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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO
CENTRO ACADÊMICO DO AGRESTE
NÚCLEO DE FORMAÇÃO DOCENTE
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
Relatório de atividades
Caruaru-PE
21/07/14
Relatório das Atividades Experimentais
Experimento n° 7: Estudo cinético da reação da acetona com iodo
 Docente: Andreza Tavares
 Curso: Licenciatura em Química
 Discente: Paloma Maria de Oliveira
 Turma: 3° período
 Prática realizada em: 14/ julho/ 14
	 
	
INTRODUÇÃO
É comum no nosso cotidiano, analisarmos se existem reações químicas mais lentas e outras mais rápidas. E ás vezes queremos acelerar uma reação e utilizamos, por exemplo, uma panela de pressão, mas, há momentos que se faz necessário desacelerar a reação e usa-se por exemplo, uma geladeira. Pode-se então definir a cinética como uma área da química que se preocupa em estudar a velocidade das reações químicas e os fatores que influenciam.
A cinética química ou cinética da reação é o estudo da velocidade das reações químicas de processos e fatores influenciáveis a velocidade. a velocidade da reação com a variação da concentração, mudança de cor ou qualquer outro estado físico ou químico relacionada à reação.
Fatores que influenciam a velocidade de uma reação química: 
Concentração dos reagentes. Geralmente quanto mais concentrado mais rápido é a velocidade. Existem exceções a esta regra;
Temperatura. Normalmente a velocidade das reações aumenta com o aumento da temperatura. Um aumento de 10°C chega a dobrar a velocidade de uma reação;
Estado físico dos reagentes. Normalmente a velocidade segue esta ordem: gases > soluções > líquidos puros > sólidos. Devido ao aumento da superfície específica;
Presença (concentração e forma física) de um catalizador ou inibidor. Catalizador acelera e inibidor diminui a velocidade de uma reação química;
Luz. A presença de luz de certo comprimento de onda também pode acelerar 
certas reações químicas.
Objetivo
Determinar os parâmetros cinéticos da reação da acetona com o iodo e investigar a concentração dos reagentes e os seus efeitos na reação.
Procedimento Experimental
Tabela 1: Equipamentos e vidrarias utilizadas durante o experimento
	
	Capacidade
	Quantidade
	Tubos de ensaios
	 -
	 13
	Estante para tubos
	 -
	 -
	Béquer
	 250 ml
	 -
	Béquer
	 50 ml
	 -
	Pipeta
	 2 ml
	 4
	Pipeta
	 6 ml
	 2
	Pipeta
	 4 ml
	 4
	Pera
	 -
	 -
	Termômetro
	 -
	 -
	Cronometro
	 -
	 -
	Bastão de vidro
	 -
	 -
Tabela 2: Reagentes e soluções
	Água destilada
	Cubos de gelo
	Soluções aquosas de acetona (H3CCOCH3) 4 M
Solução de ácido clorídrico (HCL) 1 M
	Iodo (I2) 0,005 M
Metodologia
Foram separados dois tubos de ensaios, os quais foram marcados com as letras A e B. Seguiu-se os volumes para cada ensaio especificado, adicionou-se ao tubo A, as soluções aquosas de acetona 4,0 M, ácido clorídrico 1,0 M e, se for o caso, água destilada. Ao tubo B, adicionou-se a solução aquosa de iodo 0,005 M.
Deixou-se os tubos de ensaios imersos em um béquer com água à temperatura ambiente a fim de evitar variação na temperatura. Pegou-se um terceiro tubo, encheu-se com água destilada e usou-se como referência para detectar o momento que a cor amarela do iodo desaparecia.
Adicionou-se o conteúdo de um dos tubos no outro acionando simultaneamente o cronômetro, homogenizou-se a solução usando um bastão de vidro, observou-se o tubo e marcou-se o tempo necessário para desaparecer a cor amarela do iodo e repetiu-se este mesmo procedimento para os dez ensaios.
Anotou-se a temperatura em que os ensaios foram realizados, o ensaio feito com temperatura abaixo da ambiente colocou-se em um banho de gelo e o conteúdo dos tubos A e B só foram misturados quando o equilíbrio térmico foi estabelecido. Os ensaios com temperatura maior que ambiente foi realizado em banho-maria sendo fundamental também o estabelecimento do equilíbrio térmico.
Resultados e discussões
Precisou-se de 10 ensaios para estudar os parâmetros cinéticos entre as soluções de acetona, ácido clorídrico, iodo e água destilada. Determinou-se os parâmetros fazendo-se vários ensaios, à mesma temperatura, tendo variação apenas na concentração de um dos reagentes. Entre esses parâmetro em estudo destacou-se a velocidade e a concentração das reações.
Tabela 3: Mostrando os 10 ensaios realizados e seus respectivos valores:
	TUBO A
	TUBO B
	Ensaio
	Sol. Acetona
(mL)
	Sol. HCl (mL)
	Água dest. (mL)
	Sol. de Iodo (mL)
	Temperatura 
	1
	2,00
	2,00
	4,00
	2,00
	ambiente
	2
	4,00
	2,00
	2,00
	2,00
	ambiente
	3
	6,00
	2,00
	- x -
	2,00
	ambiente
	4
	2,00
	4.00
	2,00
	2,00
	ambiente
	5
	2,00
	6,00
	- x -
	2,00
	ambiente
	6
	2,00
	2,00
	2,00
	4,00
	ambiente
	7
	2,00
	2.00
	- x -
	6,00
	ambiente
	8
	2,00
	2,00
	4,00
	2,00
	10oC abaixo da ambiente
	9
	2,00
	2,00
	4,00
	2,00
	10oC acima da ambiente
	10
	2.00
	2,00
	4,00
	2,00
	20oC acima do ambiente
Misturou-se os tubos A e B e observou-se que a coloração dominante do Iodo permaneceu, mas com o passar do tempo e com a agitação com o bastão de vidro ela passou a diluir ou ficar incolor, pois estava na presença de solventes. A reação que ocorre nos dez tubos de ensaios tabelados acima é dada pela Equação 1 a seguir:
Equação 1:
H3CCOCH3(aq) + I2(aq) → H3CCOCH2I(aq) + H+(aq) + I-(aq) (1)
O mecanismo dessa reação pode-se ser expresso pelas equações 1, 2 e 3 e existem três etapas:
H3CCOCH3 (aq) + H+ (aq) → H3CC(OH)CH2 (aq) ( etapa lenta)
H3CC(OH)CH2 (aq) + I2 (aq) → H3CC+(OH)CH2I (aq) + I- (aq)
H3CC+(OH)CH2I (aq) + I- (aq) → H3CCOCH2I (aq) + H+ (aq) + I- (aq)
Expressando as equações pela reação global, obteve-se a equação (4):
H3CCOCH3(aq) + I2(g) + H+(aq) → H3CCOCH2I(aq) + H+(aq) + I-(aq)
A lei de velocidade desta reação:
V = K [acetona]a[H+]b[I2]c
Calculando a concentração da acetona:
Tubo 1:
MIVI = MFVF
4. 0,002 = MF. 0,01
0,008 = MF. 0,01
MF = 0,008 / 0,01
MF = 0,8 mol/L
Tubo 2:
MIVI = MFVF
4. 0,004 = MF. 0,01
0,016 = MF. 0,01
MF = 0,016 / 0,01
MF = 1,6 mol/L
Tubo 3:
MIVI = MFVF
4. 0,006 = MF. 0,01
0,024 = MF. 0,01
MF = 0,024 / 0,01
MF = 2,4 mol/L
Calculando a concentração do ácido clorídrico:
Tubo 1:
MIVI = MFVF
1. 0,002 = MF. 0,01
0,002 = MF. 0,01
MF = 0,002 / 0,01
MF = 0,2 mol/L
Tubo 4:
MIVI = MFVF
1. 0,004 = MF. 0,01
0,004 = MF. 0,01
MF = 0,004 / 0,01
MF = 0,4 mol/L
Tubo 5:
MIVI = MFVF
1. 0,006 = MF. 0,01
0,006 = MF. 0,01
MF = 0,006 / 0,01
MF = 0,6 mol/L
Calculando a concentração do iodo:
Tubo 1:
MIVI = MFVF
0,005. 0,002 = MF. 0,01
0,00001 = MF. 0,01
MF = 0,00001 / 0,01
MF = 0,001 mol/L
Tubo 6:
MIVI = MFVF
0,005. 0,004 = MF. 0,01
0,00002 = MF. 0,01
MF = 0,00002 / 0,01
MF = 0,002 mol/L
Tubo 7:
MIVI = MFVF
0,005. 0,006 = MF. 0,01
0,00003 = MF. 0,01
MF = 0,00003 / 0,01
MF = 0,003mol/L
	Tabela 4: Concentração, tempo e temperatura da acetona, ácido clorídrico e do iodo.
	
Ensaio
	Concentração da Acetona (mol/L)
	Concentração do Ácido Clorídrico (mol/L)
	Concentração do Iodo (mol/L)
	
Tempo (s)
	
Temperatura (K)
	1
	0,8
	0,2
	0,001
	175
	298
	2
	1,6
	0,2
	0,001
	55
	2983
	2,4
	0,2
	0,001
	39
	298
	4
	0,8
	0,4
	0,001
	57
	298
	5
	0,8
	0,6
	0,001
	36
	298
	6
	0,8
	0,2
	0,002
	260
	298
	7
	0,8
	0,2
	0,003
	335
	298
	8
	0,8
	0,2
	0,001
	239
	288
	9
	0,8
	0,2
	0,001
	41
	308
	10
	0,8
	0,2
	0,001
	44
	318
Não se fez necessário calcular todas as concentrações, porque algumas se repetiam. Mas, a partir dessa fórmula V= teve-se que calcular a velocidade do consumo do Iodo em cada caso:
V= Velocidade instantânea da reação
[I2]0= Concentração inicial do I2
T= tempo necessário para o desaparecimento da cor amarela
Velocidade de consumo do Iodo:
Ensaio 1:
V1 = 0,001 / 175 = 5,71 x 10-6 mol. L-1. s-1
Ensaio 2:
V2 = 0,001 / 55 = 1,81 x 10-5 mol. L-1. s-1
Ensaio 3:
V3 = 0,001 / 39 = 2,56 x 10-5 mol. L-1. s-1
Ensaio 4:
V4 = 0,001 / 57 = 1,75 x 10-5 mol. L-1. s-1
Ensaio 5:
V5 = 0,001 / 36 = 2,77 x 10-5 mol. L-1. s-1
Ensaio 6:
V6 = 0,002 / 260 = 7,69 x 10-6 mol. L-1. s-1
Ensaio 7:
V7 = 0,003 / 335 = 8,96 x 10-6 mol. L-1. s-1
Ensaio 8:
V8 = 0,001 / 239 = 4,18 x 10-6 mol. L-1. s-1
Ensaio 9:
V9 = 0,001 / 41 = 4,18 x 10-5 mol. L-1. s-1
Ensaio 10:
V10 = 0,001 / 44 = 2,27 x 10-5 mol. L-1. s-1
Tabela 5: Mostrando as concentrações iniciais do Iodo, o tempo médio de cada ensaio e a velocidade de cada reação:
	Ensaio
	Concentração do Iodo (mol/L)
	Tempo (s)
	Velocidade da reação (mol. L-1.s-1)
	1
	0,001
	175
	5,71 x 10-6
	2
	0,001
	55
	1,81 x 10-5
	3
	0,001
	39
	2,56 x 10-5
	4
	0,001
	57
	1,75 x 10-5
	5
	0,001
	36
	2,77 x 10-5
	6
	0,002
	260
	7,69 x 10-6
	7
	0,003
	335
	8,96 x 10-6
	8
	0,001
	239
	4,18 x 10-6
	9
	0,001
	41
	2,43 x 10-5
	10
	0,001
	44
	2,27 x 10-5
Com os dados do experimento e os valores da tabela acima, foi possível calcular as ordens de reação de cada componente, para os valores a, b e c.
Para calcular a ordem de reação da acetona foram utilizados os ensaios 1, 2 e 3.
Ordem de reação da acetona:
Dividindo as leis de velocidade V1 e V2:
 5,71 x 10-6 = k.[0,8]a.[0,2]b => 0,5a = 0,31
 1,81 x 10-5 k.[1,6]a.[0,2]b
a x ln(0,5) = ln(0,31) a = 1,69
Dividindo as leis de velocidade V1 e V3:
5,71 x 10-6 = k.[0,8]a.[0,2]b => 0,33a = 0,22
2,56 x 10-5 k.[2,4]a.[0,2]b
a x ln(0,33) = ln(0,22) a = 1,37
Dividindo as leis de velocidade V2 e V3:
1,81 x 10-5 = k.[1,6]a.[0,2]b => 0,66a = 0,70
2,56 x 10-5 k.[2,4]a.[0,2]b
a x ln(0,66) = ln(0,70) a = 0,85
Ordem “a” da acetona:
a = 1,69 + 1,37 + 0,85 /3
a = 3,91 / 3
a = 1,3	
Para calcular a ordem de reação do ácido clorídrico foram utilizados os ensaios 1, 4 e 5.
Ordem de reação do ácido clorídrico:
Dividindo as leis da velocidade V1 e V4:
 5,71 x 10-6 = k.[0,8]a.[0,2]b => 0,5b = 0,32
 1,75 x 10-5 k.[0,8]a.[0,4]b
 b x ln(0,5) = ln(0,32) b = 1,63
Dividindo as leis da velocidade V1 e V5:
5,71 x 10-6 = k.[0,8]a.[0,2]b => 0,3b = 0,20
2,77 x 10-5 k.[0,8]a.[0,6]b
b x ln(0,3) = ln(0,20) b = 1,33
Dividindo as leis da velocidade V4 e V5:
1,75 x 10-5 = k.[0,8]a.[0,4]b => 0,6b = 0,63
 2,77 x 10-5 k.[0,8]a.[0,6]b
b x ln(0,6) = ln(0,63) b = 0,9
Ordem “b” do ácido clorídrico:
b = 1,63 + 1,33 + 0,9 / 3
b = 3,86 / 3
b = 1,28
Para calcular a ordem de reação do iodo foram utilizados os ensaios 1, 6 e 7.
Ordem de reação do Iodo:
Dividindo as leis da velocidade V1 e V6:
5,71 x 10-6 = k.[0,8]a.[0,2]b.[0,001]c => 0,5c = 0,74 
7,69 x 10-6 k.[0,8]a.[0,2]b.[0,002]c
c x ln(0,5) = ln(0,74) c = 0,43
Dividindo as leis da velocidade V1 e V7:
5,71 x 10-6 = k.[0,8]a.[0,2]b.[0,001]c => 0,3c = 0,63 
8,96 x 10-6 k.[0,8]a.[0,2]b.[0,003]c
c x ln(0,3) = ln(0,63) c = 0,38
Dividindo as leis da velocidade V6 e V7:
7,69 x 10-6 = k.[0,8]a.[0,2]b.[0,002]c => 0,6c = 0,85 
8,96 x 10-6 k.[0,8]a.[0,2]b.[0,003]c
c x ln(0,6) = ln(0,85) c = 0,31
Ordem “c” do Iodo:
c = 0,43 + 0,38 + 0,31 / 3
c = 1,12 / 3
c = 0,37
Ordem total da reação:
O.T. = a + b + c
O.T. = 	1,3 + 1,28 + 0,37
O.T. = 2,95
Reação: V = k.[acetona]1,3.[H+]1,28.[I2]0
Agora que foi encontrado as ordens de reação, é possível determinar os valores da constante k de cada um dos ensaios:
Calculo da constante de reação:
Ensaio 1:
V1 = K1 acetona]1,3.[H+]1,28.[I2]0,37
5,71 x 10-6 = k1 [0,8]1,3. [0,2]1,28. [0,001]0
5,71 x 10-6 = k1 [0,74]. [0,12] . 1
5,71 x 10-6 = k1 0,0888
K1 = 5,71 x 10-6 / 0,0888
K1 = 6,43 x 10-5 L. mol-1. s-1
Ensaio 2:
V2 = k2 [1,6]1,3. [0,2]1,28. 1
1,81 x 10-5 = k2 [1,84]. [0,12]
1,81 x 10-5 = k2 0,2208
K2 = 1,81 x 10-5 / 0,2208
K2 = 8,19 x 10-5 L. mol-1. s-1
Ensaio 3:
V3 = k3 [2,4]1,3. [0,2]1,28. 1
2,56 x 10-5 = k3 [3,12]. [0,12]
2,56 x 10-5 = k3 0,3744
K3 = 2,56 x 10-5 / 0,3744
K3 = 6,83 x 10-5 L. mol-1. s-1 
Ensaio 4:
V4 = k4 [0,8]1,3. [0,4]1,28. 1
1,75 x 10-5 = k4 [0,74]. [0,30]
1,75 x 10-5 = k4 0,
K4 = 1,75 x 10-5 / 0,222
K4 = 7,88 x 10-5 L. mol-1. s-1
Ensaio 5:
V5 = k5 [0,8]1,3. [0,6]1,28. 1
2,77 x 10-5 = k5 [0,74]. [0,52]
2,77 x 10-5 = k5 0,3848
K5 = 2,77 x 10-5 / 0,3848
K5 = 7,19 x 10-5 L. mol-1. s-1 
Ensaio 6:
V6 = k6 [0,8]1,3. [0,2]1,28. 1
7,69 x 10-6 = k6 [0,74]. [0,12]
7,69 x 10-6 = k6 0,0888
K6 = 7,69 x 10-6 / 0,0888
K6 = 8,65 x 10-5 L. mol-1. s-1
Ensaio 7:
V7 = k7 [0,8]1,3. [0,2]1,28. 1
8,96 x 10-6 = k7 [0,74]. [0,12]
8,96 x 10-6 = k7 0,0888
K7 = 8,96 x 10-6 / 0,0888
K7 = 1,009 x 10-4 L. mol-1. s-1
	
Ensaio 8:
V8 = k8 [0,8]1,3. [0,2]1,28. 1
4,18 x 10-6 = k8 0,0888
K8 = 4,18 x 10-6 / 0,0888
K8 = 4,7 x 10-5 L. mol-1. s-1
Ensaio 9:
V9 = k9 [0,8]1,3. [0,2]1,28. 1
2,43 x 10-5 = k9 0,0888
K9 = 2,43 x 10-5 / 0,0888
K9 = 2,73 x 10-4 L. mol-1. s-1
Ensaio 10:
V10 = k10 [0,8]1,3. [0,2]1,28. 1
2,27 x 10-5 = k10 0,0888
K10 = 2,27 x 10-5 / 0,0888
K10 = 2,55 x 10-4 L. mol-1. s-1
Para calcular a constante média da reação foram utilizados os ensaios 1, 2 e 3:
K = 6,43 x 10-5 + 8,19 x 10-5 + 6,83 x 10-5 / 3
K = 2,145 x 10-4 / 3
K = 7,15 x 10-5 L. mol-1. s-1
Tabela 6: Valores da temperatura e constante.
	Ensaio
	Temperatura (K)
	1/T (K-1)
	k (L. mol-1.s-1)
	ln (K)
	1
	298
	3,35 x 10-3
	6,43 x 10-5
	-9,65
	2
	298
	3,35 x 10-3
	8,19 x 10-5
	-9,41
	3
	298
	3,35 x 10-3
	6,83 x 10-5
	-9,59
	4
	298
	3,35 x 10-3
	7,88 x 10-5
	-9,44
	5
	298
	3,35 x 10-3
	7,19 x 10-5
	-9,54
	6
	298
	3,35 x 10-3
	8,65 x 10-5
	-9,35
	7
	298
	3,35 x 10-3
	1,009 x 10-4
	-9,20
	8
	288
	3,47 x 10-3
	4,7 x 10-5
	-9,96
	9
	308
	3,24 x 10-3
	2,73 x 10-4
	-8,20
	10
	318
	3,14 x 10-3
	2,55 x 10-4
	-8,27
Conclusão
Nesta prática foi possível perceber que existem fatores que podem acelerar a velocidade de uma reação como: catalisadores, temperatura... Aumentando a temperatura do sistema a velocidade também aumentava, pode-se determinar a velocidade da reação a partir da concentração do iodo em relação ao tempo, observando que a quantidade de iodo na reação dera menor, sendo assim o reagente ficava limitado ao procedimento experimental. Visto que sua coloração amarela facilitou a realização do experimento sendo relevante para vê o tempo que levava pra mudar de coloração. O iodo não influenciava a velocidade da reação porque não participava da etapa lenta e sua ordem é zero.
Referências Bibliográficas:
B. M. Mahan e R. J. Myers - Química - Um Curso Universitário.
 J. B. Russel - Química Geral.
Disponível em: http://www.iq.ufrgs.br/ead/fisicoquimica/cineticaquimica/cinetica_quimica_introducao.html (Acesso em 20 de julho de 2014).
Disponível em: http://ce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade09.pdf (Acesso em 20 de julho de 2014).
Anexo I
Questões
O que é ordem de uma reação?
 Considera-se ordem de uma reação a potência à qual umadas concentrações da espécie está elevada na equação da velocidade. Sendo sua ordem total a soma das ordens de todas as espécies.
O que é constante de reação?
É uma constante de proporcionalidade que está relacionada com a velocidade e concentração. Seu valor é constante a uma temperatura e quanto maior a temperatura maior será a constante.
Considere a seguinte reação: 2A + B 2C Sabe-se que quando dobra a concentração dos reagentes a velocidade aumenta oito vezes e quando dobra a concentração apenas de B a velocidade duplica. Qual é a ordem com relação a cada reagente e total?
 V = k [A]2 [B]1
 Ordem para A = 2
Ordem para B = 1
Ordem global = 3