Relatório Cinética 3

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS 
 
 
 
ALICE GUERRA MACIEIRA MACÊDO (201512528) 
ANDREZA BISPO DOS SANTOS (201512528) 
JUCICLÉSIO OLIVEIRA SILVA (201611128) 
LAIS BRAZ SILVA (201511412) 
STÉFANY SARAIVA VIANA (201610833) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA – INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO E TEMPERATURA 
NA VELOCIDADE DE REAÇÃO. 
 
 
 
 
 
 
Trabalho apresentado a Universidade 
Estadual de Santa Cruz sob a orientação 
do docente Fernando C. Rangel, da 
disciplina de Físico-Química II (P04) do 
curso de Engenharia Química. 
 
 
 
 
 
ILHÉUS-BAHIA 
OUTUBRO DE 2017 
Sumário 
 
1. RESULTADOS E DISCUSSÃO ........................................................................................ 3 
 2. CONCLUSÃO .......................................................................................................................... 4 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................ 5 
APÊNDICE ............................................................................................................................... 6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
 Os dados dispostos na Tabela 1 são referentes aos dados necessários para 
verificação da influência da concentração na taxa de reação do ácido sulfúrico 
(mantendo-se constante a concentração de 0,3 mol/L em todos os tubos) com 
tiossulfato de sódio. Os valores de volumes foram aferidos em buretas que possuem 
uma incerteza 2 × 10−2 𝑚𝐿 [1]. 
 
Tabela 1. Dados de concentração, tempo e velocidade. 
N° do tubo de 
ensaio 
Volume(mL) [Na2S2O3] 
(mol/L) 
Tempo de 
reação (s) 
Velocidade 
média (𝑚𝑜𝑙𝐿−1𝑠−1) Na2S2O3 H2O HCl 
1 25,00 0,00 5,00 0,15 17,19 0,00520 
2 20,00 5,00 5,00 0,12 20,93 0,00454 
3 15,00 10,00 5,00 0,09 29,44 0,00334 
4 10,00 15,00 5,00 0,06 43,10 0,00204 
5 5,00 20,00 5,00 0,03 60,00 0,00111 
 
A equação que descreve a reação é dada por: 
𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎2𝑆2𝑂3(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑆(𝑠) 
O método adotado para acompanhar as mudanças de concentrações depende 
das espécies químicas envolvidas e da rapidez das alterações [2]. No caso presente 
foi perceptível a partir da mudança de cor da solução. 
A primeira etapa na análise da cinética das reações é a do estabelecimento da 
estequiometria da reação e a identificação de reações secundárias. Os dados 
básicos da cinética química são as concentrações dos reagentes e dos produtos em 
tempos diferentes a partir do início da reação [2]. A partir dos valores da Tabela 1 
plota-se um gráfico de concentração em relação ao tempo para uma análise 
comportamental dos processos. 
Figura 1. Concentração de 𝑁𝑎2𝑆2𝑂3(𝑎𝑞) versus tempo. 
 
y = 0,268e-0,036x
0,00
0,05
0,10
0,15
0,20
0,00 10,00 20,00 30,00 40,00 50,00 60,00 70,00
[ 
] 
( 
m
o
l/
L
)
Tempo (s)
[ ] x tempo
Nota-se no gráfico que à medida que se diminui a concentração do tiossulfato de sódio 
o tempo da reação aumenta. Assim, pode-se analisar a situação inversa na qual o 
aumento da concentração dos reagentes promove o aumento do número de colisões 
entre as moléculas, isso faz com que a probabilidade de ocorrência de colisões 
efetivas
1 para a formação do complexo ativado seja maior. 
 Sabe-se que velocidade de uma reação é dada pela Eq. (2) então a partir 
da equação encontrada na figura 1 pode se encontrar os valores de velocidade para 
cada reação, como está representada na tabela 1. E nota-se que a taxa de reação é 
diretamente proporcional à sua concentração e inversamente proporcional ao tempo 
de reação. 
 A partir da Eq. (3) genérica, pode-se construir a lei de velocidade da reação 
de ácido sulfúrico com tiossulfato de sódio. Sendo ela expressa como: 
 𝑣 = 𝑘[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3]
𝛼[𝐻2𝑆𝑂4]
𝛽 (4) 
 O coeficiente 𝑘 é a constante de velocidade da reação e a potência a que 
está elevada a concentração de uma espécie (produto ou reagente) na expressão da 
lei de velocidade é a ordem da reação em relação àquela espécie química [2]. 
 A concentração do 𝐻2𝑆𝑂4 foi considera constante durante todo avanço da 
reação, logo pode-se manipular a Eq. (4): 
𝑘′ = 𝑘[𝐻2𝑆𝑂4]
𝛽 
 𝑣 = 𝑘′[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3]
𝛼 (5) 
 
1 Colisões efetivas são colisões entre moléculas com sentido e orientação corretas [3]. 
A figura abaixo demonstra esse fenômeno: 
 
Aplicando logaritmo natural na Eq. (5), a equação será linear e, portanto, o 
coeficiente angular será a ordem da reação procurada em relação ao tiossulfato de 
sódio. 
 ln 𝑣 = ln 𝑘′ + 𝛼 𝑙𝑛[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] (6) 
 Desta forma, lineariza-se a equação, neste caso a equação a ser encontrada é 
justamente a Eq. (6). Como segue na figura 2. 
Figura 2. Ln da velocidade versus Ln [ ]. 
 
Sendo o coeficiente angular correspondente a 0,9918, que é algo próximo a 1, 
logo conclui que a ordem de reação do tiossulfato de sódio é igual a 1. 
Faz-se processo análogo para encontrar as velocidades de reação do HCl e o 
ordem do mesmo. Logo tem-se a tabela 2. 
Tabela 2. Dados de concentração, tempo e velocidade. 
N° do tubo de ensaio 
[Na2S2O3] 
(mol/L) 
[HCl] (mol/L) 
Tempo de 
reação (s) 
Velocidade média 
(𝑚𝑜𝑙𝐿−1𝑠−1) 
1 0,15 3,00 16,44 0,7334 
2 0,15 1,80 18,75 0,4203 
3 0,15 0,60 23,16 0,1452 
 
A partir dos valores da Tabela 1 plota-se um gráfico de concentração em relação ao 
tempo para uma análise comportamental dos processos. 
 
 
 
 
 
 
y = 0,9918x - 3,3416
-8,0000
-7,0000
-6,0000
-5,0000
-4,0000
-3,0000
-2,0000
-1,0000
0,0000
-4 -3 -2 -1 0
L
n
 V
e
lo
c
id
a
d
e
 
Ln [Tiossulvato]
Ln Velocidade x Ln [Tiossulvato]
Figura 3. Concentração de HCl(𝑎𝑞) versus tempo. 
 
A partir da equação encontrada na figura 3 pode se encontrar os valores de 
velocidade para cada reação, como está representada na tabela 2. 
Lineariza-se a equação, neste caso a equação a ser encontrada é justamente 
a Eq. (6). Como segue na figura 4. 
Figura 2. Ln da velocidade versus Ln [ ]. 
 
Sendo o coeficiente angular correspondente a 1,0001, logo conclui que a ordem 
de reação do tiossulfato de sódio é igual a 1. 
 
 
 
 
 
 
 
y = 159,96e-0,241x
0,00
0,50
1,00
1,50
2,00
2,50
3,00
3,50
0,00 5,00 10,00 15,00 20,00 25,00
[ 
] 
( 
m
o
l/
L)
Tempo (s)
[ ] x tempo
y = 1,0001x - 1,4274-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
-1 -0,5 0 0,5 1 1,5
L
n
 V
e
lo
c
id
a
d
e
 
Ln [HCl]
Ln Velocidade x Ln [HCl]
 
 
2. CONCLUSÃO 
 A velocidade de uma reação química pode depender de variáveis como 
pressão, concentração, temperatura, presença de catalisadores e é possível em 
muitos casos aperfeiçoa-la pela escolha apropriada das condições. A investigação das 
velocidades das reações também leva ao estudo dos mecanismos de reação e a 
expressão deste mecanismo por uma sequência de etapas elementares [2]. 
 Neste experimento foi possível analisar uma variável de extrema importância 
na cinética química que é a concentração dos reagentes. Analisando os resultados 
obtidos nesta prática chega-se à conclusão de que a teórica da cinética de reações é 
aplicável, visto que o procedimento seguiu a tendênciateórica. 
 Listam-se fatores que interferiram no resultado experimental: O índice de 
pureza dos reagentes não foi informado, visto que a concentração dos reagentes é 
diretamente proporcional à velocidade de uma reação, pois interfere diretamente nos 
resultados obtidos; aproximações do Excel, uma vez que o tratamento de dados foi 
realizado por software e não se sabe acerca da precisão; falta de precisão ao aferir o 
tempo no cronometro e a incerteza do mesmo não foi associada aos cálculos. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
[1] Brand. Guia básico – como trabalhar com instrumentos volumétricos. 
Wertheim · Germany. E-Mail: info@brand.de · Internet: www.brand.de. 
[2] ATKINS, P.W.Físico – Química 3, Volume 1, 7ª edição,LTC,2004. 
[3] FOGACA, Jennifer Rocha Vargas.Temperatura e Velocidade das Reações. 
Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/temperatura-
velocidade-das-reacoes.htm>. Acesso em 12 de novembro de 2017. 
 
 
 
 
 
 APÊNDICE 
 
Concentração de soluções diluídas 
𝐶𝑖𝑉𝑖 = 𝐶𝑓𝑉𝑓 (1) 
Velocidade de reação 
𝑣 = − 
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
 (2) 
𝑣 = 𝑘[𝐴]𝛼[𝐵]𝛽 … (3)