Relatório Cinética Química

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1.0 Introdução 
A cinética química, também denominada de cinética das reações, é o estudo 
das velocidades e mecanismos das reações químicas. Para uma reação química 
geral tem-se 
 aA + bB cC + dD 
 Em muitas reações, a velocidade v no tempo t se encontra experimentalmente 
relacionada com as concentrações das espécies presentes no tempo t por meio 
da seguinte expressão 
 v = k [A]x [B]y ... [L]z 
na qual os expoentes x, y,..., z são chamados de ordens parciais, a soma das 
ordens parciais indica a ordem global e a constante k é a constante de 
velocidade. Essa expressão é conhecida como lei de velocidade de reação. Essa 
lei fornece informações sobre o mecanismo de uma reação e é observada 
experimentalmente [1]. Há fatores que alteram a velocidade de uma reação 
química como: concentração dos reagentes, temperatura, estado físico dos 
reagentes, presença de catalisador ou inibidor e luz. 
As constantes de velocidade dependem da temperatura, geralmente 
aumentando rapidamente com elevação de T. Arrhenius observou em 1889 que 
para muitas reações os dados de k(T) se encaixam na seguinte equação 
𝑘 = 𝐴𝑒−
𝐸𝑎
𝑅𝑇 ou ln 𝑘 = ln 𝐴 −
𝐸𝑎
𝑅𝑇
 
onde A é o fator pré-exponencial, Ea é a energia de ativação e R é a constante 
dos gases. A Ea é a energia cinética mínima que os reagentes devem ter para 
formar os produtos. O fator exponencial 𝑒−
𝐸𝑎
𝑅𝑇 pode ser interpretado como a fração 
de colisões que possuem energia cinética suficiente para levar a reação. O fator 
pré-exponencial A é uma medida da velocidade com que as colisões ocorrem, 
independente da energia. Portanto, o produto entre A e 𝑒−
𝐸𝑎
𝑅𝑇 dá a velocidade das 
colisões que são bem-sucedidas [2]. 
Contudo, nesse relatório será aplicado os conceitos de lei de velocidade 
e da equação de Arrhenius conforme dados coletados no experimento prático. 
 
4 
 
2.0 Objetivo 
Determinar a lei de velocidade, a ordem de reação, de que forma a 
concentração dos reagentes e a temperatura da mistura de reação afetam a 
velocidade. E por meio da equação de Arrhenius, encontrar a energia de 
ativação do experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3.0 Materiais e Reagentes 
• KI 0,05 M 
• Na2S2O3 0,05 M 
• Amido 
• Solução tampão pH 4,7 
• Ácido acético 0,3 M 
• H2O2 0,8 M 
• 4 Erlenmeyers de 250 mL 
• 1 Termômetro 
• Pisseta de água destilada 
• 1 Béquer de 25 mL (para captação do H2O2) 
• Celular para cronometrar e filmar a reação. 
• 1 Proveta de 50 mL 
• 1 Proveta de 100 mL 
• 1 Proveta de 25 mL 
• 1 Pipeta volumétrica de 50 mL 
• 2 Pipetas volumétricas de 25 mL 
• 2 Pipetas graduadas de 5 mL 
• 1 Pipeta volumétrica de 10 mL 
• 5 Béqueres de 50 mL 
• 5 peras de sucção 
• Phmetro (Medidor de pH Mps 210) 
• Agitador magnético/Chapa de aquecimento 
• Descarte para as soluções 
 
 
 
 
 
 
 
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4.0 Procedimentos 
Nesse experimento as soluções descritas na tabela 1 estavam preparadas e 
a temperatura trabalhada foi de 55°C. 
Preparou-se 4 erlenmeyers numerados de 1 a 4 e foi adicionado os 
reagentes presentes na tabela 1, exceto o peróxido de hidrogênio. Em seguida, 
mediu-se o pH das soluções de cada erlenmeyer e registrou na tabela de 
resultados (tabela 2). Após isso, o frasco foi levado, um por vez, para aquecer 
na chapa de aquecimento até a temperatura atingir 55°C. Em um béquer 
separado, foi medido a quantidade de H2O2 indicada para o primeiro ensaio e, 
de uma só vez, foi adicionado esta solução ao frasco correspondente, filmando 
e cronometrando imediatamente. Foi registrado o tempo necessário, em 
segundos, para a mudança de coloração. 
Tabela 1: Volumes iniciais dos reagentes 
Exp 
Volume 
de H2O 
(mL) 
Volume de 
KI 0,05 M 
(mL) 
Volume de 
Na2S2O3 0,05 
M (mL) 
Volume 
de 
amido 
(mL) 
Volume 
de 
tampão 
pH 4.7 
Volume 
ácido ou 
base (mL) 
Volume de 
H2O2 0,8 M 
adicionado 
ao béquer 
(mL) 
 
 
 
 
1 125 25,0 5,0 5,0 30,0 0,0 10,0 
2 100 50,0 5,0 5,0 30,0 0,0 10,0 
3 115 25,0 5,0 5,0 30,0 0,0 20,0 
4 100 50,0 5,0 5,0 30,0 25 HOAc 10,0 
 Fonte: acervo elaborado pelos autores 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5.0 Resultado e Discussão 
Para a determinação da lei de velocidade, a ordem da reação e a energia 
de ativação, foi utilizado o método da velocidade inicial que consiste em medir 
a velocidade inicial v0 para vários experimentos, variando a concentração inicial 
de um reagente de cada vez [1]. 
3I-(aq) + H2O2(aq) + 2H+ → I3- + 2H2O Reação 1 
𝑣 = −
1
3
𝛥[𝐼−]
𝛥𝑡
 Equação 1 
 Na solução que comportava os reagentes indicados na tabela 1, exceto o 
peróxido de hidrogênio (H2O2), apresentou um pH ácido; a solução precisa 
estar em meio ácido para que a reação ocorra. Por conseguinte, a mesma foi 
submetida a uma temperatura de 55°C e em seguida adicionou-se o peróxido 
de hidrogênio e foi cronometrado o tempo da reação como mostram as tabelas 
2, 3, 4 e 5 que possuem os dados coletados de acordo com as respectivas 
temperaturas que os experimentos foram sujeitas. 
𝑣 = 𝑘[𝐾𝐼]𝑥[𝐻2𝑂2]
𝑦[𝐻+]𝑧 Lei de velocidade da reação Equação 3 
As ordens de reação obtidas foram através da fórmula: 
𝑋 =
𝑙𝑜𝑔
𝑣1
𝑣2
𝑙𝑜𝑔
[𝐴1]
[𝐴2]
 Equação 2 
E os dados experimentais de x, y e z foram 1,13, 1,06 e 0,23, 
respectivamente, devido aos erros nos experimentos foi-se aproximado os 
respectivos valores pelos números naturais mais próximos do valor alcançado, 
que são 1, 1 e 0 como é indicado na tabela 3. Pode-se observar que na lei de 
velocidade a ordem de ração para o H+ foi aproximadamente 0,23, 
experimentalmente, e que teoricamente é zero. Isso pode ter ocorrido, muito 
provavelmente, devido o ácido pertencer à uma reação elementar rápida, o que 
que leva ele a ser consumido tão rapidamente que a sua importância se torna 
insignificante na lei de velocidade. 
 Com o objetivo de determinar a constante de velocidade da reação foi feito 
um monitoramento por uma reação paralela como mostrado a seguir: 
 
8 
 
2S2O32-(aq) + I3-(aq) → 3I-(aq) + S4O62-(aq) Reação 2 
O reagente Na2S2O3 foi necessário para haver o consumo de I3- que, por 
sua vez, apresenta uma coloração azul na presença do amido de milho 
certificando, assim, que a reação está sucedendo. 
Na reação paralela o azul formado na reação anterior é consumido pelo 
tiossulfato (S2O32-) porém a solução permanece incolor até que todo o tiossulfato 
seja consumido, sendo ele totalmente consumido a solução perdurará com a 
coloração azul na presença do I3- que será gerado pela reação 1. 
Foram feitos os cálculos das constantes de velocidade para os quatro 
experimentos, a média da constante de velocidade (K) de acordo com as suas 
respectivas temperaturas e feito o gráfico com os dados obtidos. 
 
 
 
Fonte: Acervo elaborado pelos autores 
Em que os dados coletados para tal gráfico compreende-se na tabela 6. 
 
 
 
y = -6363,3x + 16,561
R² = 0,9999
-4
-3,5
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
0,0029 0,00295 0,003 0,00305 0,0031 0,00315 0,0032
LN
K
1/T
Gráfico 1: lnK x 1/T 
 
9 
 
Tabela 6: lnK x lnT 
 
K T 1/T lnK 
0,03184624 318 0,0031447 -3,44684 
0,05817 328 0,0030488-2,84439 
0,104077 338 0,0029586 -2,26262 
 Fonte: Acervo elaborado pelos autores 
Demonstrando a dependência da velocidade de reação com a 
temperatura que é descrita pela equação de Arrhenius: 
 
𝑙𝑛𝐾𝑟 = 𝑙𝑛𝐴 −
𝐸𝑎
𝑅𝑇
 Equação 4 
Calculando a energia de ativação e o fator pré-exponencial, temos que: 
 
𝐸𝑎
𝑅
= 6363,3 → 𝐸𝑎 = 52,90747
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 
𝑙𝑛𝐴 = 16,561 → 𝐴 = 15572233,7 
 
Em que a energia de ativação (Ea) é a energia mínima para que a reação 
ocorra onde o auge da reação acontece, que é no máximo da curva da energia 
potencial, e o A é o fator de frequência, que é mostrado pela frequência de 
choques dos atómos/moléculas.
 
10 
 
Fonte: Acervo elaborado pelos autores 
 
Fonte: Acervo elaborado pelos autores 
 
 
Tempo (s) pH Temperatura (°C) Volume (mL) [H2O2] [H+] [I-] [I-]consumido 
46 4,76 55 2,50E+01 0,04 1,7378E-05 0,00625 0,001875 
21 4,73 55 5,00E+01 0,04 1,8621E-05 0,0125 0,001875 
22 4,76 55 2,50E+01 0,08 1,7378E-05 0,00625 0,001875 
41 3,54 55 2,50E+01 0,04 0,0002884 0,00625 0,001875 
 
 
 
Temperatura (K) velocidade log(v1/v) X Y Z K (L2mol-1s-1) 
328 1,3587E-05 0,05436 
328 2,97619E-05 
 
0,340539 1 0,05952 
328 2,84091E-05 
 
0,320335 1 0,05682 
328 1,52439E-05 
 
0,049974 0 0,06096 
 Média 0,05817 
 
 
Tabela 2: Resultados Experimentais 
Tabela 3: Resultados encontrados à uma temperatura de 328K 
 
11 
 
Tabela 4: Resultados encontrados à uma temperatura de 338K 
88K 
Tabela 5: Resultados encontrados à uma temperatura de 318K 
Fonte: Acervo elaborado pelos autores 
 
Fonte: Acervo elaborado pelos autores 
 
 
Temperatura (K) velocidade log(v1/v) X Y Z K (L2mol-1s-1) 
338 2,60417E-05 -0,30103 0,104166667 
338 5,20833E-05 -0,338819 1 0,104166667 
338 5,68182E-05 0,0430346 1 0,113636364 
338 2,35849E-05 0,0430346 0 0,094339623 
 Média 0,104166667 
 
 
 
Temperatura (K) velocidade log(v1/v) X Y Z K (L2mol-1s-1) 
318 7,911*10^-6 0,0316456 
318 1,524*10^-5 -0,28475 1 0,030488 
318 1,179*10^-5 -0,17328 1 0,023585 
318 1,042*10^-5 -0,11964 0 0,041667 
 Média 0,03184624 
 
 
 
12 
 
6.0 Conclusão 
Pode-se concluir que a constante de velocidade aumenta quando a 
temperatura aumenta, tem-se a comparação das tabelas 3 e 4, logo quanto mais 
elevada a energia de ativação maior é a dependência da constante de velocidade 
com a temperatura. E que quanto maior a temperatura mais difícil de ter uma 
precisão da viragem da reação devido a reação ocorrer mais rapidamente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
 
 7.0 Referências 
[1] LEVINE, Ira N.. Cinética de Reação. In: LEVINE, Ira N.. Físico-Química. 6. 
ed. Rio de Janeiro: Ltc, 2012. Cap. 16. p. 1-72. Tradução e revisão técnica 
Edilson Clemente da Silva, Oswaldo Esteves Barcia. 
[2] ATKINS, Peter; PAULA, Julio de. As velocidades das reações químicas: 
Cinética química empírica. In: ATKINS, Peter; PAULA, Julio de. Físico-
Química. 8. ed. Rio de Janeiro: Ltc, 2008. Cap. 22. p. 216-243. Traduzido por 
Edilson Clemente da Silva. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
8.0 Questionário 
1) Apresente os resultados obtidos por todas as duplas em uma única tabela, contendo, para cada um dos ensaios, todas as 
informações da tabela 1, o pH, temperatura, e tempos de reação medidos, assim como as concentrações, velocidades e 
constantes de velocidade calculadas. 
R = Nas tabelas abaixo se encontram os resultados de todas as duplas 
Exp 
 
pH 
 
Temperatura 
(°C) 
 
Tempo para 
mudança de 
coloração (s) 
 
[I-] 
(mol/L) 
 
[H+] 
(mol/L) 
 
[H2O2] 
(mol/L) 
 
Velocidade 
de reação 
(mol/L.s) 
 
K 
(L/mol.s) 
 
 
 
1 4,74 45 79 6,25E-03 1,820E-05 0,04 7,911E-06 0,032 
2 4,72 45 41 1,25E-02 1,905E-05 0,04 1,524E-05 0,030 
3 4,74 45 53 6,25E-03 1,820E-05 0,08 1,179E-05 0,024 
4 3,59 45 60 6,25E-03 2,570E-04 0,04 1,042E-05 0,042 
 
Exp 
 
pH 
 
Temperatura 
(°C) 
 
Tempo para 
mudança de 
coloração (s) 
 
[I-] 
(mol/L) 
 
[H+] 
(mol/L) 
 
[H2O2] 
(mol/L) 
 
Velocidade 
de reação 
(mol/L.s) 
 
K 
(L/mol.s) 
 
 
 
1 4,76 55 46 6,25E-03 1,74E-05 0,04 1,359E-05 0,054 
2 4,73 55 21 1,25E-02 1,86E-05 0,04 2,976E-05 0,06 
3 4,76 55 22 6,25E-03 1,74E-05 0,08 2,841E-05 0,057 
4 3,54 55 28 6,25E-03 2,88E-04 0,04 1,52E-05 0,061 
 
 
15 
 
Exp 
 
pH 
 
Temperatura 
(°C) 
 
Tempo para 
mudança de 
coloração (s) 
 
[I-] 
(mol/L) 
 
[H+] 
(mol/L) 
 
[H2O2] 
(mol/L) 
 
Velocidade 
de reação 
(mol/L.s) 
 
K 
(L/mol.s) 
 
 
 
1 4,69 65 24 6,25E-03 2,043E-05 0,04 2,604E-05 0,104 
2 4,68 65 12 1,25E-02 2,089E-05 0,04 5,208E-05 0,104 
3 4,69 65 11 6,25E-03 2,043E-05 0,08 5,681E-05 0,114 
4 3,53 65 26,5 6,25E-03 2,951E-04 0,04 2,359E-05 0,094 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
2) Apresente o gráfico de ln k por 1/T e os parâmetros Ea e A. Compare o valor 
de Ea com a energia térmica disponível. O que representa o fator A obtido? 
R= 
 
 
Calculando a energia de ativação e o fator pré-exponencial, temos que: 
 
𝐸𝑎
𝑅
= 6363,3 → 𝐸𝑎 = 52,90747
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 
𝑙𝑛𝐴 = 16,561 → 𝐴 = 15572233,7 
 O fator A é o fator de frequência que significa a frequência de choques 
dos(as) átomos/moléculas 
 
3) Escreva todas as equações químicas envolvidas no experimento. 
R = 3I-(aq) + H2O2(aq) + 2H+ → I3- + 2H2O Reação 1 
2S2O32-(aq) + I3-(aq) → 3I-(aq) + S4O62-(aq) Reação 2 
 
y = -6363,3x + 16,561
R² = 0,9999
-4
-3,5
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
0,0029 0,00295 0,003 0,00305 0,0031 0,00315 0,0032
LN
K
1/T
 
17 
 
 
4) Comparando a lei cinética obtida com a equação química, o que podemos 
afirmar sobre mecanismo da reação. 
R = Se a lei de velocidade fosse de acordo com a equação química, os expoentes 
(ordem de reação) estariam equivalentes ao número estequiométrico dos 
respectivos reagentes. Caso a lei fosse descrita dessa forma aconteceria o 
choque entre 6 moléculas, de acordo com a equação química ....., e essa 
ocorrência é impossível, pois nunca foi observado a colisão de mais de 3 
moléculas (termolecular). Entretanto, a ordem de reação parcial de cada 
reagente só coincide com o número estequiométrico quando a reação for 
elementar, isto é, ocorre em uma única etapa), porém é muito raro. 
Já a lei cinética para grande parte das reações é obtida apenas 
experimentalmente, e esta fornece informações sobre o mecanismo da reação. 
 
5) Mostre como obter as eq. 1 e 2 apresentadas? 
R = Tem-se as seguintes reações 
3I-(aq) + H2O2 (aq) + 2H+(aq) → I3-(aq) + 2H2O (l) 
 
2S2O32-(aq) + I3-(aq) → 3I-(aq) + S4O62-(aq) 
 A velocidade pode ser calculada por 
𝑣 = −
1
3
𝑑[𝐼−]
𝑑𝑡
= −
 𝑑[𝐻2𝑂2]
𝑑𝑡
= −
1
2
𝑑[𝐻+] 
𝑑𝑡
=𝑑[𝐼3
−]
𝑑𝑡
= 
1
2
𝑑[H2O2]
𝑑𝑡
= −
1
2
𝑑[S2O3
2−]
𝑑𝑡
= 
𝑑[S4O6
2−]
𝑑𝑡
 
 Portanto, qualquer que seja a forma acima utilizada, a velocidade será a 
mesma. 
 Como foi escolhida a velocidade 𝑣 = −
1
2
 
[S2O3
2−]
∆𝑡
, ela que será analisada. O 
sinal negativo significa que esse reagente está sendo consumido e quando é 
 
18 
 
positivo indica que são os produtos, ambos são divididos pelos seus respectivos 
coeficientes estequiométricos. 
A equação 2 é obtida pelo método das velocidades iniciais, onde a 
velocidade é medida no início da reação para diferentes concentrações iniciais 
dos reagentes. Supondo que a lei de velocidade de uma reação com A isolado 
seja v = k’r [A]x. Então a velocidade inicial v0, é dada pelo valor inicial da 
concentração: v0 = k’r [A]x0, tomando log de ambos os lados temos; 
log v0 = log k’r + xlog[A]0, 
assim, podemos obter 
𝑙𝑜𝑔
𝑣2
𝑣1
= 𝑙𝑜𝑔
𝑘2
𝑘1
+ 𝑥𝑙𝑜𝑔
[𝐴]2
[𝐴]1
 , 
como 𝑙𝑜𝑔
𝑘2
𝑘1
 é igual a zero, pois é o mesmo k, temos 
𝑥 =
𝑙𝑜𝑔 
[𝑣1]
[𝑣2]
𝑙𝑜𝑔
[𝐴1]
[𝐴2]
 
 
6) Qual é o papel do amido na reação? E quanto ao ácido? Relacione com a 
ordem de reação encontrada. 
R = O amido de milho tem a função de dar coloração quando todo o S2O32- for 
consumido pelo I3- . 
O ácido é necessário para que a reação ocorra, já que na reação possui o H+, 
logo a reação sucede em meio ácido. 
A ordem de reação encontrada para o ácido foi zero, ou seja, ele não interfere 
na lei de velocidade. Portanto, muito provavelmente, o ácido não aparece na lei 
de velocidade pois ele se encontra na etapa rápida. 
 
 
 
19 
 
7) Explique porque sempre a mesma quantidade de tiossulfato de sódio foi 
utilizada. 
R = É mesma quantidade pois a quantidade do reagente KI varia, logo o tempo 
de reação será diferente que, assim, as outras grandezas determinadas serão 
diferentes também com tendo o mesmo volume de tiossulfato de sódio. 
 
8) Utilize a planilha para discutir a importância acurada do tempo nas grandezas 
calculadas. Por exemplo: Qual a importância de uma variação de 5 segundos 
nas grandezas determinadas. Todos os ensaios seriam afetados da mesma 
forma, independentemente das concentrações de reagentes e da temperatura? 
R = Tomando o experimento 2 como exemplo. 
Nesse experimento o tempo de reação foi de 21 segundos, a velocidade e a 
constante de velocidade à 55°C foi 2,98x10-5 mol/L.s e 0,060 L/mol.s 
respectivamente. Caso a reação terminasse em 16 segundos (variação de 5 
segundos), os novos valores da velocidade e da constante de velocidade seria 
3,91x10-5 mol/L.s e 0,078 L/mol.s respectivamente. Portanto, uma variação de 5 
segundos pode acarretar um aumento de aproximadamente 23% no valor da 
velocidade e da constante de velocidade. Logo pode-se acrescentar que um erro 
de poucos segundos pode alterar de forma significativa as grandezas 
determinadas, ou seja, é de extrema importância a precisão durante todo o 
experimento. 
 
9) Proponha uma modificação para aprimorar o experimento. 
R = O experimento foi feito por pessoas, no qual a chance de errar é maior em 
relação a um equipamento de precisão, pois o ponto final, por exemplo, pode ser 
diferente para cada observador, porém para uma máquina seria o mesmo. 
Portanto, a modificação necessária para aprimorar o experimento seria substituir 
a mão de obra humana por um equipamento de precisão.