Experimento 1 - Velocidade das Reações

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE BRASÍLIA 
 CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA 
CAMPUS GAMA 
 
 
 
ALESSANDRO ROBERTO SILVA DE OLIVEIRA 
 
 
 
 
RELATÓRIO DO EXPERIMENTO I 
 
 
 
 
 
VELOCIDADE DAS REAÇÔES 
Influência da concentração na velocidade de uma reação 
 
 
 
 
 
 
Brasília 
2020 
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1 OBJETIVO 
 Estudar a influência da concentração de reagentes na velocidade de uma 
reação, avaliando matematicamente esse efeito. 
 
2 INTRODUÇÃO 
Os experimentos de cinética química, geralmente as reações são feitas sob 
temperatura constante e muitas são as técnicas utilizadas para acompanhar o avanço 
das reações. A espectroscopia é muito utilizada nos estudos da cinética das reações. 
Se houver formação ou consumo de íons, o avanço da reação pode ser acompanhado 
pela variação do pH. Outros métodos como espectroscopia de emissão, de massas, 
cromatografia em fase gasosa e ressonância magnética nuclear também são comuns 
para o acompanhamento das reações. Se o sistema reacional for composto por pelo 
menos um componente gasoso, este pode variar a pressão e o volume do sistema e 
seu avanço pode ser observado a partir da observação desses parâmetros (ATKINS 
E DE PAULA, 2017). 
Segundo Atkins e De Paula, uma reação genética do tipo aA + bB ⇌ cC + dD, 
em que em um certo instante a concentração molar de um dos componentes 
reacionais é igual a [X] e seu volume é constante, pode-se dizer que a velocidade de 
consumo instantânea de um dos reagentes em certo instante é igual a −
𝑑[𝑋]
𝑑𝑡
 em que 
X pode ser A ou B. Já a velocidade de formação de um dos componentes reacionais 
pode ser escrita como 
𝑑[𝑋]
𝑑𝑡
 em que X será ou C ou D. A partir da estequiometria da 
reação, tem-se que: 
𝟏
𝒄
𝒅[𝑪]
𝒅𝒕
=
𝟏
𝒅
𝒅[𝑫]
𝒅𝒕
 = −
𝟏
𝒂
𝒅[𝑨]
𝒅𝒕
= −
𝟏
𝒃
𝒅[𝑩]
𝒅𝒕
 
 Percebe-se que há muitas velocidades associadas à reação. Assim, tem-se de 
definir a velocidade da reação, V. Para todas as reações, há apenas uma única 
velocidade para uma dada reação, que por muitas vezes é proporcional às 
concentrações dos reagentes, elevadas a certas potências. Por exemplo, a velocidade 
de uma reação pode ser proporcional à concentração de duas às concentrações 
molares dos reagentes A e B, de modo que se tem: 
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V = k.[A][B] 
com cada concentração molar elevada a primeira potência e k é a constante de 
velocidade da reação, que depende apenas da velocidade da reação. Os valores dos 
expoentes não são determinados pelos coeficientes estequiométricos, mas 
experimentalmente. Uma equação desse tipo é denominada Lei de Velocidade 
(ATKINS E DE PAULA, 2017). 
 As leis de velocidade são importantes pois fornecem expressões concisas para 
o decorrer da reação e podem ser aplicadas para o cálculo do tempo de reação, 
rendimentos e condições econômicas, de forma eficiente. De forma molecular, o curso 
da reação pode ser complexo, mas a lei da velocidade empírica sugere o caminho 
que esta percorre. A ordem da reação é definida como a soma dos expoentes dos 
termos de concentração que aparecem na lei de velocidade (MOORE, 1976). 
 Segundo Atkins e De Paula, as leis de velocidade são equações deferências, 
e quando integradas, fornecem as concentrações em função do tempo. Alguns casos 
simples como para reações de primeira e segunda ordem, podem facilmente serem 
demonstradas, integrando a lei de velocidade. Para uma reação de primeira ordem 
para o reagente A, temos que a lei de velocidade é dada por: 
−
𝒅[𝑨]
𝒅𝒕
= 𝒌[𝑨] 
∫
𝒅[𝑨]
[𝑨]
=
[𝑨]
[𝑨𝒊]
 ∫ −𝒌𝒅𝒕
[𝑨]
[𝑨𝒊]
 
[𝑨]
[𝑨𝒊]
= −𝒌𝒕 = [A] = [Ai]𝒆−𝒌𝒕 
 
 Fazendo então o gráfico de ln
[𝐴]
[𝐴𝑖]
 pelo tempo t, para uma reação de primeira 
ordem uma reta de coeficiente angular -k. Podemos ainda observar que para uma 
reação de primeira ordem, a concentração inicial do reagente cai exponencialmente 
com o tempo, em uma velocidade determinada pela constante k. De maneira análoga, 
pode-se determinar as leis de velocidade integrada para reações de segunda ordem, 
dada por: 
𝟏
[𝑨]
= 
𝟏
[𝑨𝒊]
− 𝒌𝒕 
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A constante k é depende apenas da temperatura e é definida como: 
𝒌 = 𝑨𝒆−
𝑬𝒂
𝑹𝑻 
onde A é o fator pré-exponencial, Ea é a energia de ativação e R é a constante dos 
gases. A energia de ativação é a energia mínima que os reagentes precisam alcançar 
para formar os produtos. Já o fator exponencial é interpretado como a fração de 
colisões efetivas, ou seja, que possuem energia cinética o suficiente para reagir. A 
fator A é uma medida de velocidade com que as colisões ocorrem, independente da 
energia do sistema. Assim, k nos dá a velocidade das colisões efetivas. O primeiro a 
estudar a dependência da constante k com a temperatura foi o sueco Svante August 
Arrhenius, que deu nome a equação (ATKINS E DE PAULA, 2017). 
 No experimento estudado, buscou-se verificar o efeito da concentração de um 
dos reagentes na reação entre uma solução A, contendo íons iodato (IO3-) e uma 
solução B, contendo íons bissulfato (HSO3-), utilizando amido como indicador. O início 
da reação pode ser representado pela reação: 
IO3-(aq) + 3HSO3-(aq) ⇌ I-(aq) + 3SO42-(aq) + 3H+(aq) (Etapa Lenta) 
Após o íon bissulfato ser consumido, os íons iodeto (I-) reagem com o iodato 
remanescente para formar iodo, em uma reação dada por: 
5I-(aq) + 6H+(aq) + IO3-(aq) ⇌ 3I2(s) + 3H2O(l) (Etapa Rápida) 
O iodo molecular (I2), forma com o amido presente na solução, uma substância azul 
que indica que a reação se processou até esse ponto, dada por: 
I2(s) + HSO3-(aq) + H2O(l) ⇌ 2I-(aq) + SO42-(aq) + 3H+(aq) (Etapa Rápido) 
 Para estudar o efeito da concentração de um dos reagentes, que no caso será a 
concentração do iodato, será feito diluições para se obter soluções de iodato em 
diferentes concentrações, mantendo assim a concentração do bissulfato, assim como 
a temperatura, constantes. 
 
 
 
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3 MATERIAIS E MÉTODOS 
3.1 Materiais 
• Pipeta volumétrica de diferentes volumes; 
• Bureta 50 ml; 
• Tubos de ensaio; 
• Béqueres; 
• Cronômetro; 
3.2 Reagentes 
• Solução aquosa de KIO3 0,02 mol/L; 
• Solução aquosa de NaHSO3 0,05 mol/L; 
• Solução aquosa de amido 0,5% (m/m); 
• Água destilada; 
3.3 Procedimentos 
Inicialmente, preparou-se a partir da solução de KIO3 0,02 mol/L, 10 soluções de 
10 ml com diferentes concentrações. No tubo 1, utilizou-se 10 ml da solução de iodato 
de potássio e nada de água destilada. Já no tubo 2, utilizou-se 9 ml da solução e 1 ml 
de água destilada para completar os 10 ml. Da mesma forma, no tubo 3 foram 
utilizados 7 ml da solução e 3 ml de água destilada. Isso foi feito com os 10 tubos, até 
o último, onde foram utilizados 1 ml de solução e 9 ml de água destilada. Cada tubo 
foi enumero de 1 a 10, em algarismos arábicos. 
Em outros 10 tubos de ensaio, utilizando-se pipetas volumétricas adequadas, 
colocou-se em cada um dos tubos 10 ml da solução de bissulfato de sódio 0,05 mol/L, 
adicionados da solução aquosa de amido 0,5 % (m/m), em uma proporção de 2,5 ml 
da solução de amido para cada 47,5 ml da solução de bissulfato. Cada tudo foi número 
de I a X, em algarismos romanos. 
Para promover a reação, verte-se o tubo 1 ao tubo I, iniciando a contagem do 
tempo com um cronômetro, parando-o quando formasse uma coloração azulada, 
indicando o fim da reação. De forma análoga, irá se realizar o mesmo procedimento 
para os tubos de solução A nas diferentes concentrações, com os tubos de solução B 
e C, observandoo tempo que se levou para a formação da coloração azul. 
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4 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
A partir da solução de KIO3 0,02 mol/L, foram preparados 10 tubos de ensaio 
com diferentes concentrações da solução A, utilizando o processo citado nos 
procedimentos. E após o preparo das soluções, esses serão misturados com os 10 
ml da solução B de NaHSO3 0,05 mol/L, totalizando 20 ml de solução. Assim, deve-
se calcular a concentração do IO3- após essa diluição. Isso pode ser feito a partir da 
equação dada por: 
[𝑨𝒊]𝒙𝑽𝒊 = [𝑨𝒇]𝒙𝑽𝒇 
onde [Ai] é a concentração inicial da solução A, que é igual a 0,02 mol/L, Vi é o volume 
inicial utilizado de IO3- em cada um dos 10 tubos preparados, [Af] é a concentração 
final de A após a diluição, e Vf é o volume final da diluição, igual 20 ml. 
 Outro parâmetro importante será a quantidade de matéria consumida de IO3- 
que será consumida ao longo da reação. Como a concentração de bissulfato na 
reação é constante em todos os tubos, então a quantidade consumida de iodato 
também será igual em todos os processos, e pode ser encontrada analisando a 
estequiometria, observando as reações abaixo: 
IO3-(aq) + 3HSO3-(aq) ⇌ I-(aq) + 3SO42-(aq) + 3H+(aq) (Etapa Lenta) 
a proporção entre IO3- e HSO3- é de 1:3 e, portanto, podemos dizer que a quantidade 
de IO3- consumido na reação é dado por: 
[𝑰𝑶𝟑-] =
𝟏
𝟑
[𝑯𝑺𝑶𝟑-] =
𝟏
𝟑
𝒙𝟎, 𝟎𝟓 
E o número de mols consumidos é igual a: 
𝐧(𝐈𝐎𝟑-) = [𝐈𝐎𝟑-]𝐱𝐕𝐟 = 
𝟏
𝟑
𝐱𝟎, 𝟎𝟓𝐱𝟎, 𝟎𝟎𝟐 = 𝟑, 𝟑𝟑𝐱𝟏𝟎−𝟓𝐦𝐨𝐥 
Com esses dados, pode-se enfim, encontrar a velocidade da reação para cada 
concentração de IO3- utilizado, a partir da equação: 
𝑽 = 
𝐧(𝐈𝐎𝟑-)
𝐭
 
Pode-se enfim, construir a Tabela 1, com os parâmetros importantes para o 
experimento que foram disponibilizados. Assim, tem-se que: 
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Tabela 1 – Parâmetros do experimento 1 
TUBOS 1 - I 9 - IX 
t (s) 10,45 54,41 
t-1 (s-1) 9,57x10-2 1,84x10-2 
[IO3-] (mol/L) 0,01 0,002 
V (µmol/s) 3,17 0,612 
A partir dessas informações, foi construído os gráficos 𝑡 𝑥[IO3-], 
1
𝑡
 𝑥 [IO3-] e o gráfico 
𝑽 𝒙 [𝐈𝐎𝟑-], pelas quais é possível fazer previsões para os parâmetros em outros 
estados que não os estudados no experimento. Assim, tem-se que: 
Gráfico 1 – Concentração [IO3-] x t 
 
Gráfico 2 – Concentração [IO3-] x t-1 
 
0,00E+00
5,00E-01
1,00E+00
1,50E+00
2,00E+00
2,50E+00
3,00E+00
3,50E+00
0 0,002 0,004 0,006 0,008 0,01 0,012
Concentração [IO3
-] x t
0,00E+00
5,00E-01
1,00E+00
1,50E+00
2,00E+00
2,50E+00
3,00E+00
3,50E+00
0 0,002 0,004 0,006 0,008 0,01 0,012
Concentração [IO3
-] x t-1
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Gráfico 3 – Concentração V x [IO3-] 
 
 Os dados mostram que a velocidade de reação diminui com a concentração 
menor de um dos reagentes, o que está de acordo com a teoria encontrada na 
literatura, que indica a queda na velocidade com a diminuição da concentração, pois 
diminui a probabilidade de choques efetivos entre as partículas que compõe o sistema 
reacional e assim, leva-se um tempo maior para que a reação ocorra. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
0 0,002 0,004 0,006 0,008 0,01 0,012
Velocidade x Concentração [IO3
-] 
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5 CONCLUSÃO 
Após a realização dos experimentos, verificou-se que diminuindo a 
concentração de um dos reagentes, no caso a concentração do íon iodato e 
mantendo-se a concentração do bissulfato constante, assim como a temperatura, a 
velocidade da reação diminui, como esperado de acordo com a literatura. 
 
6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
MOORE, Walter. Físico-Química. 4. ed. [S. l.]: Blucher, 1976. 496 p. v. 2. ISBN 
9788521200444. Disponível em: 
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521217343/recent. Acesso 
em: 8 dez. 2020. 
A.P.P. J. Físico-Química - Vol. 2, 10ª edição.: Grupo GEN, 2017. ISBN 
9788521634751. Disponível em: 
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634751/. Acesso em: 09 
dez 2020.