Relatório de Cinética - Final Alterado

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
(Práticas: 01, 02 e 03) 
 
Relatório referente a práticas 
em laboratório de Química 
Experimental II da disciplina 
CET789 – Química Geral II, 
regida pela docente Acácia Pinho. 
 
 
 
Bárbara Hellen Santos Silva (01201210456) 
Gilmar dos Santos Machado (01201120264) 
Ueslei Murilo Mota Santos - (01201120282) 
 
ILHÉUS - BAHIA 
2014 
1.0 – Resumo. 
 Verificação da teoria na prática, se realmente a Lei de Cinética Química se faz real da prática 
com o que há no teórico é valida nesse experimento e se a a explicitação do assunto (cinética química) 
dada em sala de aula é valida ou que pelo menos sejam achados valores satisfatórios considerando a teoria 
anteriormente dada. 
 
2.0 – Introdução. 
A cinética química é a parte da Química que faz estudo da velocidade das reações, de 
como a mesma varia em diferentes condições e quais os mecanismos de desenvolvimento de 
uma reação. A velocidade de uma reação química pode ser definida como o aumento da 
concentração molar do produto por unidade de tempo ou o decréscimo da concentração molar 
dos reagentes por unidade de tempo. Ou seja, a velocidade de uma reação é, geralmente definida 
como a velocidade com que os reagentes são transformados nos produtos em qualquer instante 
selecionado e sob um dado conjunto de condições experimentais. 
A determinação da constante de velocidade de uma reação é a constante de 
proporcionalidade entre a velocidade de reação e a concentração do reagente onde a 
decomposição do acetato de etila e meio ácido pode ser descrita como: 
CH3COOC2H5 + OH
-
 → CH3COO
-
 + C2H5OH 
 A reação de decomposição do acetato de etila catalisada por ácidos é uma reação de 
pseudoprimeira ordem e depende da concentração do éster. Por ser uma reação de 
pseudoprimeira ordem obedece à relação: 
log( - x) = log( - 
onde é a concentração no tempo igual a zero; 
( - x) é à concentração num certo tempo t; 
 Na determinação da constante de velocidade pelo método de extração de amostras a 
concentração inicial do éster ( ) é proporcional a onde é o volume de NaOH gasto 
no tempo final da reação e é o volume de NaOH gasto no tempo zero, apenas para determinar 
a quantidade de HCl adicionada. A concentração ( - x) é equivalente a , onde é o 
volume gasto num certo tempo t qualquer. Assim, a equação descrita acima pode ser reescrita 
dessa forma: 
log( - ) = log( - ) - 
 Assim, a constante de velocidade pode ser calculada através do coeficiente angular da 
representação de log( - ) em função do tempo t. 
 Dessa forma, pode-se medir o tempo necessário para calcular a constante de velocidade 
da reação, sabendo que o tempo também é um fator importante nas reações de cinética química. 
 
 
3.0 – Objetivo. 
Estudar os fatores que afeta a velocidade de uma reação química, como a concentração 
dos reagentes, a temperatura de reação, catalisadores utilizados, e a superfície de contato entre 
os reagentes. 
 
4.0 – Procedimentos Experimentais – Prática 01. 
4.1 – Fatores que alteram a velocidade de reação. 
 4.1.1 – Influência da concentração. 
Em um tubo de ensaio adicionou-se 10 mL da solução aquosa de acido clorídrico 
5 mol/L, e em outro tubo adicionou-se 5 mL da solução aquosa de ácido clorídrico 5 
mol/L e 5 mL de água destilada. Introduziu-se simultaneamente, um pedaço de alumínio 
em cada tudo de ensaio e a partir dai foi possível comparar a velocidade de reação nos 
dois sistemas em função do gás produzido gasto para consumir o metal. 
4.1.2 – Influência da temperatura. 
Adicionou-se 10 mL da solução de acido clorídrico 5 mol/L em três tubos de 
ensaio. Em um béquer foi introduzido cubos de gelo e 100 mL de água. Logo depois um 
dos tubos de ensaio com acido foi introduzido no banho de gelo onde permaneceu durante 
cinco minutos. 
Aqueceu-se 100 mL de água em um béquer a uma temperatura entre 40 e 50 ºC, e 
foi introduzido o segundo tudo de ensaio com acido onde permaneceu durante 5 minutos. 
O terceiro tudo foi deixado a temperatura ambiente. Os tubos foram retirados e deixados 
à temperatura ambiente, de modo a comparar os três tubos. Adicionou-se em 
simultaneamente em cada um dos tubos um pedaço de alumínio e foi observado o que a 
aconteceu em cada um deles. 
4.1.3 – Superfície de contato. 
Um comprimido foi triturado. E outro foi reservado. Colocou-se 15 mL de água 
destilada em um béquer de 50 mL e adicionou-se o comprimido triturado e observou-se o 
tempo e que cada reação se completou. 
O procedimento foi repetido com o comprimido não triturado. 
4.1.4 – Ação do catalisador. 
Adicionou-se à 3 tubos de ensaio, 1,0 mL de peróxido de hidrogênio a 30%, em 
cada.Ao mesmo tempo adicionou-se no primeiro tubo uma gota de solução de cloreto 
férrico, no segundo um a gota de cloreto de cobre (II) e no terceiro, uma gota de cloreto 
férrico e uma de cloreto de cobre (II) ao mesmo tempo. Observou-se e comparou-se a 
velocidade das reações nos três tubos. 
 
4.1 – Procedimentos Experimentais – Prática 02. 
4.1 – Influência da temperatura na constante de velocidade da reação. 
 Preparar 500 mL de uma solução de NaOH 0,25 mol/L. Retirar três alíquotas de 10 
mL cada e padronizar com biftalato de potássio. Secar biftalato de potássio (padrão 
primário) em estufa a 110°C por 1 ou 2h. Resfriar em dessecador. Como indicador 
utilizar fenolftaleína. 
 Preparar 250 mL de HCl 1,0 mol/L. Retirar 5,0 mL desta solução e titular com 
NaOH 0,25 mol/L padronizado. Como indicador utilizar fenolftaleína. Determinar 
 . 
 Preparar um banho de gelo para três erlemeyers de 250 mL contendo em cada, uma 
ponta de espátula de NaCl e 10 mL de água e gotas de fenolftaleína. 
O estudo cinético deverá ser repetido nas temperaturas de 25°C e 45°C 
4.2 – Determinação da constante de velocidade. 
 Num erlemeyer colocar 100 mL de HCl 1,0 mol/L e 5,0 mL de acetato de etila 
concentrado. Homogeneizar bem a solução. Manter a temperatura constante. 
 Retirar alíquota de 5,0 mL do meio reacional em intervalos de 15 minutos até um 
total de 05 medidas (25, 40, 55, 70, 85). 
 Cada alíquota deve ser colocada num erlemeyer já contendo um pouco de água e 
fenolftaleína (previamente deixado num banho de gelo picado com um pouco de 
NaCl, água e fenolftaleína), para brecar a velocidade de reação. Em seguida, titular 
rapidamente com o hidróxido de sódio padronizado 0,25 mol/L. O gelo deverá 
permanecer até o fim da titulação. Isto permitirá medir o volume de ácido acético 
liberado num tempo qualquer ( ). 
 Decorrido 100 minutos da reação retirar uma alíquota de 5,0 mL e determinar . 
Resultados a descrever: 
 Fazer um gráfico de log( - ) em função de t para as temperaturas de 25°C, 35°C 
e 45°C. 
 Calcular as constantes de velocidade para os casos acima. 
 Calcular a energia de ativação para a hidrólise do acetato de etila. 
 Comentar sobre a ordem da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
5.0 – Resultados. 
Os dados da prática estão descritos na tabela abaixo, sabendo que nem toda a prática foi 
possível de concluir por questões de tempo de realização da mesma, sendo descritos dados 
partilhados dos grupos, descritos abaixo: 
Resultados – Prática 01. 
5.1 – Fator concentração. 
Reação do HCl com alumínio. 
Ao adicionar alumínio metálico aos tubos de ensaio contendo ácido clorídrico, 
percebeu-se que no ácido a 0,5 mol/L puro, a fita foi consumida de forma mais rápida do que 
no tubo contendo ácido a 0,5 mol/L e água, onde a fita foiconsumida mais lentamente. 
De acordo com a reação do alumínio com o ácido à concentrações diferentes, percebeu-
se que à medida que a concentração aumenta, a velocidade da reação também aumenta. 
5.2 – Fator temperatura. 
A reação do alumínio de potássio com o acido clorídrico foi feita à diferentes 
temperaturas, os valores do tempo gasto e a temperatura estão expressas na seguinte tabela: 
Tabela 1: Tempo gasto para reação do Alumínio com o acido clorídrico em diferentes 
temperaturas. 
Experimentos Temperatura Tempo 
01º Ambiente 2 minutos e 53 segundos 
02º Banho Maria a 50ºC 01 minuto e 05 segundos 
03º Água gelada 5 minutos e 26 segundos 
A temperatura ambiente percebeu-se que a reação ocorreu de forma lenta. No entanto, 
temperatura alta, ou seja, a 50ºC, a velocidade da reação foi maior, ocorreu em menor tempo. E 
à baixa temperatura (água gelada) a reação ocorreu de forma muito lenta, mas lenta que a 
temperatura ambiente. Com isso, foi possível perceber que ao aumentar a temperatura, aumenta-
se também a velocidade da reação. 
5.3 – Superfície de contato. 
Na dissolução do comprimido inteiro, percebeu-se um tempo de 1 minuto, 25 segundos 
e no comprimido triturado 52 segundos. Com isso, pode-se analisar que quando a superfície de 
contato aumenta, a velocidade da reação aumenta. 
 
 
 
 
 
 
5.4 – Ação de um catalisador. 
Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade de uma reação sem serem 
consumidos na mesma. Adicionou-se 3 catalisadores diferentes para que se observasse a 
velocidade da decomposição do peróxido de hidrogênio. Os resultados observados estão 
expressos na seguinte tabela: 
Tabela 02 – Resultados das velocidades mediante os tempos de reação. 
Reação Presença Velocidade 
 →2 + 3 Lenta 
 →2 + 3 Rápida 
 →2 + 3 + Muito Rápida 
Tabela 2: Velocidade de decomposição do peróxido de hidrogênio na presença de catalisadores. 
Devido aos catalisadores, as reações se processam por um caminho alternativo com menores 
energias de ativação, acelerando assim, o tempo de decomposição do peróxido de hidrogênio. 
Neste procedimento, percebeu-se que o Cloreto de cobre (II) é responsável pelo aumento da 
velocidade da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resultados – Prática 02. 
Tabela 03 – Dados da prática 02. 
 
8 08:15 08:30 08:45 
 
1 21,8 21,8 21,8 21,6 
 
2 22 21 21,3 21,6 
 
3 18 21,6 22,2 23,1 
 
4 21 20,9 21,8 22,1 
 
5 21 21,5 21,9 22,2 
 
6 21,4 21,3 22 21,9 
 
7 21,4 21,6 21,5 21,7 
 
8 21,4 21,5 21,6 22,6 
 
 
21,4 21,5 21,8 22 
 
 
 
13:55 14:10 14:25 14:40 
 
 
 
21,1 21 21,3 21,3 
 
 
20,4 21 21 21,7 
 
 
21,5 21,2 21,4 21,7 
 
 
21,4 21,2 21,1 21,6 
 
 
21 21,1 20,4 21,5 
 
 
22 21,5 21,5 21,5 
 
 
21 21,4 21,2 21,5 
 
 
21,1 21,2 21,2 21,5 
 
 
 
 
 
11:35 11:50 12:05 12:20 
 
1 22 28 28,5 28 
 
2 22 28 22 24 
 
3 23 23,5 23,6 24,2 
 
4 23 23,5 24 24,2 
 
5 22,2 22,6 23,4 24,2 
 
6 22 21,9 23,5 24,2 
 
7 23 23,5 24 25 
 
8 21,5 23 23,3 23,3 
 
 
22,1 23,5 23,55 24,2 
 
 
23,25 23,4 24,2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16:10 
 
 
16:25 
 
 
16:40 
 
 
16:55 
 
1 19,6 20,5 20,7 21 
 
2 19,1 19,8 20,2 18,2 
 
3 19,4 20,3 20,7 21,4 
 
4 19,6 20 20,5 21,5 
 
 
19,5 20,15 20,6 21,2 
 
 Valores Calculados 
 
Tempo Volume NaOH Gasta 
 
 
Vo( HCl) Vt (H+) Vt - Vo Ln(Vt-Vo) 1/Vt-Vo 
0 19,4 19,4 0,00 
 
1 19,4 19,6 0,20 -1,6094 5 
2 19,4 20,15 0,75 -0,2877 1,33333333 
3 19,4 20,7 1,30 0,2624 0,76923077 
4 19,4 21,2 1,80 0,5878 0,55555556 
5 19,4 21,6 2,20 0,7885 0,45454545 
6 19,4 21,95 2,55 0,9361 0,39215686 
7 19,4 22,3 2,90 1,0647 0,34482759 
8 19,4 22,57 3,17 1,1537 0,31545741 
Tempo Volume NaOH Gasta Vt∞ - Vo 
 
 
Vo ( HCl) V (H+) Vt=8 - V Ln(Vt-Vo) 1/Vt-Vo 
0 19,4 0 3,17 1,1537 0,31545 
1 19,4 19,6 2,97 1,0886 0,3367 
2 19,4 20,15 2,42 0,8838 0,4132 
3 19,4 20,7 1,87 0,6259 0,53475 
4 19,4 21,2 1,37 0,3148 0,72993 
5 19,4 21,6 0,,97 -0,0305 1,0309 
6 19,4 21,95 0,62 -0,4780 1,613 
7 19,4 22,3 0,27 -1,3093 3,7037 
8 19,4 22,57 0 0 0 
 
Obs: Sabendo que esse valores calculados pela professora fornece dados para plotagem 
dos gráficos pedidos, sabendo que com a 3ª prática para calcular as constantes de velocidade e a 
energia de ativação. 
 
 
Assim podemos plotar os gráficos dos valores calculados acima, logo abaixo: 
Resultados – Prática 03. 
5.2 – Procedimentos Experimentais – Prática 03. 
5.2.1 – Reação de sacarose com permanganato de potássio ( ). 
Fazer o procedimento à Temperatura ambiente. 
Mantenha a concentração das soluções 1,0 mol/L de constante e variar as 
concentrações de sacarose. Para isto, preparar baterias de tubos de ensaio como segue, 
homogeneizando bem as soluções: 
 Tubo 01 – 10 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L; 
 Tubo 02 – 07 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L + 3 mL de água destilada; 
 Tubo 03 – 05 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L + 5 mL de água destilada; 
 Tubo 04 – 03 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L + 7 mL de água destilada; 
Aferir a temperatura das soluções; 
Adicionar 1,0 mL de solução de a cada tubo de ensaio, homogenize 
rapidamente e anotar o tempo gasto em cada reação. 
5.2.2 – Fator de Temperatura. 
Repetir o procedimento anterior para temperatura de 50°C. 
Manter a concentração das soluções 1,0 mol/L de constante e variar as 
concentrações das soluções de sacarose. Para isto, prepare as baterias de tubos de ensaio 
como segue, homogeneizando bem as soluções: 
 Tubo 01 – 10 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L; 
 Tubo 02 – 07 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L + 3 mL de água destilada; 
 Tubo 03 – 05 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L + 5 mL de água destilada; 
 Tubo 04 – 03 mL de solução de sacarose 0,5 mol/L + 7 mL de água destilada; 
Colocar os tubos em banho-maria a aproximadamente 50°C dentro de um béquer, use 
um aquecedor, termômetro e anotar o tempo gasto. 
Adicionar 1,0 mL de solução de a cada tubo de ensaio, homogenize 
rapidamente e anotar o tempo gasto em cada reação. 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela 04 – Dados do tempo e temperatura de viragem da solução. 
Grupo Tempo 01 
à 50°C 
(seg) 
Tempo 02 
à 50°C 
(seg) 
Tempo 03 
à 50°C 
(seg) 
01 64,2 151,2 201,6 
02 70,2 155,4 251,4 
03 79,2 240 265,2 
04 134,4 140 486,6 
Médias 87,0 171,65 301,2 
 Tempo 01 
à 21°C 
(seg) 
Tempo 02 
à 21°C 
(seg) 
Tempo 03 
à 21°C 
(seg) 
05 1638 1770 1827 
06 2166 1827 - 
Médias 1902 1798,5 1827 
 
A partir de todos esses resultados podemos calcular: 
 Constantes de velocidade ( ); 
 Energia de ativação ( ); 
 Plotar gráficos de log( - ) em função de t para as temperaturas de 25°C, 
35°C e 45°C; 
Resultados encontrados mediante cálculos realizados: 
Sabendo que as constantes de velocidade são dados, onde: 
 
 
 
 
Tendo em vista que a Energia de ativação será encontrada mediante a utilização da 
equação abaixo: 
Para as temperaturas de 24°C e 50°C: 
 (
 
 
) (
 
 
) (
 
 
 
 
 
) 
 (
 
 
) (
 
 
) (
 
 
 
 
 
) 
 (
 
 
) 
 14.450,7 J/mol 
 
Para as temperaturas de 0°C e 24°C: 
 (
 
 
) () (
 
 
 
 
 
) 
 (
 
 
) (
 
 
) (
 
 
 
 
 
) 
 (
 
 
) 
 13.230,2 J/mol 
Para as temperaturas de 0°C e 50°C: 
 (
 
 
) (
 
 
) (
 
 
 
 
 
) 
 (
 
 
) (
 
 
) (
 
 
 
 
 
) 
 (
 
 
) 
 6.906,7 J/mol 
 
Esse valor da energia de ativação corresponde aos valores da temperatura da 3ª prática 
feita em laboratório. 
Sabendo que temos de encontrar também o tempo de meia vida para as temperaturas de 
24°C e 50°C, logo temos a seguinte equação: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Portanto, tem-se a partir das constantes de velocidade, da energia de ativação pode-se 
encontrar o tempo de meia vida para os valores encontrados e dados pela professora na prática. 
 
 
 
 
 
Gráfico 01 – Tempo em função do volume total. 
 
Gráfico 02 – Tempo em função do volume no infinito. 
 
Percebe-se que há uma mudança no gráfico, em que no 1° gráfico de dispersão há um 
decrescimento do gráfico, em que a constante de velocidade mostra que há um consumo dos 
reagentes em função dos produtos. Ou seja, ao mesmo tempo que há consumo de reagentes, há 
formação de produtos na solução a partir da titulação feita. 
 
 
 
 
 
y = -0,4213x + 3,2031 
R² = 0,9894 
-0,5
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
0 2 4 6 8 10
Te
m
p
o
 d
a 
R
e
aç
ão
 
Vt - Vo 
Gráfico de Vt - Vo 
Vt - Vo
Linear (Vt - Vo)
y = 0,4213x - 0,0331 
R² = 0,9894 
-0,50
0,00
0,50
1,00
1,50
2,00
2,50
3,00
3,50
4,00
0 2 4 6 8 10
A
xi
s 
Ti
tl
e
 
Axis Title 
V∞ - Vt 
V∞ - Vt 
Linear (V∞ - Vt) 
Descrito abaixo os gráfico pedidos na prática em função do tempo de reação em 
função de das temperaturas de 24°C e 50°C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
y = 37,981x + 91,665 
R² = 0,9499 
0
50
100
150
200
250
300
0 1 2 3 4 5
Te
m
p
o
 (
se
g)
 
Medidas dos grupos 
Tempo à 50°C 
tempo à 50°C
Linear (tempo à 50°C)
y = 147,39x + 1427,6 
R² = 0,8667 
0
500
1000
1500
2000
2500
3000
0 2 4 6 8
Te
m
p
o
 G
as
to
 
Valores dos Grupos 5 e 6 
Tempo à 21°C 
Tempo à 21°C
Linear (Tempo à 21°C)
6.0 – Conclusão. 
Percebe-se que baseado nos dados obtidos e nos gráficos plotados se a prática foi feita 
com êxito e conforme o pedido, segue que a tendência de o que é consumido (reagentes) é 
também produzido de forma idêntica (produtos), ou seja, a reação tem que ser proporcional 
concernente aos dados coletados, sendo assim, a lei que rege a cinética química fica assim 
comprovada mediante aos resultados obtidos que foi o obtido, sendo descrito as energias de 
ativação foram obtidas mediante os dados enviados pela professora, pela manipulação dos dados 
tem-se que é uma reação de 1ª Ordem – Sabendo que o gráfico dos valores encontrados 
demonstra que é uma reação de 2ª Ordem, mas pela equação dada tem-se que ela é uma 
equação de 1ª Ordem, sendo assim, foi buscado na literatura que essa é uma reação de 
“pseudo-reação” de 2ª Ordem por causa do éster consumido na reação; a reação global 
tende a ser de 2ª Ordem e para os reagentes a reação é de 1ª Ordem, por isso é dito por 
meio da literatura que a reação é uma pseudo 2ª Ordem – Sendo que foi encontrado os 
valores das constantes de velocidade, logo assim, mediante os gráficos mostrados, os valores 
encontrados não foram tão satisfatórios ao calculado. 
 
7.0 – Referências Bibliográficas . 
 FOGLER, H. S. Elementos de Engenharia das Reações Químicas. 4° Ed., editora 
LTC, 2009. 
 LEVENSPIEL, O. Engenharia das Reações Químicas. 1ª. Edição, Edgard Blücher, 
2000. 
 ATKINS, P.W. Fisico-química. 6. ed Rio de janeiro: LTC, 1999 
 OLIVEIRA, A. G.; SCARPA, M. V. Alteração e Conservação de medicamentos. 
(www.farmabrasil.hpg.ig.com.br/org2.htm).