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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO PAULO – CAMPUS DIADEMA 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE CINÉTICA QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
Amanda Carolina Tonholli 
Graziela Dantas Gonzaga 
Rafael Gobeti Faquim Pereira 
 
 
 
 
 
 
 
Dezembro de 2015 
 
1. RESUMO 
As propriedades da cinética química foram avaliadas durante os experimentos, 
verificando as velocidades de reação de acordo com as diferentes mudanças implicadas, 
seja de concentração ou temperatura. 
No procedimento em laboratório foi primeiramente calculada a concentração inicial 
de tiossulfato de sódio para cada tubo de ensaio, contendo respectivamente: Tubo 1 – 5 
ml; tubo 2 – 4 ml; tubo 3 – 3 ml, tubo 4 – 2 ml e tubo 5 – 1 ml. Após este processo 
foram adicionados aos tubos de ensaio água destilada em proporções nas quais o 
volume final de cada tubo correspondesse ao volume inicial de 5 ml. Posteriormente foi 
adicionado 4 ml de ácido sulfúrico em cada tubo para que a reação ocorresse. 
Foram realizados gráficos: log [ 
 x log (1/tempo) e lnK ×1/temperatura, para 
se calcular a ordem de reação, constante de velocidade, energia de ativação e parâmetro 
de Arrhenius. 
 
2. INTRODUÇÃO 
A cinética química é responsável pelo estudo das velocidades das reações, 
incorporando conjuntamente os fatores que influenciam nesta dinâmica, tais como: 
concentrações distintas, temperatura, catalisadores e etc. 
Os experimentos realizados pra se determinar os parâmetros cinéticos tem em vista 
analisar a rapidez com que os reagentes são consumidos ou que os produtos são 
formados. [1] 
No procedimento realizado em laboratório foram analisadas as velocidades de 
reação da formação de enxofre coloidal em diferentes concentrações de tiossulfato de 
sódio diluído em água, sendo posteriormente adicionado ácido sulfúrico para que a 
reação ocorresse, sendo medidos em temperaturas diferentes. 
Há diferentes parâmetros cinéticos a serem levados em conta nas análises das 
velocidades de reação, entre elas, entre elas a energia de ativação, desenvolvida por 
Svante Arrhenius, onde as moléculas devem conter uma determinada quantidade de 
energia mínima necessária para que reajam entre si. Seguindo a teoria das colisões, esta 
energia provém da energia cinética das moléculas ao se colidirem. Este princípio 
 
compara as moléculas a bolas de bilhar, onde estas moléculas com uma determinada 
velocidade podem se chocar. [1] 
Se as moléculas se chocarem com energia abaixo do necessário elas apenas sofrem 
uma movimentação. Se a energia for alta elas podem se despedaçar ao se chocarem e 
por fim, se a energia for superior ao necessário, estas moléculas podem quebrar-se 
formando novas ligações. [1] 
O efeito da temperatura é fundamental quanto à velocidade das reações, sendo que a 
elevação da temperatura fornece a reação mais rapidez, como por exemplo, o cozimento 
de alimentos, pela ruptura das proteínas. Este aumento de temperatura causa maior 
agitação das moléculas e, portanto, ocorrem mais colisões devido ao aumento da energia 
cinética, esta situação favorece a rapidez com que uma reação ocorre. 
As diferentes concentrações também afetam diretamente a velocidade de uma 
reação. O aumento das concentrações dos reagentes favorece o aumento de velocidade 
devido ao maior agitamento entre as moléculas após a dição de mais regente. 
Os parâmetros cinéticos são fundamentais a compreensão da dinâmica dos 
processos que presenciamos cotidianamente como por exemplo, a velocidade com que 
uma reação a um medicamento em nosso organismo é processada, a velocidade de 
reação de adição de uma substância a água, entre outros. Sendo essencial a área química 
e ambiental por sua utilização genérica. 
 
3. OBJETIVOS 
Verificar de acordo com as diferentes concentrações de tiossulfato de sódio e água 
destilada, as variações de velocidade das reações após a adição de ácido sulfúrico em 
temperatura ambiente, 0°C, 40°C e 50°C, tendo em vista analisarem os parâmetros 
cinéticos da formação de enxofre coloidal. 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
A - Estudo cinético envolvendo variação de concentração de reagente. 
 
 
Foi numerado 5 tubos de ensaio de dimensões iguais. Sendo que ao tubo 1, 5 mL 
de solução de tiossulfato de sódio. Aos demais tubos foram adicionados volumes iguais 
a 4, 3, 2 e 1 mL da solução de tiossulfato de sódio, respectivamente, em ordem 
crescente da numeração dos tubos. 
 
a) Ao tubo 2, adicionou-se 1 mL de água destilada. No tubo 3, adicionou-se 2 
mL de água destilada. No tubo 4 adicionou-se 3 mL de água destilada e no tubo 5 
adicionou-se 4 mL de água destilada. Não foi adicionada água destilada no tubo 1. 
Agitaram-se todos os tubos para homogeneizar a solução. 
 
b) Foi medido 4 mL de solução de ácido sulfúrico com a pipeta graduada e 
transferiu-se para o tubo 6, que foi utilizado somente para a adição de ácido sulfúrico. 
 
c) Transferiu-se os 4 mL de ácido sulfúrico para o tubo 1, acionou-se o 
cronômetro e agitou o tubo para homogeneizar a solução. 
 
d) Parou-se o cronômetro assim que os primeiros indícios de turvação (produto 
da reação) apareceram. Após este procedimento foi montada uma tabela para anotar os 
valores de tempo. 
 
e) Repetiram-se os procedimentos de adição do ácido sulfúrico para os demais 
tubos (procedimentos b, c, d). 
 
f) Descartou-se ao final o conteúdo dos tubos no recipiente apropriado que 
deverá ficar dentro da capela. 
 
 B - Estudo Cinético envolvendo variação de Temperatura 
 
Foi realizada a repetição do procedimento experimental nas temperaturas 0° C; 
40° C e 50° C. Lembrou-se que as soluções de tiossulfato de sódio e ácido sulfúrico 
devem estar na mesma temperatura antes do início da reação. 
 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
Tabela1: Dados obtidos no experimento. 
 T (0°C) T (Ambiente – 
25°C) 
T (40°C) T (50°C) 
 
 Tempo (s) Tempo (s) Tempo (s) Tempo (s) 
0,30 mol/L 37,26 12,63 6,30 4,47 
0,24 mol/L 51,65 13,97 8,08 5,42 
0,18 mol/L 75,99 20,37 11,63 6,90 
0,12 mol/L 108,85 34,10 19,07 10,86 
0,06 mol/L 235,06 51,75 54,32 26,55 
 
Tabela 2: Dados tratados. 
 T (0°C) T (Ambiente – 
25°C) 
T (40°C) T (50°C) 
 
 Log (1/tempo) Log (1/tempo) Log (1/tempo) Log (1/tempo) 
 
-0,5228787 
 
-1,571242851 
 
-1,101403351 
 
-0,799340549 
 
-0,650307523 
 
-0,6197888 
 
-1,713070326 
 
-1,145196406 
 
-0,907411361 
 
-0,733999287 
 
-0,7447275 
 
-1,880756445 
 
-1,308991029 
 
-1,065579715 
 
-0,838849091 
 
-0,9208188 
 
-2,036828433 
 
-1,532754379 
 
-1,280350693 
 
-1,035829825 
 
-1,2218487 
 
-2,371178732 
 
-1,713910354 
 
-1,734919784 
 
-1,424064525 
 
 
 
 
 
Gráfico1: Temperatura 25°C 
 
 
Gráfico2: Temperatura 0°C 
 
y = 0,9299x - 0,6109 
R² = 0,9733 
-2
-1,8
-1,6
-1,4
-1,2
-1
-0,8
-0,6
-0,4
-0,2
0
-1,4 -1,2 -1 -0,8 -0,6 -0,4 -0,2 0
lo
g 
()
1
/t
em
p
o
 
log [S2O3-2] 
T (25°C) log (1/tempo) 
Série1
Linear (Série1)
y = 1,1182x - 1,0133 
R² = 0,9946 
-2,5
-2,0
-1,5
-1,0
-0,5
0,0
-1,5E+00 -1,0E+00 -5,0E-01 0,0E+00
lo
g 
(1
/t
em
p
o
) 
log [S2O3-2] 
T (0°C) log (1/tempo) 
T (0°C) log (1/tempo)
Linear (T (0°C) log (1/tempo))
 
Gráfico 3: Temperatura 40°C 
 
 
Gráfico 4: Temperatura 50°C 
 
y = 1,3385x - 0,0787 
R² = 0,9965 
-2
-1,8
-1,6
-1,4
-1,2
-1
-0,8
-0,6
-0,4
-0,2
0
-1,4 -1,2 -1 -0,8 -0,6 -0,4 -0,2 0
lo
g(1
/t
em
p
o
) 
log [S2O3-2] 
T (40°C) log (1/tempo) 
T (40°C) log (1/tempo)
Linear (T (40°C) log (1/tempo))
y = 1,1122x - 0,0402 
R² = 0,9917 
-1,6
-1,4
-1,2
-1
-0,8
-0,6
-0,4
-0,2
0
-1,4 -1,2 -1 -0,8 -0,6 -0,4 -0,2 0
lo
g 
(1
/t
em
p
o
) 
log [S2O3-2 
T(50°C) log (1/tempo) 
T(50°C) log (1/tempo)
Linear (T(50°C) log (1/tempo))
 
A reação analisada do Tiosulfato de sódio e acido sulfúrico, pode ser descrita da 
seguinte forma: 
Na2S2O3 (aq) + H2SO4 (aq) ↔ S(s)↓ + SO2 (g) + H2O (l) + Na2SO4 (s) 
que também pode ser escrita de forma simplificada: 
S2O3 2- (aq) + 2H+ (aq) ↔ S (s) ↓ + SO2 (g) + H2O (l) 
 Para conseguir–se chegar aos parâmetros de analises para discussão, usou–se os 
seguintes cálculos: 
 
A- Calculo para constante de velocidade K’ =y = a + bx 
Log (1/t) = log k' + b log [S2O32-], ou seja, a = log k'. Onde os valores usados, 
são os valores encontrados nos gráficos através da equação da reta. 
 Portanto, temos os valores de log k'. 
1) log k' p/ 0° 
 k' = 10,3 
 2) log k' p/ 25° 
 k' = 4,16 
3) log k' p/ 40° 
k' = 1,2 
4) log k' p/ 50° 
k’= 1,09 
 
B- Cálculo da ordem de reação (n) 
Temos que a lei de velocidade corresponde a v = k [H+] a [S2O32-] b, no 
entanto, podemos tomar que [H+] é constante, já que a concentração do ácido é muito 
superior à do tiossulfato, assim, temos que k. [H+] a = k'. Portanto: 
 V = k' [S2O32-] b 
 Aplicando-se log dos dois lados, temos: 
 
 Log v = log k' + b log [S2O32-] 
 Como v 1/t, então: 
 Log (1/t) = log k' + b log [S2O32-] 
 B = coeficiente angular 
Novamente empregou-se os valores encontrados nos gráficos, os resultados são: 
B1 = 0,9299 
B2 = 1,1182 
B3 = 1,3385 
B4 = 1,1122 
Essas são as ordens individuais de cada reação, para chegar a uma ordem total, 
calculou-se a media b = bM = (b1 + b2 + b3+ b4) / 4 e o resultado obtido foi bM = 
1,12, portanto a ordem de reação n = 1 em relação à [S2O32-] 
c) Cálculo da Energia de ativação e da Constante de Arrhenius 
 Pela equação k = Ae-Ea/RT, podemos aplicar logaritmo natural dos dois lados e obter: 
 
 I) Cálculo de A 
 Ln k = ln A - (Ea/R) (1/T), logo 
 Ln k = intercepto + inclinação (1/T) 
 Gráfico 5 - 1/T vs ln k' 
 
 Valores obtidos através da reta do gráfico 5 onde, podemos concluir que ln A = 
coeficiente angular, logo: 
 ln A = 13, 014 
e^13,014 
A = 448.650,739 
 
II) Cálculo de Ea 
 Temos que ln k = ln A - (Ea/R)(1/T), ou seja, ln k = intercepto + inclinação 1/T 
 Pegando 2 pontos aleatórios do gráfico A = (3,28x10-3; 1) e B = (3,52x10-3; 2), temos 
 
que Inclinação = ∆y/∆x, então: 
 Inclinação = (2-1)/ (3,52) 
 
 
Tabela 3: Constantes de velocidade (k) para a reação de formação do enxofre coloidal. 
Temperatura 
(K) 
0ºC = 273K 25ºC = 298K 40 ºC = 313K 50°C=323K 
k' k' = 10,3 k' = 4,16 k' = 1,2 K’=1,09 
 
Nota–se através dos gráficos, que a reação de precipitação do enxofre é 
endotérmica, ou sejas, ela consome energia da vizinhança para acontecer, quanto mais 
energia fornecida em forma de calor, mais rápido a reação ocorre. Através dos gráficos 
montados, foi possível obter os valores para a equação da reta e desta forma, pode se 
calcular a velocidade da reação (K’), onde observou-se que para temperaturas mais 
altas, o valor de K diminuía, ou seja, quanto maior a temperatura em menor tempo 
ocorrerá a reação. 
Quanto a ordem da reação, chegou–se a ordem 1 (reação de primeira ordem), o 
que indica que a velocidade da reação, depende da concentração do produto, esse fato 
foi observado durante o experimento , os tubos de ensaio com maior concentração em 
temperatura ambiente, reagiu muito mais rápido, o contrário também foi observado, 
quanto menor a concentração, maior o tempo de reação, este resultado também pode ser 
 
confirmado através dos gráficos, já que reações de primeira ordem dão origem a 
gráficos lineares. 
Já no caso o da equação dos Parâmetros de Arrhenius, o gráfico mostrou–se com 
um comportamento de Arrhenius, ou seja, lnK contra 1/T apresentou como resultado 
uma reta. A energia de ativação e o A (fator pré –exponencial) não dependem da 
temperatura, mas possuem relação direta com a reação estudada, portanto o 
comportamento de arrhenius ilustra através de um gráfico o comportamento da reação 
estudada em relação as temperaturas aplicadas, energia de ativação (Ea), mostra o 
através de valores o quanto a reação é dependente da temperatura, quanto maior o valor 
de Ea, maior dependência de da temperatura. 
No caso da reação analisada, obteve–se um valor de 35,018 Kj /mol para Ea, 
mostrando uma relação de media dependência da temperatura, onde valores como 
próximos a 10Kj/mol são considerados de baixa dependência e de 60Kj/mol, alta 
dependência, ou seja, a reação ocorre de forma espontânea, mas é facilitada pelo 
fornecimento de energia em forma de calor. Alguns pontos fora da reta indicam 
pequenos desvios que podem ter ocorrido por erros operacionais durante o 
procedimento no laboratório. 
 
6. CONCLUSÃO 
 
Através dos resultados obtidos pelas experiências realizadas no laboratório para a 
obtenção de enxofre coloidal, é visto que as teorias cinéticas são de fato conclusivas, 
pois com diferentes valores de concentrações e temperatura a velocidade da reação 
também se altera e isto devido ao fato de que ao aumentar a concentração assim como a 
temperatura, o número de colisões na reação é muito mais efetivo e, portanto, maior 
velocidade da reação em um tempo menor. 
O inverso foi observado também para a diminuição da temperatura e de reagentes o 
que acarretou em uma menor colisão das moléculas e assim uma velocidade menor e um 
tempo maior. 
 
 
 
 
 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
 
[1] ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a 
vida moderna e o meio ambiente. In: Cinética Química. 5° Edição, Editora 
Bookman, Porto Alegre, 2012, p. 561-601.