Relatório - IODAÇÃO DA ACETONA

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA 
CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E EXATAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL II 
 
 
 
 
 
Prática nº 6: 
 
IODAÇÃO DA ACETONA 
 
 
 
 
 
 
 
Alunas: Alice Visentini e Tâmie Duarte 
 
 
25 de setembro de 2019 
Santa Maria/RS 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO.......................................................................... ................................. 
2. OBJETIVO.................................................................................................................. 
3. MATERIAIS E MÉTODOS............................................................................................ 
3.1 Equipamentos............................................................................................................... 
3.2 Reagentes...................................................................................................................... 
3.3 Procedimento experimental........................................................................................ 
4. RESULTADOS............................................................................................................... 
5. CONCLUSÃO................................................................................................................. 
Referências.......................................................................................................................... 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
4 
4 
4 
4 
4 
5 
9 
9 
1. INTRODUÇÃO 
É comum no nosso cotidiano, analisarmos se existem reações químicas mais lentas e 
outras mais rápidas. Por vezes queremos mudar a velocidade da reação e para acelerá-la 
utilizamos uma panela de pressão e para desacelerá-la usamos uma geladeira, por 
exemplo. A cinética química nos oferece ferramentas para estudar as velocidades das 
reações químicas em nível macroscópico e em nível atômico. Em nível atômico, ela 
permite a compreensão da natureza e dos mecanismos das reações químicas. Em nível 
macroscópico, as informações da cinética química permitem a modelagem de sistemas 
complexos, como os que acontecem no corpo humano e na atmosfera. Definimos como 
velocidade de reação a variação da concentração de um dos reagentes ou produtos pelo 
tempo o qual a mudança leva para ocorrer [1,2]. Muitos fatores influenciam na 
velocidade de uma reação, são eles: 
 Concentração dos reagentes: geralmente quanto mais concentrado mais rápido é 
a velocidade; 
 Temperatura: normalmente a velocidade das reações aumenta com o aumento da 
temperatura. Um aumento de 10°C chega a dobrar a velocidade de uma reação; 
 Estado físico dos reagentes: devido ao aumento da superfície específica, 
normalmente a velocidade segue a seguinte ordem: gases > soluções > líquidos 
puros > sólidos. 
 Catalizador ou inibidor (concentração e forma física); 
 Luz: a presença de luz de certo comprimento de onda também pode acelerar 
certas reações químicas. 
 
A velocidade de uma reação é diretamente proporcional às concentrações dos 
reagentes [1]. Dada uma reação: aA + bB → cC + Dd 
Temos como Lei de Velocidade da reação: v = k [A]
α
 [B]
β
 
 
Onde: 
v = velocidade da reação; 
k = constante característica de cada reação; 
α e β = expoentes determinados experimentalmente. 
 
 
 
2. OBJETIVO 
Acompanhar a cinética e determinar a ordem de uma reação química por meio 
de técnica fotocolorimétrica. 
 
3. MATERIAIS E MÉTODOS 
3.1 Equipamentos 
 4 Tubos de ensaio (com tampa) 
 4 Pipetas graduadas (1 mL, 2 mL, 5 mL, 10 mL) 
 2 Cubetas de vidro 
 Cronômetro 
 Espectrofotômetro 
 
3.2 Reagentes 
 Água destilada 
 Acetona 
 Ácido clorídrico 1,0471 M 
 Solução saturada de iodo 
 
3.3 Procedimento experimental 
Ligou-se o espectrofotômetro e esperou-se que se estabilizasse. Enquanto isso, 
em 4 tubos de ensaio foram adicionados as seguintes quantidades de reagentes: 
 
Tubo Água (mL) Acetona HCl 1,0471 M (mL) 
1 9,3 0,2 1,5 
2 9,1 0,4 1,5 
3 8,9 0,6 1,5 
4 8,7 0,8 1,5 
 
Preparou-se o espectrofotômetro com o “branco” (cubeta com água) e ajustou-se 
o zero de absorbância para acima de 500 nm (visto que as concentrações eram muito 
altas para 410 nm). Adicionou-se 2 mL de iodo no tubo 1, agitou-se e rapidamente 
colocado em uma outra cubeta para fazer a leitura da absorbância. Com a reação 
química ocorrendo, anotou-se a absorbância de 30 em 30 segundos, num total de 3 
minutos. Fez-se o mesmo procedimento para os tubos 2, 3 e 4, com a mesma quantidade 
de iodo (2 mL). 
 
 
4. RESULTADOS 
 
 Nesta prática estudamos a reação da acetona com iodo em solução aquosa, 
catalisada por ácido, a fim de determinar seus parâmetros cinéticos: 
 
A expressão da velocidade para esta reação é: 
 
Onde k é a constante de velocidade (depende da temperatura) e [acetona], [H
+
] e 
[I2] são as concentrações molares da acetona, do íon hidrogênio e do iodo, 
respectivamente. Os expoentes a, b e c são as ordens da reação com relação à acetona, 
ao íon hidrogênio e ao iodo, respectivamente. O mecanismo desta reação envolve três 
etapas: 
 
 
 A equação 1 é complexa e apresenta sete incógnitas. Entretanto, sabendo-se que 
a etapa lenta da reação (etapa I) não depende de [I2] (ou seja, c= 0), a equação 1 pode 
então ser simplificada. Assim podemos usar I2 como reagente limitante e medir o tempo 
necessário para o desaparecimento de sua cor amarela. Como a concentração de I2 é 
pequena e a acetona e o íon hidrogênio estão em excesso, a mudança da concentração de 
acetona e do íon hidrogênio podem ser negligenciadas. Isto nos permite escrever a 
equação 1 da seguinte forma: 
 
 
 
Onde [I2] é a concentração inicial de iodo e t o tempo necessário para o 
desaparecimento da cor amarela. Para determinação da ordem de reação, muitas vezes é 
associado ao método de isolamento – o método das velocidades iniciais – no qual a 
velocidade é medida no início da reação, com diferentes concentrações de um dos 
reagentes, o qual se deseja determinar a ordem de reação, mantendo-se constante as 
concentrações dos outros reagentes. Em relação à acetona, a equação 1 fica: 
 
v = kobs [acetona]
n 
 
Sendo: 
kobs = a constante cinética observada; 
n = a ordem de reação em relação à acetona. 
 
Os valores encontrados de absorbância em cada tubo de ensaio em seus 
respectivos tempos foram: 
 
 
 
ABSORBÂNCIA 
 
Tempo (s) Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 
0 0,857 0,934 0,842 0,836 
30 0,848 0,922 0,813 0,768 
60 0,844 0,911 0,791 0,744 
90 0,841 0,895 0,765 0,719 
120 0,833 0,881 0,74 0,697 
150 0,825 0,873 0,718 0,674 
180 0,821 0,859 0,693 0,646 
 
 
No gráfico absorbância x tempo de reação, obtém-se a velocidade inicial da 
reação pela inclinação da reta: 
 
Tubo vi 
1 0,0004 
2 0,0002 
3 0,0008 
4 0,001 
 
 
Para calcular a concentração final da acetona tem-se: 
 
Densidade acetona: 0,784 g mL
-1 
Massa molar (MM) acetona: 58 g mol
-1 
Concentração inicial acetona: d= m/V -> 58 g mol
-1
 / 0,2 x 10
-3 
L = 13,52 mol L
-1
 
Com esses dados é possível calcular a concentração final nos 4 tubos: 
 
TUBO 1 
C1V1=C2V2 
13,52 mol L
-1 
x 0,2 10
-3
 L = C2 x 13 10
-3
 L 
C2 = 0,208 mol L
-1
 
 
 
y = -0,0004x + 0,9343 
R² = 0,9961 
y = -0,0002x + 0,8561 
R² = 0,9844 
y = -0,0008x + 0,8397 
R² = 0,9991 y = -0,001x + 0,8125 
R² = 0,9571 
0
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
0,9
1
0 50 100 150 200
A
b
so
rb
â
n
ci
a
 
Tempo (s) 
Tubo 1
Tubo 2
Tubo 3
Tubo 4
TUBO 2 
C1V1=C2V2 
13,52 mol L
-1 
x 0,4 10
-3
 L = C2 x 13 10
-3
 L 
C2 = 0,416 mol L
-1
 
 
TUBO 3 
C1V1=C2V2 
13,52 mol L
-1 
x 0,6 10
-3
 L = C2 x 13 10
-3
 L 
C2 = 0,624 mol L
-1
 
 
TUBO 4 
C1V1=C2V2 
13,52 mol L
-1 
x 0,8 10
-3
 L = C2 x 13 10
-3
 L 
C2 = 0,832 mol L
-1
 
 
No gráfico log vi x log [acetona]f, pode-se obter a ordem de reação pela 
inclinação dareta e o kobs pelo log do coeficiente linear: 
 
vi log vi [acetona]f log [acetona]f 
0,0004 -3,3979 0,208 -0,6819 
0,0002 -3,6989 0,416 -0,3809 
0,0008 -3,0969 0,624 -0,2048 
0,001 -3 0,832 -0,0798 
 
 
y = 0,7593x - 3,0427 
R² = 0,3931 
-4
-3,5
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
-0,8 -0,6 -0,4 -0,2 0
lo
g
 v
i 
log [acetona] 
Logo: 
n = 0,7593 (ordem de reação 1) 
log kobs = -3,0427 
kobs = 10 
-3,0427 
kobs = 9,0635 x 10
-3
 s
-1
 
 
 
5. CONCLUSÃO 
Nesse trabalho, concentrações de iodo foram utilizadas em excesso para o fator 
determinante ser a concentração de acetona (em temperatura ambiente). Foi possível 
calcular a ordem de reação e a constante de equilíbrio da reação, porém os resutados não 
foram muito satisfatórios provavelmente em virtude de termos tido dificuldade para 
fazer a técnica, visto que o espectrofotômetro estava com alguns problemas no início do 
experimento. Percebeu-se, porém, que em cada tubo a absorbância foi diminuindo com 
o passar do tempo e que quanto maior a concentração de iodo, maior a velocidade. 
 
 
Referências 
 
[1] RAMPOM, D. Cinética Química, p. 1-30, 2016. Disponível em: 
<http://www.quimica.ufpr.br/mparaujo/CQ092/Aula%2013%20-%20Revis%C3%A3o.pdf>. 
Acesso: 20 de setembro de 2019. 
 
[2] ATKINS, P. e JONES, P. Físico - Química: Fundamentos. LTC. 5ª ed., 2011. 
 
http://www.quimica.ufpr.br/mparaujo/CQ092/Aula%2013%20-%20Revis%C3%A3o.pdf