídrico gera enxofre que 
precipita formando uma solução coloidal [16]. 
 Sistemas coloidais são misturas heterogêneas de pelo menos duas fases 
diferentes, com a matéria de uma das fases na forma finamente dividida (sólido, 
líquido ou gás), denominada fase dispersa, misturada com a fase contínua (sólido, 
líquido ou gás), denominada meio de dispersão [9]. 
 
 
 
c) Efeito do Catalisador: 
 
 Neste experimento foi verificado a ação de diferentes catalisadores em relação 
a decomposição não catalisada do peróxido de hidrogênio: 
 
2H2O2 → 2H2O + O2↑ 
 
 Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade de uma reação 
proporcionado um mecanismo alternativo de mais baixa energia, ou seja, reduzindo a 
energia de ativação para formação dos produtos [4]. 
 Uma reação catalítica ocorre através de ciclos no qual sequencias de reações 
ocorrem consumindo os reagentes e gerando produtos com o catalisador sendo 
regenerado após o ciclo [7]. 
 Os catalisadores podem ser classificados como homogêneos quando estão 
presentes na mesa fase que os reagentes e podem acelerar a reação pela formação 
de um intermediário reativo ou como heterogêneos, quando não se encontram na 
mesma fase dos reagentes, porém proporcionam uma superfície favorável para a 
reação acontecer [4]. 
 A decomposição da água oxigenada por desproporcionamento ocorre 
espontaneamente, mas em um processo muito lento [7]. Este fato pode ser verificado 
experimentalmente pela ausência de catalisador em um dos tubos de ensaio. 
 No tubo em que foi adicionado KI a solução tornou-se imediatamente amarela, 
isso ocorre devido a presença de íons iodeto na solução: 
 
KI (aq) → K+ (aq) + I– (aq) 
 
 O peróxido de hidrogênio pode funcionar como um poderoso oxidante [7] e o 
íon iodeto passa a íon iodato: 
 
3H2O2 + KI → K
+ + IO3
- + 3H2O 
 
 O iodeto de potássio por ser o catalisador da reação é recuperado no final e a 
decomposição da água oxigenada se completa formando água e liberando gás 
oxigênio. 
2H2O2 + KIO3 → 2H2O + O2↑ + KI 
 
 O segundo catalisador utilizado foi a batata em cubinhos e para este caso 
também foi observado a rápida liberação de oxigênio. O aumento da velocidade desta 
reação é proporcionada pela presença de uma enzima chamada catalase. Alguns 
tubérculos, como a batata inglesa, são ricos em catalase [14]. 
 As enzimas são moléculas proteicas que aceleram reações químicas 
importantes para um organismo vivo funcionar. A característica mais notável de uma 
catálise enzimática é a especificidade das enzimas para uma reação em particular ou 
conjuntos de reações levando ao conceito de chave-fechadura. Por exemplo, a uréase 
catalisa a hidrólise da ureia em dióxido de carbono e amônia e nenhuma outra reação, 
mas a fosfatase catalisa a quebra de diversos ésteres fosfatados [5]. No caso da 
enzima catalase o substrato é unicamente o peróxido de hidrogênio [6]. 
 A rápida decomposição da água oxigenada gera uma grande quantidade de 
bolhas que indica a liberação de oxigênio. Este efeito é ampliado pela adição de 
detergente resultando em grandes quantidades de espuma principalmente em relação 
ao iodeto de potássio, que para este caso é o catalisador mais efetivo. 
 A espuma é formada pelo oxigênio liberado que se encontra disperso no 
detergente que é um agente emulsificante com propriedades tensoativas [9]. A 
formação de espuma só é cessada quando todo o H2O2 for convertido em O2. 
 
 
 
d) Efeito da Superfície de Contato: 
 
 Em cada um dos tubos de ensaio foi adicionada pequenas quantidades de 
batata, esta funcionando como catalisador como foi discutido anteriormente. Assim, o 
objetivo deste experimento foi observar o quanto diferentes tipos de superfície de 
contato podem influenciar na velocidade da decomposição do peróxido de hidrogênio. 
 A reação se processa da mesma forma do item c na presença da catalase: 
2H2O2 → 2H2O + O2↑ 
 Durante o experimento foi observado que para a bata ralada a reação 
aconteceu mais rapidamente e a quantidade de bolhas de oxigênio formadas foi maior 
quando comparada com a batata em tiras. Enquanto que a reação na presença de 
batatas em cubinhos foi mais lenta em relação as anteriores.Isso acontece pois a velocidade das reação também depende da área de 
contato existente entre os reagentes e o catalisador. Quanto mais pulverizado estiver o 
catalisador maior será a quantidade de partículas disponíveis para entrar em contato 
com umas com as outras aumentando assim a velocidade da reação [4]. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Experimento II: Estudo Quantitativo sobre a Velocidade de Reações Químicas 
 
a) Influência da Concentração na Velocidade da Reação: 
 Com este experimento foi possível comprovar matematicamente o quanto a 
concentração das soluções influenciam na velocidade com que as reações se 
processam. 
 Foram preparadas soluções de iodato de potássio acidificada com ácido 
sulfúrico (O H2SO4 é adicionado com a intenção de fornecer mais íons H3O
+, 
diminuindo o pH criando um meio mais favorável para a reação) e de hidrogenosulfito 
de sódio com amido. Estas soluções foram utilizadas para a chamada reação relógio 
que resulta na formação de iodo. 
 A reação de Landolt, também conhecida como a “reação do relógio de iodo”, foi 
publicada em 1886 e continua sendo, até hoje, um dos exemplos mais adequados 
para demonstrar alguns aspectos fundamentais da cinética de reações químicas [1]. 
 O mecanismo dessa reação envolve várias etapas com velocidades distintas e 
três equações a representam: 
 Na primeira etapa, o bissulfito reage com o iodato formando bissulfato e iodeto. 
Nesta reação ocorre a redução do íon iodato para iodeto e a oxidação do bissulfito 
para bissulfato: 
 
 
 
 [1] 
 À medida que o iodeto vai se formando ele reage com o excesso de iodato 
ainda presente gerando iodo. 
 
 
 
 [1] 
 Porém, enquanto houver bissulfito na solução, este irá consumir o iodo 
formado, resultando em iodeto novamente: 
 
 
 
 [1] 
 Assim o iodo só estará presente em solução para interagir como o amido 
quando todo o bissulfito for consumido: 
 
 
 [1] 
 O amido é uma substância formada principalmente por dois constituintes 
macromoleculares: A amilose ( - amilose) e a amilopectina ( - amilose). Assim, o 
amido forma um complexo de adsorção com o iodo conferindo a solução uma 
coloração azul intensa, enquanto a amilopectina quando interage com o iodo resulta 
em uma cor violácea em um processo irreversível, mas sua interferência não é muito 
significativa [12]. 
 
 
 
 Com o cronômetro foi medido o tempo necessário para formação do iodo, que 
é identificado pela presença da cor azul. 
 
 
 
Cálculos e Gráficos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A concentração do iodato de potássio é maior que a concentração de 
bissulfito assim há quantidade suficiente de iodato para gerar iodo quando o bissulfito 
for todo consumido. 
 
# V (mL) KIO3 V (mL) H2O # V (mL) NaHSO3 [NaHSO3] mol/l 
1A 2,50 0,00 1B 5,00 3,8.10-3 
2A 2,00 0,50 2B 5,00 3,8.10-3 
3A 1,50 1,00 3B 5,00 3,8.10-3 
4A 1,25 1,25 4B 5,00 3,8.10-3 
5A 1,00 1,50 5B 5,00 3,8.10-3 
6A 0,75 1,75 6B 5,00 3,8.10-3 
7A 0,5 2,00 7B 5,00 3,8.10-3 
 Tabela 1 
 Utilizando a fórmula da diluição calcula-se a concentração do iodato para 
cada um dos tubos. O volume final da solução foi de 7,5 mL. 
 
 
 0,0093*2,50 = Cf*7,5 Cf = 3,1.10
-3 
0,0093*2,00 = Cf*7,5 Cf = 2,48.10
-3 
0,0093*1,50 = Cf*7,5 Cf = 1,86.10
-3 
0,0093*1,25 = Cf*7,5 Cf = 1,55.10
-3 
0,0093*1,00 = Cf*7,5 Cf = 1,24.10
-3 
0,0093*0,75 = Cf*7,5 Cf = 9,30.10
-4 
0,0093*0,50 = Cf*7,5 Cf = 6,20.10
-4 
 
# [KIO3] mol/l 1/[KIO3] mol/L Ln([KIO3]) Tempo (s) Veloc. Reação 
[KIO3]/t (mol/L.s) 
1 3,10.10-3 322,58 -5,77 7,36 4,21.10-4 
2 2,48.10-3 403,22 -5,99 12,29 2,02.10-4 
3 1,86.10-3 537,63 -6,29 21,76 8,55.10-5 
4 1,55.10-3 645,16 -6,47 35,57 4,36.10-5 
5 1,24.10-3 806,45 -6,69 54,49 2,27.10-5 
6 9,30.10-4 1075,27 -6,98 - - 
7 6,20.10-4 1612,90 -7,38 - - 
Tabela 2 
 
 Durante o experimento não possível contabilizar o tempo necessário para as 
reações nos tubos 6 e 7. 
 
 Gráfico 1: 
 
 
0,0031 
0,00248 
0,00186 
0,00155 
0,00124 
y = 0,0039e-0,23x 
R² = 0,9957 
0 
0,0005 
0,001 
0,0015 
0,002 
0,0025 
0,003 
0,0035 
7,36 12,29 21,76 35,57 54,49 
[K
IO
3
] 
m
o
l/
L 
Tempo (s) 
Gráfico da Concentração (mol/L) X Tempo (s) 
Série1 
Exponencial … 
 Gráfico 2: 
 
 
 
 O gráfico 1 demonstra um decaimento exponencial do reagente ao longo do 
tempo, logo a reação é de primeira ordem [1]. Quando Ln da concentração é aplicado 
este é linearizado, assim no gráfico 2 é obtido uma reta. Esta reação depende apenas 
da concentração de iodato de potássio, pois a concentração de hidrogenosulfito é 
mantida constante ao longo de todo o experimento. Assim, a velocidade de consumo 
do iodato de potássio é dada por: 
 
 
 
 
 A determinação da constante de velocidade de uma reação de primeira ordem 
pode ser obtido pelo coeficiente angular da equação da reta obtida através do gráfico 
2: 
 = -k ; k = 0,0179 
 
 É possível também determinar o valor de k aplicando a lei da velocidade 
integrada e substituindo as variáveis pelos valores obtidos na tabela 2: 
 
 
 Os valores para a constante de velocidade obtidos graficamente e pela 
equação quando comparados são muito semelhantes. Assim, para a expressão 
 
 
 
-5,77 
-5,99 
-6,29 
-6,47 
-6,69 
y = -0,0179x - 4,679 
R² = 0,9944 
-6,8 
-6,6 
-6,4 
-6,2 
-6 
-5,8 
-5,6 
-5,4 
-5,2 
7,36 12,29 21,76 35,57 54,49 
Ln
([
K
IO
3
])
 
Tempo (s) 
Gráfico de Ln([KIO3)] x Tempo (s) 
Série1 
Linear (Série1) 
é possível calcular outros valores de concentrações para diferentes tempos, ou dada 
uma concentração determinar o tempo necessário para a reação do iodato com o 
bissulfito acontecer. 
 Para determinar se este valor de k é apropriado, alguns pontos experimentais 
foram escolhidos e calculados abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Gráfico 3: 
 
 
 
 
322,58 
403,22 
537,63 
645,16 
806,45 
0 
100 
200 
300 
400 
500 
600 
700 
800 
900 
7,36 12,29 21,76 35,57 54,49 
1
/[
K
IO
3
] 
m
o
l/
s 
Tempo (s) 
Gráfico de 1/[KIO3] (mol/L) x Tempo (s) 
Série1 
 Gráfico 4: 
 
 
 
Pelo Experimento I (item c) foi observado visualmente que o enxofre precipita 
rapidamente quando a solução de ácido clorídrico mais concentrada é adicionada. 
Através do gráfico 4 é possível verificar que de fato a velocidade de uma reação 
depende da concentração em que os reagentes se encontram e que conforme a 
concentração decresce é necessário mais tempo para a reação acontecer e por 
consequência a velocidade diminui, pois: 
 
 
 
 
 O sinal negativo indica que a contração de A está decrescendo com o tempo e 
é sempre utilizado se os reagentes são empregados para expressar a velocidade [4]. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
0,000421 
0,000202 
8,55E-05 
0,0000436 
2,27E-05 
0 
0,00005 
0,0001 
0,00015 
0,0002 
0,00025 
0,0003 
0,00035 
0,0004 
0,000450,0031 0,00248 0,00186 0,00155 0,00124 
V
el
o
ci
d
ad
e 
m
o
l/
L.
s 
[KIO3] mol/L 
Gráfico da Velocidade (mol/L.s) x Concentração 
(mol/L) 
Série1 
b) Influência da Temperatura na Velocidade da Reação: 
 
 O experimento anterior foi realizado em temperatura ambiente (28ºC) com foco 
no efeito da concentração, enquanto que o objetivo deste experimento é observar, 
graficamente, o quanto variações na temperatura influenciam na velocidade da reação 
do iodato com o bissulfito. Assim, a concentração de iodato é mantida constante 
durante todo o experimento. 
 
# Temp. (ºC) [KIO3] mol/l 1/[KIO3] mol/L Ln([KIO3]) Tempo (s) Veloc. Reação 
[KIO3]/t (mol/L.s) 
3A1 50 1,86.10-3 537,63 -6,29 11,89 1,56.10-4 
3A 28 1,86.10-3 537,63 -6,29 21,76 8,55.10-5 
3A2 25 1,86.10-3 537,63 -6,29 17,22 1,08.10-4 
3A3 16 1,86.10-3 537,63 -6,29 18,85 8.87.10-5 
3A4 6 1,86.10-3 537,63 -6,29 27,67 6,72.10-5 
Tabela 3 
 
 Gráfico 5: 
 
 
 
 
 
 
 
 
11,89 
17,22 
18,85 
27,67 
0 
5 
10 
15 
20 
25 
30 
50 25 16 6 
Te
m
p
o
 (
s)
 
Temperatura ºC 
Gráfico do Tempo (s) x Temperatura (ºC) 
Série1 
 
 Gráfico 6 
 
 
 
 O gráfico 5 expressa a dependência do tempo em relação a temperatura e é 
possível observar que conforme a temperatura decresce o tempo necessário para 
reação acontecer aumenta. Como a velocidade de uma reação está relacionada com o 
a concentração e com o tempo, se a concentração é mantida constante e o tempo 
aumenta o valor das velocidades decrescem. 
 Como discutido anteriormente no Experimento 1 - item a- a velocidade da 
reação é dependente da temperatura, que pode aumentar ou diminuir se calor é 
fornecido ou retirado do sistema. Pelo gráfico 6 é observado que para a reação do 
iodato de potássio com o bissulfito de sódio a velocidade decresce conforme a 
temperatura diminui e por conseguinte a velocidade aumenta em função do aumento 
de T. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
0,00056 
0,000108 8,87E-05 
6,72E-05 
0 
0,0001 
0,0002 
0,0003 
0,0004 
0,0005 
0,0006 
50 25 16 6 
V
el
o
ci
d
ad
e 
(m
o
l/
L.
s)
 
Temperatura (ºC) 
Gráfico da Velocidade (mol/L.s) x Temperatura 
(ºC) 
Série1 
6. Conclusões 
 
 De acordo com a teoria do estado de transição se a energia potencial for muito 
alta a velocidade da reação será lenta, pois resulta em uma alta energia de ativação. 
Assim é necessário meios alternativos que provoquem um decréscimo na energia de 
ativação para que a reação seja mais rápida. 
 Diversos são os fatores que podem influenciar a velocidade da reação e nem 
sempre esses fatores agem aumentado a velocidade, como a presença de 
substâncias inibidoras que reduzem a eficiência dos catalisadores. 
 A aumentar ou diminuir a velocidade é uma questão um tanto relativa, pois 
acelerar um reação não significa ser algo positivo, como por exemplo em sistemas 
biológicos a destruição da atividade catalítica pode ser muito importante [4]. 
 A ação de alguns desses fatores (temperatura, catalisador, superfície de 
contato e concentração dos reagentes) foram analisados durante a prática e verificado 
que estes aumentaram a velocidade para as condições reacionais envolvidas. 
 Assim, após a análise experimental, pode-se se dizer que o catalisador 
aumenta a velocidade da reação diminuindo energia de ativação, mas a superfície de 
contato que ele proporciona também dita o quão veloz será a reação. 
 Em relação a concentração dos reagentes, quanto maior for a concentração, 
maior será a quantidade de matéria presente em solução, e consequentemente maior 
será a quantidade de moléculas aumentado a probabilidade de ocorrem colisões 
efetivas. 
 O aumento da temperatura aumenta a energia cinética das moléculas e se as 
moléculas se chocam com maior energia cinética, a energia de ativação diminui e a 
velocidade da reação aumenta. Porém, a dependência da velocidade com temperatura 
pode ser considerada mais complexa, pois nem sempre o aumento da temperatura 
remete a maiores velocidades, como no caso da hidrólise do etanoato de metila [1] em 
que o aumento da temperatura provoca um efeito contrário. Em sistemas biológicos a 
relação da velocidade com a temperatura é ainda mais complexa, em alguns casos 
temperaturas muito elevadas podem provocar mudanças conformacionais que 
diminuem a ação efetiva da enzima [1]. 
 A prática do relógio de iodo é muito interessante visualmente e no aspecto 
prático em relação ao estudo da cinética química, porém o mecanismo dessa reação 
não é trivial já que envolve várias etapas, durante as quais espécies intermediárias 
são formadas e posteriormente consumidas até a obtenção do iodo necessário para 
reação com o amido. O envolvimento do amido pode gerar dificuldades experimentais 
por apresentar algumas desvantagens como a rápida degradação, se não preservada 
convenientemente, é pouco solúvel em água, e o aquecimento no preparo da solução 
é necessário, e não funciona muito bem para soluções muito diluídas, porém possui 
baixo custo [12]. Outra fonte de erro é a tomada de tempo da reação utilizando 
cronômetro, pois depende diretamente do reflexo do operador. 
 
7. Referências Bibliográficas 
 
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27/08/2015. 
 
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em 02/09/2015 
 
3. Atkins, Peter, De Paula, Julio - Físico Química, vol 1. 9ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 
2014 
 
4. Brady, James, Humiston, Gerard - Química Geral, Vol 2. 2ªed. LTC, 1986 
 
5. Castellan, Gilbert. Physical Chemistry - 3rd ed. Benjamin-Cummings, 1986 
 
6. David L. Nelson, Michel M. Cox - Princípios de Bioquímica de Lehninger. 6ªed. 
Porto Alegre: Artmed, 2014 
 
7. Duward F. Shriver...[et al.] - Química Inorgânica. 4ªed. Porto Alegre: Bookman, 
2008 
 
8. <http://www.iq.ufrgs.br/ead/fisicoquimica/cineticaquimica/cinetica_quimica_introdu
cao.html> Acesso em 04/09/2015. 
 
9. Jafelicci, Miguel, Varanda, Carlos - O Mundos dos Coloides - QUÍMICA NOVA NA 
ESCOLA N° 9, MAIO 1999. < www.joinville.udesc.br> Acesso em 26/08/2015 
 
10. Skoog, Douglas...[et al.] - Fundamentos de Química Analítica. 9ªed. São Paulo: 
Cengage Learning, 2014 
 
11. Lee, J.D - química inorgânica não tão Concisa. 5ªed. São Paulo: Blücher, 1999. 
 
12. Baccan, Nivaldo...[et al.] - Química Analítica Elementar. 3ªed. São Paulo: Blücher, 
2001 
 
13. Nunes, Adriana, Andrade, Leonardo...[et al.] - Determinação da Ordem de Reação 
Entre o Tiossulfato de Sódio e Ácido Clorídrico. < 
https://pt.scribd.com/doc/99448103/> Acesso em 25/08/2015 
 
14. Spychalla, James, Desborough Sharon - Superoxide Dismutase, Catalase, and -
Tocopherol Content of Stored Potato Tubers. American Society of Plant Biologists, 
1990. <www.plantphysiol.org>. Acesso em 29/08/2015 
 
15. Vogel, Arthur - Análise Química Quantitativa. 6ªed. LTC, 2002 
 
16. Vogel, Arthur - Química Analítica Qualitativa. 5ªed. São Paulo: Mestre Jou, 1981