269090228 EXPERIMENTO 3 CINETICA

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ÁREA 1 - FACULDADE DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA
Engenharia Ambiental
Engenharia da Computação
Engenharia Elétrica com ênfase em Telecomunicações e Informática
Engenharia Mecatrônica
Engenharia de Produção com ênfase em Gestão Empresarial
Manual de Laboratório – Química Aplicada à Engenharia
Professores: Ana Carla Dias, Douglas Gonçalves, Diógenes Gramacho, Elecy Costa, 
 Luana Sena, Maricleide Lima e Tatiana Oliveira.
3o Experimento – CINÉTICA
1- OBJETIVOS
 Verificar a velocidade de uma reação química através da observação da 
 variação do tempo e da concentração dos reagentes;
 Construir gráficos de t versus concentração (mols L-1) e 1/t versus 
 concentração para determinar a ordem de reação. 
2- INTRODUÇÃO
A cinética química estuda a velocidade das reações e os fatores que a
influenciam. Enquanto uma reação química se processa, as concentrações dos
reagentes diminuem e as concentrações dos produtos aumentam, uma vez que
os reagentes são consumidos e os produtos são formados.
A velocidade de uma reação química é a medida da rapidez com que uma
reação ocorre. Vários fatores como a temperatura, a concentração dos
reagentes e a presença de catalisadores, influem na velocidade das reações. 
A velocidade é uma função da concentração dos reagentes e depende da
concentração das várias espécies presentes na mistura reagente e pode ser
determinada através da quantidade de reagente que foi consumida ou através
da quantidade de produto que foi formada num dado intervalo de tempo (t). 
Considerando a reação genérica aA + bB  cC + dD, a velocidade média
de consumo dos reagentes (A e B) ou de formação dos produtos (C e D)
corresponde à variação da quantidade da espécie em um determinado intervalo
de tempo, de acordo com a Equação 1:
 Vm = |Q|/t Equação 1
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Tempo (min)
Tangente no ponto P onde t = 25 min
Ponto P
Concentração (m
ol L-1)
0
4
8
12
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10 20 30 40 50 60
A
B Ca
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Onde Vm é a velocidade média, |Q| o módulo da variação da quantidade da
espécie considerada (normalmente expressa em mol L-1) e t o intervalo de
tempo durante o qual ocorre a variação da quantidade.
A velocidade instantânea é a velocidade da reação num dado instante t.
Matematicamente dizemos que, quando um intervalo de tempo tende a zero, a
velocidade média tende a ser uma medida da velocidade instantânea. A
velocidade instantânea pode ser determinada graficamente através da tangente
no ponto, ou seja, através da derivada no ponto, como pode ser visto na Figura
1 abaixo:
Considerando ainda a reação genérica aA + bB  cC + dD à temperatura
constante, a velocidade instantânea pode ser calculada através da seguinte
equação matemática:
 v = k [A]m[B]n Equação 2
Onde v é a velocidade instantânea da reação, k é a constante de velocidade,
que depende da temperatura, [A] é a concentração do reagente A em mol L-1 e 
[B] é a concentração do reagente B em mol L-1. Os coeficientes m e n são
obtidos experimentalmente e são denominados ordem da reação em relação
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Figura 1: Tangente em um ponto P da curva para calcular a velocidade instantânea.
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aos reagentes A e B. A soma (m + n) é a ordem global da reação. Os
coeficientes m e n não são, necessariamente, os mesmos coeficientes
estequiométricos a e b da reação e podem assumir até diversos valores, até
mesmo o zero. 
3- PRINCÍPIO
Neste experimento será verificada a influência da concentração dos reagentes
na velocidade da reação de obtenção de enxofre coloidal S (s) através da
seguinte reação de estudo:
S2O32- (aq) + 2H+ (aq)  H2S2O3 (aq)
H2S2O3 (aq)  H2O (l) + SO2 (aq) + S (s)
Quando o enxofre coloidal S (s) é formado surge uma turvação na solução que
é utilizada como indicativo de tempo para a reação. O tempo entre o mistura
dos reagentes (tempo inicial) e o necessário para o aparecimento dos primeiros
traços de enxofre é dependente das concentrações dos reagentes e da
temperatura.
4- MATERIAIS E REAGENTES
Vidrarias e Diversos: Béqueres de 50 mL, piscetes contendo água destilada,
buretas de 25 mL, tubos de ensaio, cronômetros. 
Soluções: Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol L-1 e solução de
tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,1 mol L-1.
5- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
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1) Identifique 3 buretas e 3 béqueres para as soluções de H2SO4, Na2S2O3 e 
 também para a água destilada.
2) Após ambientar cada bureta com a respectiva solução, encha as 
 mesmas, tendo o cuidado de aferí-las, mantendo a região abaixo das 
 torneiras também cheias com cada solução .
3) Tome 3 tubos de ensaio limpos, numere-os de 1 a 3 e, utilizando as 
 respectivas buretas, coloque em cada tubo os volumes da solução 
 0,1 mol L-1 de Na2S2O3 e de água, conforme descrito na Tabela 1 abaixo:
Tabela 1: Volumes das soluções a serem adicionadas aos tubos de ensaio 1, 2
 e 3.
TUBOS VOLUMES (mL)Na2S2O3 H2O TOTAL
1 8,00 0,00 8,00
2 5,00 3,00 8,00
3 2,00 6,00 8,00
4) Utilizando a bureta contendo a solução de H2SO4 1,0 mol L-1, adicione a 
 outros três tubos numerados (4, 5 e 6) 6,00 mL da solução. Reserve.
5) Utilizando um cronômetro, que deverá ser acionado para marcar o tempo de
 reação assim que as soluções forem misturadas, adicione o conteúdo do 
 tubo 1 ao tubo 4 e agite rapidamente. Anote o tempo decorrido ao primeiro 
 sinal de turvação, que corresponde à formação do enxofre coloidal. Repita o
 procedimento adicionando os conteúdos dos tubos 2 ao 5 e do 3 ao 6. 
 Calcule também o valor de 1/t e registre os resultados na Tabela 2 abaixo:
 
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6) Calcule a concentração de Na2S2O3 nos tubos 4, 5 e 6 registrando os 
 resultados na Tabela 2 e, utilizando papel milimetrado, construa dois 
 gráficos: um de t (s) versus concentração de Na2S2O3 e outro de 
 1/t versus concentração de Na2S2O3. Através dos resultados obtidos, 
 consulte a literatura e determine a ordem da reação.
Tabela 2: Tempos de reação (t), valores de 1/t e concentrações de Na2S2O3 
 nos tubos.
TUBOS t (s) 1/t (s) [Na2S2O3]
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6 - TÓPICOS OBRIGATÓRIOS A SEREM DISCUTIDOS
1. Pesquise outros fatores que podem alterar a velocidade das reações. 
2. Escreva a equação de velocidade da reação proposta. 
3. Os coeficientes da equação de velocidade foram iguais aos dos 
coeficientes estequiométricos, considerando a reação balanceada? Por 
que? Justifique sua resposta.
7- BIBLIOGRAFIA CONSULTADA
1. MAIA, D. Práticas de Química para Engenharias. 1ª Edição. Campinas, SP,
Editora Átomo, 2008. 
2. GALHIANE, M. S. Cinética Química. Disponível em
<http://www2.fc.unesp.br/lvq/exp05.htm>. Acessado em 20 de junho de
2011.
Manual de Laboratório de Química Aplicada à Engenharia Profª Angela Costa 2013-1
	Professores: Ana Carla Dias, Douglas Gonçalves, Diógenes Gramacho, Elecy Costa, Luana Sena, Maricleide Lima e Tatiana Oliveira.
	Tabela 1: Volumes das soluções a serem adicionadas aos tubos de ensaio 1, 2 e 3.
	Tabela 2: Tempos de reação (t), valores de 1/t e concentrações de Na2S2O3 nos tubos.