RELATÓRIO 3 - CINÉTICA EXPERIMENTAL

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO CENTRO-OESTE DO PARANÁ- UNICENTRO
AMANDA THAYS RAMALHO VESSELOVCZ
CINTHYA MARIA ARAGÃO MASSENE
LUIZ GUSTAVO BARANKIEVICZ MARTINS
EXPERIMENTO 3:
VELOCIDADES DE REAÇÃO EM MEIO HOMOGÊNEO –
DESPROPORCIONAMENTO DO TIOSSULFATO DE SÓDIO
Guarapuava, 2019.
INTRODUÇÃO
A cinética é um ramo da Química exclusivo ao estudo das velocidades das
reações, tratando dos fatores que a influenciam e dos equilíbrios de um sistema a
partir das velocidades das reações diretas e inversas. Dentre os fatores que alteram
a velocidade de uma reação, a concentração das espécies do meio reacional se
caracteriza como um deles. A concentração molar de um reagente está
intrinsecamente ligada ao seu número de mols, que diz respeito à quantidade de
matéria presente. Deste modo, ao aumentar a concentração de um reagente,
aumenta-se a quantidade de moléculas no meio reacional.
O modo pelo qual a concentração atua sobre a velocidade é explicado por
meio da teoria das colisões que analisa os efeitos a nível molecular. A base desta
teoria é que em uma reação genérica, por exemplo:
aA + bB → cC + dD
devem ocorrer choques efetivos entre as moléculas para que proceda a reação, ou
seja, as moléculas devem colidir-se umas com as outras. Logo, quanto maior for a
frequência das colisões a cada segundo, mais rápido os reagentes A e B se
transformarão nos produtos C e D, portanto, maior será a velocidade da reação.
Sendo assim, quando se aumenta a concentração de reagentes, implica dizer que
mais moléculas estão presentes no meio e maior será a probabilidade dos choques
efetivos ocorrerem e então a velocidade da reação aumentará.
Além da concentração, outro fator capaz de variar a taxa de velocidade é o
estado físico de reagentes, pois, para a reação ocorrer, como dito antes, A e B
devem entrar em contato, quanto mais fácil isso acontecer, mais veloz será a
reação. Com isso, em soluções homogêneas, onde os dois reagentes são miscíveis
e estão dissolvidos na mesma fase, a velocidade de reação tende a ser maior.
Por último, outro conceito importante envolvendo este experimento é a
respeito de reagente limitante e reagente em excesso. O reagente limitante é
definido como o reagente que determina quanto de produto será formado; o
reagente em excesso é aquele que está presente em grandes quantidades, por isso,
após a reação acontecer ele estará em excesso no meio reacional, parte dele não
reagirá, já que para isso ocorrer, a dependência com o reagente limitante é direta. A
estequiometria de uma reação contendo estes dois reagentes não é proporcional, já
que um estará sempre em maior quantidade que o outro.
1. OBJETIVOS
• Analisar a cinética da reação de tiossulfato de sódio e ácido clorídrico em
meio homogêneo;
• Compreender a influência da concentração sobre a velocidade da reação em
meio homogêneo.
2. MATERIAIS E MÉTODOS
2.1. MATERIAIS E REAGENTES PARA EXPERIMENTO 3 e 4
- 10 béqueres de 50 mL;
- 10 tubos de ensaio;
- Pipetas graduadas de 5, 10 e 25 mL;
- 2 provetas de 10 mL;
- 2 peras;
- Solução de Na2S2O3 (0,3 mol L-1);
- Solução de HCl (2,0 mol L-1);
- Pisceta e água destilada;
- Papel branco com um desenho (X) ;
2.2. MÉTODOS 
EXPERIMENTO 3 A
Fluxograma dos procedimentos para o experimento 3 – velocidade do Na2S2O3
EXPERIMENTO 3 B
Fluxograma dos procedimentos para o experimento 4 – velocidade do HCl
2.3. PROPRIEDADES FÍSICO QUÍMICAS DOS REAGENTES UTILIZADOS
 Os reagentes utilizados para ambos os experimentos foram HCl e Na2S2O3. Suas
principais propriedades físico-químicas estão dispostas no quadro 1.
3.RESULTADOS E DISCUSSÕES
EXPERIMENTO 3 A
 Este experimento teve como intuito encontrar a velocidade da reação em
relação a concentração de Na2S2O3, que foi o reagente limitante e por isso, foi
consumido totalmente na reação. A estequiometria da reação é dada por: 
Na2S2O3 (aq) + 2 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + 5 SO2 (g) + S(s) + H2O(l)
O fim da reação é marcado pelo cheiro característico de enxofre (por conta da
formação de SO2) e a solução final obteve cor amarela, que se intensificava nos
béqueres onde continha tiossulfato de sódio pouco diluído. Os tempos de reação
observados até o desaparecimento do desenho ao fundo do béquer mostraram que,
quanto menor era a concentração do sal, mais lentamente a reação ocorria, como
estão apresentados (quadro 2) a seguir:
Quadro 2 – Tempo de reação para cada solução.
Béquer Tempo de reação
1 17 s e 75
2 21 s e 05
3 27 s e 42
4 52 s e 68
5 2 min e 9 s
Com a obtenção dos tempos e das concentrações para cada solução, foi
possível calcular a velocidade a parir da equação:
v=Δ nº demols
Δt
 onde:
 v = velocidades
Δ nº de mols = número de mols final – número de mols inicial
Δ t = tempo final – tempo inicial
Tendo a velocidade para cada solução, foi possível traçar um gráfico
velocidade x [Na2S2O3], como mostra o gráfico 1 a seguir:
Gráfico 1 - velocidade x [Na2S2O3]
Como a solução de tiossulfato foi diluída (exceto no béquer 1), tornou-se
necessário o uso de cálculos para se obter a nova concentração das soluções.
Utilizando a equação:
[Na2S2O3]i * Vi = [Na2S2O3]f * Vf
Onde:
[Na2S2O3]i = concentração molar inicial de Na2S2O3 
Vi = volume inicial da solução 
[Na2S2O3]f = concentração molar final de Na2S2O3 
Vf = volume final da solução.
No béquer 1, onde a concentração de tiossulfato era maior (pois não houve
diluição), pôde-se encontrar o número de mols que reagiu com o ácido, a partir da
estequiometria da reação que é 1:2, fazendo uma regra de três, obteve-se:
1 mol de Na2S2O3 --------------- 2 mol de HCl
x ------------------------------------- (0,005* 2)
x = 0,005 mols de Na2S2O3 
A partir das concentrações obtidas de cada solução, foi possível encontrar o
respectivo número de mols do Na2S2O3 e quanto dele reagiu com HCl, como
apresentado no quadro 3.
Quadro 3 – Valores obtidos para o Na2S2O3.
EXPERIMENTO 4
Para este experimento a velocidade de interesse a ser encontrada está
relacionada a concentração de HCl. Neste caso ele se tornou o reagente limitante,
pois, por sofrer diluição, sua concentração acabou sendo menor que a do Na2S2O3. O
sal se tornou o reagente em excesso, já que sua concentração permaneceu
inalterada (0,3 mol L-1).
A reação e sua estequiometria são as mesmas do experimento 3 B. Os
tempos de reação encontrados, estão apresentados no quadro 4 a seguir:
Quadro 4 – Tempos de reação para cada solução.
Béquer Tempo de reação
1 23 s
2 25 s 
3 28 s
4 30 s 
5 31 s
A partir da obtenção do número de mols HCl que reagiu e de suas centrações
em cada solução, bem como seus respectivos tempos, foi possível traçar um gráfico
velocidade x [HCl], como mostra o gráfico 2 a seguir.
Gráfico 2 - velocidade x [HCl]
As concentrações foram obtidas seguindo mesma equação utilizada no experimento
3 B, mas agora em termos de [HCl]:
[HCl]i * Vi = [HCl]f * Vf
No béquer 1, onde a concentração do ácido era a maior, comparado com a
solução dos demais béqueres, a reação entre o sal e a base ocorreu sem a falta do
ácido, pois, não havendo diluição, para este momento ele não era o agente limitante.
Com isto, pôde-se encontrar o número de mols do HCl que reagiu com o sal,
considerando a estequiometria 1:2 da reação e a concentração do Na2S2O3, a qual
não sofreu alteração. Seguindo uma regra de três, obteve-se que:
1 mol de Na2S2O3 --------------- 2 mol de HCl
(0,3 * 0,015) --------------------- x
x =0,009 de HCl
Os dados encontrados por meio dos cálculos foram agrupados no quadro 5:
Quadro 5 – Valores obtidos para o HCl.
4. CONCLUSÃO
Nos experimentos 3 A e 3 B, tornou-se possível ter uma melhor compreensão
a respeito da interferência da concentração dos reagentes sobre a velocidade da
reação, bem como seus estados físicos e a fase das soluções onde a reação ocorre.De modo mais claro, pôde-se entender como um reagente limitante se
comporta no meio reacional e o modo com o qual a reação acontece em sua
dependência. Ambos os experimentos promoveram uma assimilação maior a
respeito da teoria aprendida em sala de aula, fortalecendo o conhecimento a
respeito da cinética das reações e seus conceitos que até aqui foram abordadas.
Conclui-se que os objetivos propostos foram atingidos e que os resultados
obtidos por meio dos cálculos a partir da experimentação se mostraram coerentes e
portanto, válidos.
REFERÊNCIAS
ATKINS, Peter; JONES, Loretta; LAVERMAN, Leroy. Princípios de Química-: 
Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Bookman Editora, 2018. 
https://pt.khanacademy.org 
https://pt.khanacademy.org/
	2. MATERIAIS E MÉTODOS
	2.1. MATERIAIS E REAGENTES PARA EXPERIMENTO 3 e 4
	2.2. MÉTODOS
	4. CONCLUSÃO