RELATORIO 5 CINÉTICA

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA 
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUÍMICA 
 Disciplina: Laboratório de Química Geral 
 
 
 
 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA - ESTUDO DA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO 
QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
Ana Thaís Queiroz de Sousa 
 
 
 
 
 
 
 
Campina Grande – Paraíba 
2016 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO ................................................................................................. 1 
2. JUSTIFICATIVA .............................................................................................. 1 
3. OBJETIVOS ...................................................................................................... 1 
3.1 Objetivo Geral ............................................................................................... 1 
3.2 Objetivos Específicos .................................................................................... 1 
4. REFERENCIAL TEÓRIO ............................................................................... 1 
5. METODOLOGIA ............................................................................................. 18 
5.1 Materiais ....................................................................................................... 18 
5.2 Métodos ........................................................................................................ 19 
6. RESULTADOS E DISCUSSÃO ..................................................................... 20 
7. CONCLUSÃO .................................................................................................. 21 
8. REFERÊNCIAS ............................................................................................... 21 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 O experimento proposto é sobre cinética química; por meio dele poderemos observar a 
velocidade das reações entre o tiossulfato puro, e em diferentes diluições, com ácido sulfúrico, 
relacionando a velocidade das seguintes reações com dois parâmetros de extrema importância na 
cinética: A concentração (que será alterada, por meio das diluições já mencionadas) e a temperatura, 
que será elevada através da imersão dos tubos de ensaio em banho-maria. 
 Os resultados, as observações e os possíveis erros experimentais serão descritos e discutidos 
ao decorrer deste relatório. 
2. JUSTIFICATIVA 
 Experimento realizado com o propósito de compreender a relação entre concentração, 
temperatura com a velocidade de uma reação – conceito que norteia a cinética química – Além do 
intuito de obter uma nota quantitativa na disciplina de Laboratório de Química Geral. 
3. OBJETIVOS 
3.1 Objetivo Geral 
Confirmar a relação entre concentração e temperatura com a velocidade das reações. 
3.2 Objetivos Específicos 
a) Observar a relação entre a concentração dos reagentes com a velocidade da reação para gerar os 
produtos; 
b) Atestar a ligação entre a temperatura dos reagentes com a velocidade com que se forma os 
produtos. 
 
4. REFERÊNCIAL TEÓRICO 
 
 Entre os fatores que afetam a velocidade de uma reação, estão a Concentração dos Reagentes 
e a Temperatura. Nesta experiência, investigou-se o papel destes dois fatores estudando a reação 
entre ácido sulfúrico e o tiossulfato de sódio. 
 
a) Na2S2O3 + H2SO4  H2S2O3 + Na2SO4 Reação (01) 
b) 
S SO OH OSH 22322 
 Reação (02) 
 
 Onde o enxofre insolúvel precipita-se sob a forma de Iodo. O tempo que decorre entre o inicio 
da reação e o aparecimento dos primeiros vestígios de turvação dependerá dos fatores acima citados. 
 
2 
 
 
 Para determinar o papel de cada um deles (Concentração de reagente e a temperatura) 
independentemente, variou-se, na Parte I, apenas a concentração de um dos reagentes e, na Parte II, 
a temperatura em que ocorreu a reação. 
Cinética Química 
 “Cinética química é o estudo da velocidade das reações, ou seja, de como a velocidade 
varia em função das diferentes condições e quais os mecanismos de desenvolvimento de uma 
reação.” 
 “Velocidade de uma reação química é o aumento na concentração molar do produto por 
unidade de tempo ou o decréscimo na concentração molar do reagente na unidade de tempo.” 
 “Constante da velocidade, k, é uma constante de proporcionalidade que relaciona 
velocidade e concentração. Tem valor constante a uma temperatura e varia com a temperatura.” 
Velocidade Média 
 A velocidade média de uma reação química pode ser dada através da razão da variação de 
concentração pelo tempo de reação. 
 
 
 
Onde: 
 
Vm = velocidade média (mol/L/s); 
variação de concentração (mol/L); 
variação de tempo (s); 
módulo (resultado tem que ser positivo, a velocidade tem que ser positiva). 
 
Observação: As unidades podem variar. 
 
Exemplo: 
 
 Observe a transformação do acetileno em benzeno: 
 
 
3 
 
 
 
 
 Pode-se calcular a velocidade média (até o processo final) ou parcial: 
 
Dados: 
 
[C2H2] (mol) 3,5 2,7 2,0 1,5 0,9 
t (min) 0 1 2 3 4 
1. Cálculo da velocidade ao final de 4 minutos: 
 
 
2. Cálculo da velocidade entre 1 e 2 minutos: 
 
 
 
 A velocidade média de uma reação química pode também estar relacionada com a reação de 
desaparecimento e com a reação de aparecimento, desta forma: 
 
 
 
As unidades podem ser: 
 
 Conhecendo as informações sobre um dos participantes da reação, podemos calcular a 
velocidade dos outros participantes e até mesmo a velocidade média da reação. 
Veja o caso da síntese da amônia: 
 
 
4 
 
 
 Dividindo-se a velocidade calculada para qualquer um dos participantes pelo seu próprio 
coeficiente estequiométrico, será encontrado um resultado igual ao mesmo cálculo feito aos demais 
participantes. 
 
 
Onde: 
 
 
 
 Estes cálculos podem ser feitos também, através de regra de três. 
Velocidade de Consumo e de Produção 
 A velocidade média de consumo é a medida de reagente que é consumida, “desaparece” na 
reação, por unidade de tempo. 
A velocidade média de produção é a medida de produto formado durante a reação, por unidade de 
tempo. 
 
Seja a reação genérica: 
 
 
 
 Neste caso, o reagente também pode ser chamado de reatante. 
 
 A equação química pode apresentar o coeficiente estequiométrico de cada reagente. Este 
coeficiente representa o número de mols da substância. Veja uma equação química genérica, onde a, 
b, c e d são coeficientes estequiométricos e A, B, C e D são as substâncias químicas. 
 
 
 
 
 
Velocidade de Consumo dos Reagentes: 
 
5 
 
 
 
 
 
Exemplo: 
 
 
 
Velocidade de Formação dos Produtos: 
 
 
 
Condições para que ocorra uma reação química 
 
 Para que uma reação química ocorra é necessário que haja contato e afinidade química entre os 
reagentes. Uma das condições mais importantes para a ocorrência de uma reação química é a energia 
de ativação e as colisões entre as moléculas dos reagentes. 
 
 
 
 
 
 
 
Energia de Ativação (Eat) 
 
 É a energia mínima que os reagentes precisam para que inicie a reação química. Esta energia 
mínima é necessária para a formação do complexo ativado. Quanto maior a energia de ativação mais 
lenta é a reação porque aumenta a dificuldade para que o processo ocorra. Quanto menor a energia 
de ativação menor a “barreira”de energia, mais colisões efetivas e, portanto, uma reação mais rápida. 
 
 
 
6 
 
 
Gráficos Endotérmicos e Exotérmicos para a Energia de Ativação 
 
 A energia de ativação varia de acordo com o tipo de reação química. Nas reações endotérmicas 
ela é maior do que nas exotérmicas. 
 
 
Onde: 
 
 
 
 
 
 
Reação Endotérmica: 
 
 
 
Fonte: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/enerat1.gif 
 
Reação Exotérmica: 
 
Fonte: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/enerat1.gif 
 
7 
 
 
 Velocidade Instantânea 
 A extensão (progresso ou desenvolvimento) de uma reação química é medida através da 
quantidade da substância que reagiu. A velocidade (taxa) de uma reação química é uma 
derivada da extensão da reação com relação ao tempo. 
 Para reações homogêneas a extensão é medida em termos de concentração (M) ou pressão 
parcial (Px), enquanto que a velocidade é medida como uma derivada ou velocidade instantânea, 
dc/dt ou dp/dt. 
 Infelizmente não há equipamentos para medir velocidades instantâneas, então o que tem sido 
feito é medir a extensão da reação, M ou Px, em tempos diferentes. A diferença entre duas medidas 
sucessivas da extensão da reação em tempos sucessivos resulta numa diferencial, Dc/Dt ou Dp/Dt, 
a qual é a velocidade média da reação durante aquele intervalo de tempo. Assim que o tempo entre as 
medidas sucessivas se torna menores, a diferencial se aproxima da derivada. 
 A velocidade média durante o intervalo (diferencial) se torna então uma boa aproximação da 
velocidade instantânea (derivada) e pode ser usada no seu lugar. 
Ordem de reação. Leis de velocidade 
“Ordem de uma reação química é igual ao valor do expoente ao qual os reagentes 
estão elevados e expressos na equação da lei da velocidade.” 
“Lei de velocidade de uma reação química é uma equação que relaciona a velocidade 
de uma reação com a concentração dos reagentes elevadas em certos expoentes.” 
Para uma reação química geral: 
aA + bB cC + dD 
 A seguinte lei da velocidade é obtida: 
Velocidade = k [A]
m 
[B]
n 
 
 
 Onde m e n são os expoentes dos reagentes e são determinados experimentalmente. 
 
 
8 
 
 
 
 Os valores de m e n são as ordens da reação química, portanto esta reação é de ordem 
m em relação ao reagente A e de ordem n em relação ao reagente B, e de ordem (m + n) 
para a reação total. 
 A constante de proporcionalidade k é chamada de constante de velocidade da reação. 
 Os químicos escrevem uma reação química geral na qual os reagentes M, N, O, .... reagem para 
formar os produtos P, Q, R, .... A equação possível para esta reação forma a lei da velocidade, e 
suas descrições normais em termos de ordem são: 
Velocidade = -d[M]/dt = k = k[M]
0 
 zero ordem em [M] 
Velocidade = -d[M]/dt = k[M] = k[M]
1 
 primeira ordem em 
[M] Velocidade = -d[M]/dt = k[M]
2 
 segunda ordem em [M] 
Velocidade = -d[M]/dt = k[M]
3 
 terceira ordem em [M] 
 Tanto a ordem de uma reação química como a constante de velocidade devem ser determinadas 
experimentalmente. Com exceção para a lei de velocidade de zero ordem, na qual a velocidade é 
independente da concentração, a velocidade de uma reação química varia à medida que a reação 
se desenvolve porque as concentrações dos reagentes e produtos variam assim que a reação se 
desenvolve. 
 Lei da velocidade de zero ordem 
“A reação é de zero ordem quando a velocidade da reação química é independente 
da concentração do reagente.” 
 Leis de velocidade de zero ordem não são muito comuns. A maioria das reações química segue leis de 
velocidades de primeira e segunda ordem. Leis de velocidade são equações diferenciais porque a velocidade 
de uma reação química é a velocidade de variação de desenvolvimento da reação com o tempo. Para 
solucionar esta complexidade, medidas quantitativas da velocidade da reação utilizam a forma integral da lei 
da velocidade. 
 
 
 
9 
 
 
A lei de velocidade de ordem zero para a reação geral: 
 M 
É descrita pela equação: 
 
 
-d[M]/dt = k 
 
 
Na qual, a integração de ambos os termos resulta em: 
 
 
-[M] = kt + constante 
 
 
No início da reação, quando t = 0, 
 
 
[M] é a concentração original do reagente M, [M]0; 
E a constante de integração deve ser então = -[M]0. 
 
 
 
Isto fornece a lei da velocidade integrada para a reação de zero ordem: 
 [M] – [M]0 = kt 
 ou: 
 
 
[M] = -kt + [M]0 
 
 
10 
 
 
 
 A forma integrada da lei de velocidade mostra que a reação 
de zero ordem dá uma linha reta em uma figura se os valores 
medidos das concentrações do reagente, [M], forem colocados 
na figura em função do tempo. A inclinação da reta será a 
constante da velocidade de zero ordem aparente. Esta constante de 
velocidade de zero ordem deve ter a mesma unidade que a 
velocidade da reação, a qual é em mol m
-3
s
-1
. 
 
 A lei de velocidade de zero ordem para uma reação química significa que a velocidade 
da reação é independente da concentração de qualquer reagente. A lei de velocidade de zero 
ordem pode ser observada apenas se as concentrações atuais dos reagentes não puder variar à 
medida que a reação se desenvolve, o que é incomum, e estas reações não são encontradas 
facilmente. Um exemplo de reação de zero ordem poderia ser uma reação no eletrodo onde 
apenas o material adsorvido na superfície do eletrodo pode reagir. 
Lei da velocidade de primeira ordem 
“Reações de primeira ordem são aquelas nas quais a velocidade da reação química é 
proporcional à concentração de um reagente.” 
 
Para uma reação geral: 
 
 M Q 
 
A lei da velocidade de primeira ordem é escrita pela equação: 
 -d[M]/dt = k[M] 
Esta lei de velocidade pode ser rearranjada para: 
d[M]/[M] = -kdt 
À qual por integração de ambos os lados fornece: 
 
11 
 
 
ln[M] = -kt + constante 
 
 
 Uma vez que a concentração original [M]0 estava presente no início da reação onde t 
= 0, então a constante de integração = ln[M]0. A lei da velocidade integrada para a reação de 
primeira ordem será então: 
 
 
ln[M] = -kt + ln[M]0 
 
ou: 
 
ln([M]/[M]0) = -kt 
 
 Uma reação de primeira ordem apresenta uma linha reta se valores medidos tanto de ln[M] ou 
ln([M]/[M]0) forem colocados em uma figura em função do tempo como mostrado na figura abaixo. 
 
 A figura fornece uma linha reta porque [M]0 é uma constante. A inclinação da reta será a 
constante da velocidade de primeira ordem aparente k, a qual tem a unidade em s
-1 
(ou mol
0 
s
-
1
). 
 
12 
 
 
 
 Observa-se pela figura que a concentração do 
reagente, M, diminui à medida que a reação se 
desenvolve. 
 
 Quando se trabalha com reações de primeira 
ordem, é mais conveniente o uso de meia vida em 
vez de constante de velocidade. A meia vida de uma 
substância reagente é simplesmente o tempo 
necessário para que metade da quantidade original 
presente reaja. Ao final de uma meia vida, 50% dos 
átomos ou moléculas originais permanecem. 
 
 
 A meia vida está diretamente relacionada com a constante da velocidade para uma reação de primeira ordem. 
Através da equação geral: 
 
ln([M]/[M]0)= kt ln 
(0,500) = -kt
1/2
 
E então, 
 
 
 k = -ln(0,500)/t
1/2 
= 0,693/t
1/2
 
 
 
t½ = 0,693/k 
 
 Para qualquer outro tipo de reação que não seja a de primeira ordem, a meia vida não é constante, 
porém se altera dependendo da extensão na qual a reação tenha ocorrido. Devido a isto, meia vida geralmente 
é usada para descrever apenas reações de primeira ordem. 
 
13 
 
 
Lei da velocidade de segunda ordem 
“Reações de segunda ordem são aquelas nas quais a velocidade da reação química é 
proporcional ao produto das concentrações de dois reagentes.” 
 Leis da velocidade de segunda ordem envolvem dois reagentes, e para ambos a concentração 
depende do tempo. Devido ao fato de haver diferentes formas possíveis de leis da velocidade de 
segunda ordem; devemos tratá-las separadamente. A forma mais simples delas é obtida quando as 
duas moléculas de reagentes são idênticas, como no caso onde dois átomos de hidrogênio se 
combinam para formar a molécula de hidrogênio. 
 
 Uma lei da velocidade de segunda ordem deve-se envolver dois reagentes uma vez que duas 
concentrações estão envolvidas, más os dois reagentes não necessitam que sejam diferentes. Vamos 
considerar que os dois reagentes são idênticos e a estequiometria da reação é de 1:1, devido 
às outras estequiometrias envolverem cálculos mais complicados. 
 
No caso da reação geral: 
 
M + M Q 
 
A lei da velocidade de segunda ordem será escrita como: 
 
-d[M]/dt = k[M]
2
 
 
Esta equação da lei da velocidade pode ser rearranjada para:
 
14 
 
 
d[M]/[M]
2 
= -kdt 
 Onde a integração de ambos os lados resulta: 
[M]
-1
/(-2 + 1) = -kt + constante 
 
ou: 
 
1/[M] = kt - constante 
 
 Uma vez que a concentração original [M]0 estava presente no início da reação, onde t 
= 0, -1/[M]0 é o valor da constante de integração. 
 
 Para uma reação envolvendo apenas um tipo de reagente, a lei da velocidade 
integrada para uma reação de segunda ordem será: 
 
1/[M] = kt 
+ (1/[M]0) 
 
ou: 
 
[M]0/[M] = 
k[M]0t + 1 
 
 
 Uma reação de segunda ordem envolvendo dois reagentes 
idênticos significa o mesmo reagente duas vezes, poderá ser 
representada por uma linha reta se tanto 1/[M] ou [M]0/[M] for 
colocado em função do tempo, como mostrado na figura abaixo. 
 A inclinação da reta será a constante da velocidade de segunda 
ordem aparente k, o qual tem unidade em mol
-1 
m
3 
s
-1
. 
 
 
 
 
15 
 
 
Fatores que alteram a velocidade das Reações Químicas 
 
 Alguns fatores podem aumentar ou diminuir a velocidade de uma reação química. 
São eles: 
 
- Temperatura; 
- Superfície de contato; 
- Pressão; 
- Concentração; 
- Presença de luz; 
- Catalisador; 
- Inibidor. 
 
Temperatura 
 
 A temperatura está ligada à agitação das moléculas. Quanto mais calor, mais 
agitadas ficam as moléculas. Se aumentarmos a temperatura, aumenta-se a energia 
cinética das moléculas (movimento). Se as moléculas se movimentam mais, elas se 
chocam mais e com mais energia, diminuindo a energia de ativação e em consequência, 
aumenta o número de colisões efetivas e, portanto, a velocidade da reação também 
aumenta. 
 Por este motivo, aumentamos a chama do fogão para cozinhar e utilizamos a 
geladeira para evitar a deterioração dos alimentos. 
 
Superfície de Contato 
 
 A área de contato entre os reagentes também interfere na velocidade das reações 
químicas. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas reagindo, 
maior o número de colisões eficazes e, portanto, aumenta a velocidade da reação. 
 Isto explica porque devemos tomar um comprimido de aspirina, por exemplo, 
inteiro do que em pó. O comprimido em pó reage mais rapidamente. 
 
 
16 
 
 
Pressão 
 
 Pressão é a razão entre força e área. Com o aumento da pressão em um recipiente, 
diminui o volume e desta forma aumenta a concentração dos reagentes. As moléculas se 
chocam mais, aumentando o número de colisões e, portanto, aumenta a velocidade da 
reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: http://www.brasilescola.com/upload/e/pressao.jpg 
 
Concentração 
 
 Concentração está relacionada à quantidade de soluto e de solvente de uma 
substância. Aumentando a concentração de reagentes, aumenta-se o número de moléculas 
dos reagentes, aumentando o número de colisões e também a velocidade da reação. 
Quando se aumenta a concentração de oxigênio numa queima, a combustão acontece mais 
rápido. 
 
Presença de Luz 
 
 Algumas reações químicas ocorrem com maior velocidade quando estão na 
presença de luz. A luz influencia na velocidade das reações porque é uma energia em 
forma de onda eletromagnética que ajuda a quebrar a barreira da energia de ativação. 
A água oxigenada, por exemplo, se decompõe mais facilmente quando está exposta à luz, 
por isso devemos deixá-la guardada em local escuro. A fotossíntese realizada pelas 
plantas é um tipo de reação que é influenciada pela presença da luz. 
 
17 
 
 
Catalisador 
 
 Catalisador é uma substância química que não participa da reação química. 
Diminui a energia de ativação e aumenta a velocidade da reação. O catalisador acelera a 
reação, mas não altera a composição química dos reagentes e produtos envolvidos. A 
quantidade de substância produzida na reação não se altera com o uso de catalisadores. 
Se a reação for reversível, a reação inversa também será acelerada, pois sua energia de 
ativação também terá um valor menor. O catalisador não altera a variação de entalpia. 
 
Gráficos com e sem catalisadores: 
 
 
Fonte: http://clientespeedy.klickeducacao.com.br/2006/arq_img_upload/paginas/558/cineticanew2.jpg 
 
 Catálise é o aumento de velocidade da reação, provocado pelo catalisador. 
A palavra catálise, do grego katálysis, foi introduzida, em 1835, por Berzeliu. 
 No nosso organismo existem muitos catalisadores, que são chamados de enzimas. 
A saliva e o suco gástrico (que contém ácido clorídrico) são exemplos de enzimas que 
aumentam a velocidade da reação, no caso, a digestão. Nas indústrias químicas, 
principalmente a petroquímica, os catalisadores são muito utilizados para acelerar as 
reações, deixando o processo mais barato. 
Uma forma de ver a ação dos catalisadores é adicionando açúcar ao refrigerante. Na 
equação química, coloca-se o catalisador em cima da seta que representa a reação 
química. Em função dos estados físicos dos reagentes e produtos, a catálise pode ser 
homogênea ou heterogênea. 
 
 
18 
 
 
- Catálise homogênea: quando reagentes e catalisador estão no mesmo estado físico 
formando um sistema monofásico. 
 
 
 
- Catálise heterogênea: quando reagentes e catalisador não estão no mesmo estado físico 
formando um sistema heterogêneo. 
 
 
 Não existe um tipo ideal de catalisador. Para cada reação química existe um tipo 
diferente de catalisador. Os catalisadores mais comuns são: 
 
- Metais - principalmente os de transição: Co, Ni, Pt, Pd; 
- Ácidos - que catalisam muitas reações orgânicas: H2SO4; 
- Óxidos metálicos – Al2O3, Fe2O3; 
- Bases – NaOH; 
- Enzimas – produzidas pelos organismos vivos: lipase, suco gástrico. 
 
Inibidores 
 
 São substâncias, que ao contrário dos catalisadores, aumentam a energia de ativação 
e como consequência diminuem a velocidade dareação química. Pode ser chamado 
também de veneno de catalisador ou anticatalisador. Antigamente era chamado 
de catalisador negativo. 
5. METODOLOGIA 
5.1 Materiais 
 
 8 tubos de ensaio;  Água destilada; 
 
19 
 
 
 Banho Maria; 
 Béqueres; 
 Cronômetro; 
 Pipeta; 
 Pipetador; 
 Solução de ácido sulfúrico 
(H2SO4) [0,2 M]; 
 Solução de tiossulfato sódio 
(Na2S2O3) [0,1 M]; 
 Termômetro. 
 
5.2 Métodos 
Parte: I (Influência da concentração de reagentes) 
 Utilizou-se um termômetro (graduado em Celsius) para verificar a temperatura do 
local em que ocorreu a experiência; 
 Encheram-se três béqueres com água destilada (H2O), solução de tiossulfato sódio 
(Na2S2O3) e solução de ácido sulfúrico (H2SO4), respectivamente; 
 Colocou-se em cinco tubos de ensaio enumerados as quantidades de tiossulfato de 
sódio e água indicadas na Tabela 1; 
 Foram colocado nos outros quatro tubos, 4 mL de ácido sulfúrico; 
 Misturou-se ao tubo 1.a, o volume de um dos tubos contendo ácido sulfúrico, 
agitou-se rapidamente e foi iniciada a contagem do tempo desde o momento em 
que os líquidos entraram em contato até o aparecimento do primeiro indício de 
turvação; 
 Foram realizadas experiências análogas com os restantes dos tubos anotando os 
resultados dos tempos. 
 Esta parte do experimento foi realizada a temperatura ambiente, que no momento 
era 24ºC. 
 
Parte: II (Influência da temperatura) 
 
 Colocou-se em três tubos de ensaio enumerados, com diluição de tiossulfato 
descrita na tabela de resultados que será feita a seguir; 
 Nos três tubos de ensaio foram colocados 4 mL de solução de ácido sulfúrico; 
 Misturou-se um dos tubos de ensaio contendo a solução de tiossulfato de sódio e 
um outro contendo a solução de ácido sulfúrico; 
 Aqueceu-os no banho até uma temperatura cerca de 29°C maior do que a 
temperatura inicial. Iniciou-se a contagem do tempo desde o momento em que os 
líquidos foram misturados até o inicio da turvação; 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
 
6. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
xxxxxxxx TUBO 1.a TUBO 2.a TUBO 3.a TUBO 4.a TUBO 5.a 
Qnt. de 
tiossulfato 
de sódio 
(Na2S2O3) 
6 mL 4 mL 3 mL 2 mL 1 mL 
Qnt. de 
água (H2O) 
0 2 mL 3 mL 4 mL 5 mL 
Tempo 
gasto em 
cada 
reação (s) 
47,58 66,00 72,00 108,00 126,00 
TABELA 1 – Dados da parte I do experimento 
 É possível notar que a medida que o tiossulfato vai ficando mais diluído, o tempo 
de reação aumenta exponencialmente, comprovando a relação entre concentração e 
velocidade. Quanto mais concentrado for o reagente, mais rápido ocorrerá a reação. 
Xxxxxxxxxxxxx TUBO 1.b TUBO 2.b TUBO 3.b 
Qnt. de tiossulfato 
de sódio (Na2S2O3) 
6 mL 3 mL 1 mL 
Qnt. de água 
(H2O) 
0 3 mL 5 mL 
Tempo gasto em 
cada reação (s) 
7 18,10 52,68 
TEMPERATURA 53ºC 
TABELA 2 – Dados da parte II do experimento 
 É visível a diminuição de tempo de reação com o aumento da temperatura, isso 
ocorre porque temperaturas elevadas, aumentam a vibração das moléculas presentes em 
solução, fazendo com que elas tenham mais facilidade de reagir. 
 
21 
 
 
 Neste experimento, presumimos que a temperatura manteve-se em 53ºC, porém 
não podemos atestar este fato, pois no intervalo de tempo em que o tubo foi retirado do 
banho maria, sua temperatura subiu. Todavia, como o objetivo da aula é a observação, 
este fato mão é algo relevante para a consideração do resultado final. 
7. CONCLUSÃO 
 A partir da análise experimental quantitativa da influência da concentração da 
concentração dos reagentes (Parte I) e da temperatura (Parte II) na velocidade de uma 
reação química, concluí-se que o experimento realizado confirma o enunciado no estudo 
da Cinética Química e dos Fatores que influenciam no tempo das reações. Dispondo os 
dados obtidos na experiência em gráfico, chega-se a conclusão de que podemos prever o 
tempo a ser gasto numa reação, sem alterar algum fator que influencie na velocidade de 
reação. 
 É possível apontar algumas fontes de erro, como: falha no cronometramento do 
tempo da reação, devido à dificuldade de identificar com precisão o início da turvação 
causada pelo enxofre precipitado na forma de Iodo durante a agitação dos tubos de ensaio 
e também durante o aquecimento dos mesmos. Além disso, podemos destacar o mau 
funcionamento do Banho Maria para atingir a temperatura adequada. 
8. REFERÊNCIAS 
 
 ATKINS, P. W. - Físico-Química – 6ª edição, vol. 1. Editora LTC. Rio de Janeiro, 
2001; 
 
 Apostila de Química Experimental. Universidade Federal de Campina Grande 
– Centro de Ciências e Tecnologia – Unidade Acadêmica de Engenharia Química, Vários 
Autores. Parte II – Experiência nº 5; 
 
 BROWN, T.L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. - Química, A Ciência Central, 
9ª Edição; São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005; 
 
 Lavorenti, Arquimedes. Cinética Química (Mecanismos das Reações), 
disponível no site http://ce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade09.pdf. Acessado em 10 de 
Setembro de 2016; 
 
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 Só Química. Cinética Química, disponível no site 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/. Acessado em 10 de Setembro de 
2016;