Cinética Química – Reação relógio iodeto/iodo

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UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cinética Química – Reação relógio iodeto/iodo 
 
 
 
 
 
Disciplina: QFL1444 – Físico-Química Experimental 
Docentes: Rômulo A. Ando 
Marcia L. A. Temperini 
 
Grupo 15: 
Rafael Araújo Silva, 8799396 
Thaina Gomes Cury Batista, 9379207 
 
 
 
 
 
 
 
São Paulo, 21 de setembro de 2017 
OBJETIVOS 
 
O experimento realizado tem por objetivo encontrar uma lei de velocidade 
teórica para a reação de iodeto sendo oxidado a iodo, experimento clássico para 
uma determinação realizada com instrumentos simples, como um cronômetro e 
um operador que deve determinar um parametro de coloração para as medições. 
Além da lei de velocidade, a energia de ativação para que a reação aconteça 
também deverá ser determinada no experimento a seguir descrito. 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
A cinética química é um conceito extremamente importante para o 
entendimento do funcionamento das reações, assunto de interesse dentro do 
estudo de físico-quimica. A cinética química é responsável por descrever o 
comportamento de reações de acordo com a velocidade em que as mesmas 
ocorrem, se utilizando de parâmetros pré definidos para a realização das 
medições e avaliações dos objetos de interesse, permitindo compreender, em 
níveis micro e macroscópicos, a evolução da reação. 
A velocidade de uma reação pode ser determinada pelo consumo de 
reagentes em função do tempo, ou pela formação de produtos, também em 
função do tempo, ambas sendo medidas pela concentração dos compostos, de 
acordo com as fórmulas a seguir (considerando-se uma equação genérica): 
 
aA + bB ⇋ cC + dD 
 
𝑣 = −
1
𝑎
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
= −
1
𝑏
𝑑[𝐵]
𝑑𝑡
= 
1
𝑐
𝑑[𝐶]
𝑑𝑡
=
1
𝑑
𝑑[𝐷]
𝑑𝑡
 (1) 
 
A velocidade, no entanto, pode variar com alguns fatores, como a 
temperatura em que a reação ocorre, a concentração dos reagentes, o uso de 
catalisadores, e o estado físico dos compostos. Neste experimento apenas os 
três primeiros serão avaliados em relação aos efeitos sobre a velocidade, que 
tem valores medidos geralmente em mol/Ls quando se trata de soluções 
aquosas. 
Apesar de parecer simples, a velocidade de uma reação é regida por uma 
lei própria, que consegue determinar o mecanismo do procedimento, com suas 
etapas e ordens. Segue uma lei genérica de velocidade: 
 
V = k [A]x[B]y (2) 
 
Como pode ser observado, a velocidade depende das concentrações dos 
reagentes, com os expoentes sendo as respectivas ordens de cada um. A ordem 
global da reação é a soma de x e y, e ambos são medidos experimentalmente. 
O termo k é conhecido por constante de velocidade. 
Existem alguns métodos capazes de levar à determinação da lei de 
velocidade de cada reação, como método das velocidades iniciais, e o da 
variação de concentração com o tempo de reação, que é a técnica utilizada no 
experimento em questão. Neste experimento é utilizada a reação de Landolt, 
mais conhecida por “relógio de iodo”, onde duas soluções incolores ao serem 
misturadas ganham cor somente após um certo tempo, fato esse que possibilita 
a contagem do tempo mais facilmente, devido a suas características cinéticas, 
indo de um estado incolor para um azul forte em certo período de tempo possível 
de ser cronometrado por um operador. 
Na maioria dos métodos utilizados é importante levar em consideração a 
temperatura em que ocorre a reação, uma vez que ela é parte fundamental, tanto 
na energia de ativação do processo, quanto em outros fatores microscópicos, 
como o fornecimento de energia necessária para que ocorram choques efetivos 
(fator orientação). 
A energia de ativação pode ser obtida com os dados desse processo 
também, o que fornece mais informações essenciais sobre as reações de 
estudo. A energia de ativação é, em geral, a energia mínima necessária para 
que uma reação possa ocorrer. Ela pode ser determinada experimentalmente 
nesse caso pela variação de temperatura da reação. 
 
 
 
RESULTADOS E DISICUSSÃO 
 
Para realizar o experimento do relógio de iodo/iodeto (equação 3 e 4), 
foram preparadas soluções com diferentes concentrações e as reações foram 
executadas em três distintas temperaturas, para obtenção das constantes de 
velocidade a 61, a 51 e a 42,5 °C. 
 
3I-(aq) + H2O2(aq) + 2H+(aq) → I3-(aq) + 2H2O(l) (3) 
2S2O32-(aq) + I3-(aq) → 3I-(aq) + S4O62-(aq) (4) 
 
As soluções foram preparadas de acordo com a tabela 1. 
 
Tabela 1 – Volume inicial dos reagentes 
S H2O (mL) KI 0,05 M (mL) Na2S2O3 0,05 M (mL) Amido (mL) Tampão (mL) Ac/Ba (mL) H2O2 0,8 M (mL) 
1 125,0 25,0 5,0 5,0 30,0 0 10,0 
2 100,0 50,0 5,0 5,0 30,0 0 10,0 
3 115,0 25,0 5,0 5,0 30,0 0 20,0 
4 100,0 25,0 5,0 5,0 30,0 25 HAc 10,0 
5 100,0 25,0 5,0 5,0 30,0 25 HCl 10,0 
6 100,0 25,0 5,0 5,0 30,0 25 NaOH 10,0 
 
Os ensaios foram realizados pelas duas duplas nas 3 temperaturas e os 
resultados obtidos estão expressos na tabela 2. 
 
Tabela 2 – Resultados experimentais dos ensaios realizados pelos alunos 
Soluções 
 
pH t (s) pH t (s) pH t (s) 
61 °C 51 °C 42,5°C 
1 4,82 26,00 4,97 50,75 4,85 116,50 
2 4,91 13,34 4,98 26,51 5,02 36,69 
3 4,89 10,77 4,98 26,44 5,03 36,84 
4 4,33 29,24 4,70 51,03 4,65 115,50 
5 1,95 21,88 2,17 38,09 2,33 55,85 
6 13,78 - 12,67 - 12,64 - 
 
Primeiro, para poder seguir com a determinação da determinação da 
constante de velocidade, é preciso primeiro determinar a concentração das 
espécies na solução de volume final de 200 mL. A concentração das espécies 
pode ser determinada a partir da equação 5. 
 
𝐶𝑓 = 
𝐶𝑖𝑉𝑖
𝑉𝑓
 (5) 
 
Onde a Cf é a concentração final, Vi o volume coletado na solução de 
interesse de concentração Ci e Vf é o volume final das soluções, todas de 200 
mL. 
Sabendo que foi realizado a medida do pH de cada solução, pode-se 
determinar a concentração dos íons H+ das soluções utilizando a equação 6. 
 
[𝐻+] = 10−𝑝𝐻 (6) 
 
As concentrações de cada uma das espécies envolvidas na reação estão 
demonstradas na tabela 3. 
 
Tabela 3 – pH e concentração final dos componentes nas soluções a 61 
°C 
S pH [I-] (mol/L) [H2O2] (mol/L) [H+] (mol/L) [S2O32-] (mol/L) 
1 4,82 0,00625 0,04 1,51E-05 0,00125 
2 4,91 0,0125 0,04 1,23E-05 0,00125 
3 4,89 0,00625 0,08 1,29E-05 0,00125 
4 4,33 0,00625 0,04 4,68E-05 0,00125 
5 1,95 0,00625 0,04 1,12E-02 0,00125 
6 13,78 0,00625 0,04 1,66E-14 0,00125 
 
Observa-se que a concentração de amido não aparece na tabela. Isso 
porque este componente não é importante, matematicamente, para a 
determinação da velocidade da reação tampouco para a determinação da 
constante de velocidade. A reação redox do iodeto com o peróxido em meio 
ácido gera íons I3- que não são possíveis de serem determinados a olho nu. Com 
a adição de amido, o íon tri-iodeto se complexa com o amido dando origem a 
uma substância de coloração forte que pode ser facilmente detectado pelo olho 
humano indicando o fim da reação. 
Uma vez que a velocidade de uma reação é definida como a taxa de 
formação dos produtos ou de consumo dos reagentes, isto é, a variação da 
concentração desses componentes numa variação de tempo. Sendo assim, se 
tem, na equação 7, obtida através da equação 1, a velocidade da reação do 
relógio de iodo/iodeto. 
 
𝑉 = −
1
3
 
𝑑[𝐼−]
𝑑𝑡
= −
𝑑[𝐻2𝑂2]
𝑑𝑡
= −
1
2
 
𝑑[𝐻+]
𝑑𝑡
 (7) 
 
Para a determinar a velocidade, entretanto, não se pode utilizar as 
concentrações dos reagentes, uma vez que se utilizou concentrações variadas 
de iodeto,peróxido de hidrogênio e de cátions H. Porém, na segunda reação, 
tem-se um reagente cuja a mesma concentração foi utilizada em todos os 
ensaios, o tiossulfato. Sabendo, pela equação 3 e 4, que a estequiometria da 
reação é 1 I- : 2 S2O32-, pode-se substituir a essa relação na equação da 
velocidade, se obtendo a equação 8. 
 
𝑣 =
1
2
[𝑆2𝑂3 
2−]
𝑡
 (8) 
 
 Onde t é o tempo de cada reação. 
 A tabela 4 apresenta os valores das velocidades de reação para as 
soluções cujas reações foram feitas a 61 °C. 
 
Tabela 4 – Tempo e velocidade das reações a 61°C 
S t (s) v (mol/L.s) 
1 26,00 2,40E-05 
2 13,34 4,69E-05 
3 10,77 5,80E-05 
4 29,24 2,14E-05 
5 21,88 2,86E-05 
6 - - 
 
 Para encontrar a ordem da reação de todos os reagentes, é preciso avaliar 
através da lei da velocidade (equação 9), duas diferentes reações onde todos os 
componentes da reação sejam exatamente os mesmos, com exceção do 
reagente em questão. 
 
𝑣 = 𝑘 [𝐼−]𝑥[𝐻2𝑂2]
𝑦[𝐻+]𝑧 (9) 
 
Como se pode observar na tabela 1, nas soluções 1 e 2, permaneceram 
semelhantes todos os parâmetros com exceção da concentração de KI. Desta 
forma, faz-se duas equações de velocidade uma pra cada solução e, dividindo 
uma pela outra, se obtém uma nova equação em função apenas da ordem da 
reação, das concentrações e das velocidades. Para o iodeto, tem-se 
 
𝑣1
𝑣2
= 
𝑘 [𝐼−]′𝑥[𝐻2𝑂2]
𝑦[𝐻+]𝑧 
𝑘 [𝐼−]′′𝑥[𝐻2𝑂2]𝑦[𝐻+]𝑧 
 
 
 Aplicando, cancelando os valores iguais no numerador e no numerados, 
obtém-se uma relação que, se aplicar as propriedades logarítmicas, pode-se 
isolar o x, simplificando a equação. 
 
log
𝑣1
𝑣2
= 𝑥 log
[𝐼−]′
[𝐼−]′′
 
𝑥 = 
log
𝑣1
𝑣2
log
[𝐼−]′
[𝐼−]′′
 (10) 
 
Estabelecendo as mesmas relações, utilizando as soluções 1 e 3 e 1 e 5, 
pode-se obter os valores de y e z, respectivamente. Os valores determinados 
das ordens de reação para x, y e z utilizando a equação 9 são, respectivamente, 
0,963, 1,271 e 0,026. Aproximando os valores para um valor inteiro mais 
próximo, pode-se dizer que a reação é de ordem 1 para o iodeto e para o 
peróxido e de ordem 0 para os íons H+. 
Sabendo agora o valor das ordens de reação, pode-se, utilizando a lei das 
velocidades (equação 9), determinar uma relação (equação 11) para determinar 
a constante de velocidade da reação para todos os ensaios realizados. 
 
𝑘 =
𝑣
[𝐼−]𝑥[𝐻2𝑂2]𝑦
 (11) 
 
 
 
 
 
Os valores foram demonstrados na tabela 5. 
 
Tabela 5 – Valores de k para todos os ensaios e a média 
S k (L/mol.s) 
1 0,096 
2 0,094 
3 0,116 
4 0,085 
5 0,114 
ẋ 0,101 
 
Os valores foram calculados para a temperatura de 61°C. Para obter os 
valores de k para as temperaturas de 51 e 42,5°C é preciso calcular as 
velocidades de reações utilizando os valores demonstrados na tabela 2. A tabela 
6 expressa os valores das velocidades de reação e dos k para todos os ensaios 
e a tabela 7 relaciona os valores médios de k obtidos para cada temperatura. 
 
Tabela 6 – Valores das velocidades de reação e do k de todos os 
ensaios. 
S 
t (s) v (mol/L.s) k (L/mol.s) t (s) v (mol/L.s) k (L/mol.s) 
51 °C 42,5 °C 
1 50,75 1,23E-05 0,049 116,50 5,36E-06 0,021 
2 26,51 2,36E-05 0,047 36,69 1,70E-05 0,034 
3 26,44 2,36E-05 0,047 36,84 1,70E-05 0,034 
4 51,03 1,22E-05 0,049 115,50 5,41E-06 0,022 
5 38,09 1,64E-05 0,066 55,85 1,12E-05 0,045 
 
Tabela 7 – Valores de k médio em função da temperatura 
T (°C) k (L/mol.s) 
61 0,101 
51 0,052 
42,5 0,031 
 
Sabe-se que o k se relaciona com a temperatura através da equação de 
Arrhenius (equação 12). 
 
𝑘 = 𝐴 𝑒−
𝐸𝑎
𝑅𝑇 (12) 
 
Pode-se aplicar as propriedades de logaritmo natural obtendo a equação 
13. 
 
ln 𝑘 = ln 𝐴 −
𝐸𝑎
𝑅
1
𝑇
 (13) 
 
Tendo os valores de T e k, demonstrados na tabela 7, pode-se criar um 
gráfico (figura 1) de ln k em função de 1/T obtendo, assim, a energia de ativação 
(Ea) bem como o fator pré-exponencial de Arrhenius (A) para as reações 
estudadas. 
 
 
Figura 1 – Curva de ln k em função de 1/T para determinação da energia 
de ativação e do fator pré-exponencial. 
 
 Sabendo que o coeficiente angular da reta é igual a -Ea/R e que esse 
valor é de -6714,1, pode-se encontrar o valor da energia de ativação da reação 
através da equação 13. 
 
𝐸𝑎 = 8,314
𝐽
𝐾𝑚𝑜𝑙
. 6714.1 𝐾𝑚𝑜𝑙 = 55,82 𝑘𝐽 (13) 
 
 Agora, para calcular o fator pré-exponencial, basta que se aplique as 
propriedades de logaritmo natural, como explicitado na equação 13. 
 
y = -6714,1x + 17,794
R² = 0,9974
-4
-3,5
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
0,00295 0,00300 0,00305 0,00310 0,00315 0,00320
ln
 k
1/T (1/K)
Curva de ln k em função de 1/T
𝐴 = 𝑒17,794 = 5,34107 𝑠−1 (14) 
 
 O fator pré-exponencial obtido na equação 14 representa a frequência de 
colisões na orientação correta. Juntamente com a componente exponencial, que 
representa o parâmetro energético da reação, fornece o valor de k, que é uma 
medida das colisões efetivas, segundo a teoria das colisões. 
 Durante o desenvolvimento do procedimento, pode-se observar que todas 
as reações realizadas em meio altamente básico (ensaios de número 6 nas 
tabelas1, 2, 3 e 4) não se teve resposta de tempo de reação. Pode-se gerar 
confusão uma vez que foi determinado que a velocidade da reação independe 
da concentração de íons H+, já que a ordem para este reagente é igual a 0, 
entretanto a concentração destes íons nas soluções de pH altamente elevado é 
tão baixa que a reação não prossegue. Sabe-se que a etapa determinante da 
velocidade é aquela em que o peróxido colide com o iodeto formando o íon tri-
iodeto e que a etapa com o íon H+ não determina a velocidade da reação, 
portanto, ocorre antes ou depois da colisão do peróxido. Desta maneira, adição 
do NaOH ilustra que a etapa com o H+ ocorre antes da etapa determinante da 
velocidade. 
 
Tabela 8 - Dados de velocidades de reação com 5 segundos a menos que o 
valor medido. 
t(s) V (mol/L.s) k (L/mol.s) 
111,5 5,60.10-6 0,022 
31,69 1,97.10-5 0,039 
31,84 1,97.10-5 0,039 
110,5 5,65.10-6 0,022 
51,85 1,20.10-5 0,048 
 
Observando-se a tabela com uma variação em 5 a menos em relação ao tempo 
de medição real do experimento, é possível notar uma diferença nos valores tanto da 
velocidade, quanto da constante que rege a lei da reação. Em ambos os casos, com 
uma variação para baixo do valor medido, os resultados obtidos têm seu valor 
aumentado, quando comparados aos valores reais registrados na Tabela 6, mostrando 
uma relação inversamente proporcional das grandezas. Fato esse pode ser comprovado 
quando se faz o mesmo exercício acrescendo 5 segundos em relação aos valores 
registrados, onde os números de velocidade e constante têm seu valor diminuído. 
 
CONCLUSÃO 
 
Com a realização desse experimento e com os dados obtidos, é possível 
perceber que não se faz necessário o uso de aparelhos sofisticados de análise 
instrumental para a determinação da lei de velocidade de uma reação química 
relativamente simples. O experimento mostra como uma mudança básica de 
coloração de uma solução pode ser usada como indicativo para a coleta de 
informações valiosas para o estudo do funcionamento das reações químicas no 
laboratorio. Utilizando-se em conjunto um marcador de tempo de forma 
adequada, e seguindo parâmetros semelhantes para todas as soluções, esse 
método se mostra eficaz para que seja possível inferir não só a lei de velocidade 
das reações em estudo, mas também valores aproximados para a energia deativação, fator empírico fundamental dentro da constante de velocidade. No 
entanto, deve-se enfatizar o fato de serem encontrados valores aproximados 
com essa metodologia, uma vez que ela se mostra pouco precisa, já que 
depende da percepção do operador e seu tempo de reação, caracterizando 
possíveis erros sistemáticos no experimento. 
Um aprimoramento tangível seria a adaptação do experimento em relação 
à detecção, o que é o fator que pode gerar mais erros de reprodutibilidade por 
ser realizado por um olho humano, e com inúmeros pontos finais exequíveis. A 
utilização de um processo mais automatizado poderia trazer resultados mais 
precisos e exatos. Valendo-se do fato de que a reação em questão tem uma 
mudança brusca em sua coloração, indo do incolor para uma cor escura, seria 
possível usar um detector adequado para a leitura de absorbâncias, o que 
facilitaria o alcance de uma maior precisão nos resultados, já que um padrão 
exato indicaria a resposta desejada e programada pelo operador, de acordo com 
as características dos compostos formados.