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Experimentos em Cinética e Equilíbrio Químico, Ariane Nascimento dos Santos, Experimento 2 – 
Cinética da reação da acetona com iodo. 
 
1 
 
 
 
Introdução 
 
 A cinética química é uma parte da química que estuda as velocidades das reações e como é 
influenciada por diversos fatores como temperatura, concentração de reagentes, catalisadores e 
outros. A velocidade de uma reação pode ser medida pela velocidade na qual um produto é 
formado ou um reagente é consumido. 
 
 
Figura 1: exemplo de colisão efetiva entre partículas. 
 Para que uma reação ocorra, deve haver a colisão entre as partículas dos reagentes, mas nem 
todas as colisões formam novos produtos. Para que essa colisão seja efetiva de fato (que cause a 
reação entre os reagentes) deve conseguir romper ligações e formar outras. Para isso a colisão 
deve possuir uma orientação adequada e com uma energia maior que a energia mínima 
necessária para a ocorrência da reação. 
 Essa energia mínima necessária para que ocorra a reação química é a Energia de ativação , 
a energia mínima para a formação do complexo ativado que pode ser conceituado como o estado 
de transição entre os reagentes e os produtos, as ligações entre os reagentes estão sendo 
desfeitas e as ligações entre os produtos formados. Ou seja, a energia de ativação funciona como 
uma barreira energética para que a reação ocorra, pois se a mesma não for atingida, não há a 
formação do complexo ativado e consequentemente não há reação química [1]. 
 
Figura 2: exemplo de uma reação explicitando o complexo ativado e energia de ativação. 
Cinética da Reação da Acetona com Iodo 
Ex
p
er
im
en
to
 2
 
Ariane Nascimento dos Santos 
Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, Recife, Brasil. 
 
Data da prática: 15/09/2017; Data de entrega do relatório: 29/09/2017. 
Experimentos em Cinética e Equilíbrio Químico, Ariane Nascimento dos Santos, Experimento 2 – 
Cinética da reação da acetona com iodo. 
 
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 Em praticamente todas as reações químicas a velocidade da reação é influenciada pela 
concentração dos reagentes, de modo que quando há uma grande concentração de reagentes, há 
também grande quantidade de choques entre as moléculas, ou seja, maior a velocidade de 
reação. Outro fator que influencia a velocidade é a temperatura, sabendo que quando 
aumentamos a temperatura de um sistema, aumentamos também a energia cinética, ou seja, vai 
haver maior movimentação das partículas, o que aumenta a probabilidade de colisões efetivas, 
aumentando assim a velocidade de reação. Algumas reações ocorrem na presença de 
catalisadores, que são substancias que aceleram a reação e não são consumidos. Os catalisadores 
fazem com que a reação tome um caminho alternativo de forma a diminuir a energia de ativação, 
o que faz com que a reação ocorra mais rapidamente. Porém, na presença de inibidores a 
velocidade da reação diminui porque este inibe a ação catalisadora na reação. Outros fatores 
como o estado físico dos reagentes, a pressão do sistema, superfície de contato e a luz também 
influenciam na velocidade da reação [2]. 
 Sabendo agora que a velocidade de reação depende da concentração dos reagentes e não dos 
produtos, podemos descrever a velocidade de uma reação como sendo uma função das 
concentrações dos reagentes. Ao adicionarmos uma constante de velocidade e elevamos as 
concentrações dos reagentes a determinados expoentes, obtemos a Lei de Velocidade de uma 
reação química podendo ser descrita como na expressão 1, de acordo com a reação de exemplo. 
 
 
 
 
 
 Onde os expoentes são as ordens de ligação, valores determinados experimentalmente 
que descrevem a contribuição de cada reagente na determinação da velocidade da reação. A 
ordem de reação em relação a reação total (global) é a soma das ordens de reação em relação a 
cada reagente ( ). Uma reação é de orem zero em relação a um reagente quando a variação 
da concentração deste reagente não interfere na velocidade, já numa reação de primeira ordem, 
concentração é diretamente proporcional à velocidade da reação é de ordem se quando 
dobramos a concentração a velocidade aumenta numa taxa de . 
 A constante de proporcionalidade k é chamada de constante de velocidade da reação que 
também é determinado experimentalmente. Considerando a Lei de velocidade, podemos 
observa que a velocidade parece apenas depender das concentrações dos reagentes. 
 A Equação de Arrhenius nos mostra a relação existente entre a temperatura e a constante de 
velocidade k descrita pela expressão 2, onde define-se a relação logarítmica entre a constante da 
velocidade e a temperatura. 
 
 
 
 
 (2) 
 
 
 
 
 
 Onde é a energia de ativação (energia mínima exigida para formação dos produtos) 
e R é a constante da lei dos gases , T é a temperatura absoluta 
e A é o fator pré-exponencial. Tanto A como são valores constantes para uma dada 
reação química. Arrhenius encontrou que quando se colocava o logaritmo natural (ln) da 
constante da velocidade como uma função do inverso da temperatura Kelvin (1/T), 
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resultava em uma linha reta com uma inclinação negativa. A inclinação (coeficiente 
angular) é -Ea/R e lnA é o coeficiente linear. 
 
 
Figura 3: Exemplo do gráfico de Arrhenius lnk versus 1/T. 
 Essa equação de Arrhenius pode ser usada para obter tanto o valor do coeficiente pré-
exponencial A como também o valor da energia de ativação Ea, desde que a constante da 
velocidade de uma reação possa ser medida em diferentes temperaturas. Tanto A como Ea são 
valores constantes para uma dada reação química. 
A equação de Arrhenius pode ser explicada em termos de uma simples teoria cinética. Ea 
representa a barreira de energia para uma reação química (como já discutido anteriormente), e 
 
 
 representa a proporção de moléculas que possuem energia maior que Ea e, portanto 
capazes de transpor a barreira de energia [3]. 
 
 Este experimento tem por objetivo determinar parâmetros cinéticos em relação a reação da 
acetona com iodo catalisada por ácido 
 , esta reação é descrita pela 
equação química 3. 
 
 
 (3) 
 
A lei de velocidade desta reação é dada pela expressão 4. 
 
 
 
 (4) 
 
 Estudos preliminares indicam que em relação ao iodo, a ordem de reação é 0. Logo usando o 
excesso dos demais reagentes podemos determinar a velocidade da reação através da equação 5, 
onde é a concentração inicial do iodo e é o tempo total até o desaparecimento da cor 
amarela iodo (já que é o único componente colorido). 
 
 
 
 
 
 
 
 (5) 
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4 
 
 
 
 
 
 Usando o método da velocidade inicial, as ordens de reação podem ser determinadas fazendo-se 
vários ensaios na mesma temperatura, variando apenas a concentração do reagente que queira se 
determinar. A velocidade vai ser dada pelo tempo necessário para a solução ficar translúcida. 
 Para determinar a velocidade da acetona, por exemplo, realiza-se a determinação para duas 
concentrações iniciais diferentes da acetona, mantendo constantes as concentrações dos outros 
reagentes nos dois ensaios. Se no segundo ensaio a concentração de acetona dor o dobro da 
concentração usada no primeiro ensaio, teremos que: 
 
Primeiro ensaio: 
 
 
Segundo ensaio: 
 
 
 
 Dividindo a segunda equação pela primeira e tirando o logaritmo nos dois lados da equação, 
obtemos a equação 6 onde conseguimos calcular a ordem de reação em relação a acetona. 
 
 
 
 
 
 (6) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Fazendo o mesmo procedimento, conseguimos obter também a ordem de reação em relação ao 
iodo e o ácido. Conhecendo as ordens de reação a, b e c é possível determinar k e assim a lei de 
velocidade da reação global. 
 
Metodologia 
 
Reagentes e soluções 
 
Solução de acetona 4 mol L-1; 
Solução de ácido clorídrico 1 mol L; 
Solução de iodo 0,005 mol L-1; 
Água destilada; 
Béqueres de 500 mL e de 100 mL; 
Pipetas graduadas de 10 mL; 
Tubos de ensaio; 
Gelo; 
 
Procedimento Experimental 
 
 Fizeram-se vários ensaios com diferentes concentrações iniciais de acetona, íon de hidrogênio e de 
iodo, em várias temperaturas como pode ser visualisado na tabela 1, usando soluções em água de 
acetona (4 , ácido clorídrico ) e iodo . Separamram-se dois 
grupos A e B de tubos de ensaio (cada grupo com 10 tubos). No grupo A, adicionaram-se as soluções 
de acetona, ácido cloridrico e água destilada e no grupo B, adicionaram-se a solução de iodo, as 
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quantidades das soluções conforme a tabela 1. Deixaram-se os tubos de ensaio imersos em um 
béquer com água na temperatura ambiente a fim de equilibrar os sistemas termicamente. Usou-se 
um tubo adicional cheio de água destilada como referência para detectar o momento em que há a 
mudança de cor. 
 
Tabela 1: Volumes das soluções (em mL) de acetona, HCl, iodo e de água destilada por tubo, as 
temperaturas por ensaio, e os tempos (em min) para o desaparecimento da cor. 
Grupo A Grupo B 
Ensaio Acetona (mL) HCl (mL) Água destilada (mL) Iodo (mL) Temperatura 
1 2,00 2,00 4,00 2,00 27°C 
2 4,00 2,00 2,00 2,00 27°C 
3 6,00 2,00 - 2,00 27°C 
4 2,00 4,00 2,00 2,00 27°C 
5 2,00 6,00 - 2,00 27°C 
6 2,00 2,00 2,00 4,00 27°C 
7 2,00 2,00 - 1,00 27°C 
8 2,00 2,00 4,00 2,00 17°C 
9 2,00 2,00 4,00 2,00 37°C 
10 2,00 2,00 4,00 2,00 47°C 
 
 
 Misturou-se o conteúdo dos tubos do grupo B nos tubos do grupo A (o conteúdo do tubo 1 do 
grupo B foi colocado no tubo 1 do grupo A e assim por diante), realizando assim dez ensaios de 
reação entre as soluções. Os sete primeiros ensaios foram realizados com os tubos imersos em água 
em temperatura ambiente. O oitavo ensaio foi feito em banho de gelo, com a temperatura 10°C 
abaixo da ambiente. E o nono e o décimo ensaios foram feitos em banho-maria com temperaturas 
em 10°C e 20°C acima da temperatura ambiente respectivamente. 
 
Resultados e Discussão 
 
 Como a velocidade da reação será calculada através do tempo de descoloração da solução 
(consumo do iodo), mediu-se o tempo, para cada ensaio, em que a solução reagiu e tornou-se 
translúcida. Esses valores estão explicitados na tabela 2. 
Tabela 2: tempo de descoloração de cada ensaio. 
Ensaio Tempo (min) Tempo (s) 
1 1,21 72,6 
2 0,38 22,8 
3 0,25 15,0 
4 0,37 22,2 
5 0,23 13,8 
6 2,30 138 
7 0,20 12,0 
8 3,54 212,4 
9 0,31 18,6 
10 0,11 6,6 
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 Considerando que o volume final para todos os ensaios é 10 mL, e o volume inicial foi pré-
determinado na tabela 1 conseguimos calcular a concentração final dos reagentes através da relação 
 onde é a concentração final procurada. Nas tabelas 3, 4 e 5 estão explícitos os 
valores da concentração final dos reagentes, acetona, ácido clorídrico e iodo respectivamente. 
Tabela 3: concentração final em do reagente acetona 
Volume inicial (L) nº de mols Concentração final (mol L-1) 
0,002 8x10-3 0,8 
0,004 1,6x10-2 1,6 
0,006 2,4x10-2 2,4 
 
Tabela 4: concentração final em do reagente ácido clorídrico . 
Volume inicial (L) nº de mols Concentração final (mol L-1) 
0,002 2x10-3 0,2 
0,004 4x10-3 0,4 
0,006 6x10-3 0,6 
 
Tabela 5: concentração final em do reagente Iodo 
Volume inicial (L) nº de mols Concentração final (mol L-1) 
0,002 1x10-5 0,001 
0,004 2x10-5 0,002 
0,001 3x10-5 0,001 
 
 A partir das concentrações calculadas, pode-se agora obter as velocidades da reação para os dez 
ensaios através da expressão 5 que podem ser visualizados na tabela 6, em que dividi-se a 
concentração inicial do iodo pelo tempo que este levou para ser consumido na reação, sabendo que 
o tempo em que um reagente foi consumido é uma das formas de medir a velocidade de uma 
reação. 
Tabela 6: Tempo (s) de consumo do iodo bem e a velocidade ( calculada para cada 
ensaio. 
Ensaio Tempo (s) Velocidade (mol L s) 
1 81 
2 38 
3 25 
4 37 
5 23 
6 150 3,33333E-05 
7 20 2,50000E-04 
8 99 5,05051E-05 
9 31 1,61290E-04 
10 11 4,54545E-04 
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 Sabendo que a velocidade da reação global pode ser calculada através da lei de velocidade descrita 
pela expressão 4, precisamos então calcular as ordens de reação para cada reagente. Como já dito 
anteriormente, o iodo é de ordem zero, pois não participa da etapa lenta que determina a velocidade 
da reação global, logo, precisamos encontrar a ordem de reação para a acetona e o ácido clorídrico. E 
isto pode ser feito usando a expressão 6, já discutida anteriormente, onde mantém as concentrações 
dos demais reagentes constantes e se varia a do reagente que se queira determinar.Então usando a 
expressão 4 e variando dois pares de velocidade para cada reagente e tirando a média entre eles 
conseguimos encontrar a ordem de: 
Acetona: 1,3 1 
Ácido clorídrico: 0,8 
 
 Ou seja, agora podemos determinar a lei de velocidade da reação global: 
 
 
 
 
 
 O iodo é o reagente limitante, pois, quanto maior a sua concentração mais lenta é a reação. O 
mesmo ocorre quando se resfria o sistema, porque se o aumentar a temperatura, aumentamos a 
energia cinética e consequentemente o número de choques efetivos entre as moléculas o que 
aumenta a velocidade da reação, quando diminuímos a temperatura diminuímos a energia cinética, 
ou seja, a velocidade.De posse da lei de velocidade global da reação, podemos obter os valores das constantes de 
velocidade k nas temperaturas ambientes e nas variações de temperatura na qual o roteiro exige. 
Sabendo que 
 
 
 
 
 
 
 Para cada volume na temperatura de 27° (média), 17°, 37° e 47°C, obtiveram-se as constantes de 
equilíbrio k descritas na tabela 7. 
 
Tabela 7: Valores das constantes de equilíbrio para as diferentes temperaturas medidas. 
Temperatura (°C) K 
27 0,0000138 
17 
37 
47 
 
 Como já discutido neste relatório, Arrhenius mostra em sua equação uma relação entre a 
constante de velocidade e a temperatura em que ocorrem as reações. Através do gráfico de 
Arrhenius lnk x 1/T pode-se determinar os parâmetros de Arrhenius como e A. Visto que a partir 
da curva linear que esse gráfico proporciona, têm-se na equação da reta os valores destes 
parâmetros. Na figura 4, pode-se visualizar esse gráfico. 
 
 
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Figura 4: gráfico de Arrhenius lnk versus 1/T. 
 
 
Ou seja, a partir da equação da reta, sabendo que o coeficiente angular da reta é -6476,3 e o 
coeficiente linear da reta é 10,328, podemos calcular a energia de ativação da reação através 
da relação a seguir já discutida anteriormente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conclusão 
 
 Portanto, através desse experimento foi possível verificar experimentalmente alguns parâmetros 
cinéticos na reação entre o iodo e acetona. Calcular as concentrações de cada ensaio, bem como as 
velocidades (determinadas a partir do tempo que o iodo levou para reagir, ou seja, quando a 
coloração amarela deixou de existir), determinar as ordens de reação de cada reagente e a partir 
disto, montar a lei de velocidade global da reação e ainda verificar e calcular os parâmetros de 
Arrhenius para essa reação através do gráfico de Arrhenius que fornece uma equação linear da reta, 
onde relacionamos os parâmetros. 
 
Referências 
 
 [1] FELTRE Ricardo, Físico-Química, 4ª edição, Editora Moderna São Paulo, 1994. [1];- FONSECA, 
Martha Reis Marques da, Nova Edição, Editora FTD São Paulo, 2004. 
 
y = -6476,3x + 10,328 
R² = 0,9666 
-14 
-12 
-10 
-8 
-6 
-4 
-2 
0 
0,0031 0,00315 0,0032 0,00325 0,0033 0,00335 0,0034 0,00345 0,0035 
ln
 K
 
Temperatura (K) 
ln k x 1/T 
Linear (ln k) 
Linear (ln k) 
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 [2] HARRIS, DANIEL C. Análise Química Quantitativa, 7ª ed. Livros técnicos e científicos, Rio de Janeiro, 
2008. 
 
 [3] SKOOG, DOUGLAS A. HOLLER, F. JAMES. WEST, DONALD M. Fundamentos de Química Analítica, 9ª 
ed, Cengage Learning, 2014. 
 
Questões 
 
1) O que é velocidade de reação? 
É a relação entre o consumo dos reagentes e a formação dos produtos num determinado intervalo 
de tempo. 
 
2) O que é ordem total de uma reação? 
É a soma das ordins de reação em relação a cada reagente que faz parte da lei de velocidade, ou seja, 
que sua variação afeta a variação da velocidade. 
 
3) O que é coeficiente de velocidade de uma reação? 
É uma constante que faz a relação entre a concentração do reagente com a temperatura. 
 
 -se que ao duplicar as concentrações iniciais dos 
reagentes a velocidade inicial aumenta oito vezes e ao duplicar a concentração apenas de B a 
velocidade duplica. Qual é a ordem em relação a cada reagente e a ordem total? 
 
V = k [A]2 [B]1 
Já para a reação a ordem total é três, pois para os expoentes a operação usada é a soma, logo 2+1 = 
3. 
 
 7) Por que a acetona e H+ estão em excesso? 
Porque para utilizarmos o método das velocidades iniciais para descobrir a velocidade da reação, 
deve-se além de fazer vários ensaios, manter as concentrações que não queremos identificar em 
excesso.