Relatório-Fatores que influenciam as reações

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Introdução 
 
Algumas reações ocorrem muito lentamente. Por exemplo, o enferrujamento de um 
prego, o desbotamento dos tecidos coloridos (perda de cor) quando exposto à luz solar, o 
enegrecimento dos objetos de prata, a oxidação dos metais ao ar livre, entre outras. Por 
outro lado, certas reações químicas ocorrem muito rapidamente. Por exemplo, a combustão 
de um fósforo acontece em segundos e a explosão de uma bomba ocorre em menos de um 
milionésimo de segundos. 
O conhecimento dos fatores que influenciam a velocidade das reações químicas é muito 
importante para podermos controlar as reações. Tal controle é útil na produção industrial de 
vários produtos. Atualmente aos químicos já possuem um bom conhecimento dos fatores 
que influenciam a velocidade de uma reação química e aplicam esses conhecimentos no 
controle industrial. 
A cinética química estuda a velocidade com que as reações ocorrem, tem como principal 
objetivo determinar a “lei de velocidade” da reação e como as concentrações dos reagente 
influenciam essa velocidade, bem como os efeitos de catalizadores e os mecanismo da 
reação.[1] 
A velocidade de uma reação química é a grandeza que mede a rapidez com que os 
reagentes originam os produtos. Pode-se definir como sendo a variação da concentração de 
um dos reagentes ou produtos divididos pelo tempo que a mudança leva para ocorrer. Como 
a velocidade muda com o tempo definimos a velocidade média da reação como sendo a 
variação da concentração molar de um reagente, R, ∆[R]=[R]t2 – [R]t1, durante o intervalo de 
tempo ∆t= t2 – t1: 
Velocidade média de desaparecimento de R = - ∆[R] 
 ∆t 
Como os reagentes são consumidos em uma reação a concentração molar de R 
decresce com o tempo e ∆[R] é negativo. O sinal da negativo da equação assegura que a 
velocidade é positiva. Se seguirmos a concentração de um produto P, expressaremos a 
velocidade como: 
 Velocidade média de desaparecimento de P = ∆[P] 
 ∆t 
Onde ∆[P] é a variação da concentração molar de P no intervalo de tempo ∆t: ela é uma 
quantidade positiva, porque o produto forma-se com o tempo.[2] 
 A lei da Velocidade empírica para a reação geral tem a forma: 
V= k.[A]m [R]n 
Onde k é a Constante de velocidade, m é ordem da reação em relação a A e n sendo a 
ordem da reação em relação a R. 
A ordem global da reação é P=m+n, assim se m=1 e n=2 a reação é dita de primeira 
ordem em relação a R e de terceira ordem global. 
A velocidade de uma reação pode ser definida em relação a qualquer reagente de 
produto, sendo geralmente indiferente a substâncias em relação a qual se define a 
velocidade, desde que se tinha em conta a estequiometria da reação, isto é, o mínimo de 
átomos moléculas e íons que figuram na equação química. Para uma reação genérica: aA + 
bB → cC + dD, a relação entre a variação das concentrações das diferentes substâncias, 
em ordem de tempo, é obtida através da estequiometria da reação, sendo a velocidade 
definida como: 
V= (-1/a).(d[A]/dt) = (-1/b).(d[B]/dt) = (-1/c).(d[C]/dt) = (-1/d).(d[D]/dt) 
O objetivo deste experimento foi verificar a influência da variação da concentração dos 
reagentes e da temperatura na velocidade de uma reação química. 
 
 
 
 
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Metodologia 
 
Materiais e Reagentes 
 
Tubos de ensaio, estante para tubos de ensaio, conta-gotas, pisseta, chapa de 
aquecimento, béquer, água destilada, seringa, termômetro, cronômetro, bacia com gelo, 
solução de k2S2O8 (0,1mol/L), solução de Na2S2O3 (0,002mol/L), solução de KI (0,1mol/L), 
solução de KCl e solução de amido. 
 
Parte Experimenta 
 
 Parte 1 Estudo do efeito da concentração de iodeto na velocidade da reação 
 
Separou-se 2 grupos de 5 tubos de ensaios e denomino-os em A e B. Os tubos A foram 
numerados de A1 a A5 e em seguida adicionou a cada um deles 2 mL de k2S2O8 (0,1mol/L). 
Numeraram-se os tubos B de B1 a B5 e adicionou-se a cada um deles as soluções com 
os respectivos volumes descritos na tabela: 
Tabela 1. Quantidades de soluções adicionadas nos tubos B 
Tubo Vol. de KI/mL Vol.de Na2S2O3/mL amido Vol. de KCl/mL 
B1 3,0 1,0 5 gotas 0,0 
B2 2,5 1,0 5 gotas 0,5 
B3 2,0 1,0 5 gotas 1,0 
B4 1,5 1,0 5 gotas 1,5 
B5 1,0 1,0 5 gotas 2,0 
 
Adicionou-se a solução do tubo B1 no tubo A1 e acionou-se o cronômetro, retornou o 
conteúdo no tubo B1 e aguardo-se o aparecimento da coloração azul. Enfim anotou-se o 
tempo decorrido da mistura até o aparecimento da coloração. 
Repetiu-se os procedimentos para os pares de tubos A2 e B2, A3 e B3, A4 e B4 e A5 e 
B5. Realizou-se este procedimento em duplicata. 
Obs. O cloreto de potássio utilizado foi apenas a titulo de manter o volume igual em todo os 
tubos. 
 
 
 Parte 2 Estudo do efeito da concentração de persulfato na velocidade da reação 
 
Separou-se 2 grupos de 5 tubos de ensaios e denomino-os em A e B. Numerou-se os 
tubos B de B1 a B5 e adicionou-se a cada um deles 2 mL de KI (0,1mol/L), 1 mL de Na2S2O3 
(0,002mol/L) e 5 gotas de amido. 
3 
 
Numeraram-se os tubos A de A1 a A5 e adicionou-se a cada um deles as soluções com 
os respectivos volumes descritos na tabela: 
Tabela 2. Quantidades de soluções adicionadas nos tubos A 
Tubo Vol. de KI/mL Vol. de Na2S2O3/mL 
A1 3,0 0,0 
A2 2,5 0,5 
A3 2,0 1,0 
A4 1,5 1,5 
A5 1,0 2,0 
 
Misturaram-se as soluções conforme a 1ª parte do experimento, acionou-se o cronômetro 
e anotou-se o tempo decorrido até o aparecimento da coloração azul. Realizou-se este 
procedimento em duplicata. 
 
 Parte 3 Estudo do efeito da temperatura na velocidade da reação 
 
Numerou-se 8 tubos de ensaio, quatro como A e os outros quatro como B. adicionou-se 
aos tubos A 2 mL de k2S2O8 e nos tubos B 2 mL de KI, 1 mL de Na2S2O3, 1 mL de KCl e 5 
gotas de amido. Colocaram-se dois dos tubos A e dois dos tubos B em um béquer contendo 
água pré-aquecida em chapa de aquecimento a uma temperatura de 33ºC e, os outros num 
béquer com água resfriada em uma bacia com gelo a uma temperatura de 13ºC. 
Adicionou-se a solução do tubo B no tubo A e acionou-se o cronômetro, retornou o 
conteúdo no tubo B e aguardo-se o aparecimento da coloração azul. Enfim anotou-se o 
tempo decorrido da mistura até o aparecimento da coloração. Realizou-se este 
procedimento para os tubos em banho de água quente e para os que estavam em banho de 
água fria. 
 
Resultados e discussões 
Na primeira parte do experimento foi feito um estudo do efeito da concentração do iodeto 
na velocidade da reação 
Através dos dados obtidos na realização da primeira parte do experimento construiu-se a 
tabela 3. 
Tabela 3. Concentração do KI e tempos obtidos na primeira etapa. 
Tubos [KI] mol.L-1 T1 (s) T2 (s) T médio (s) 
T médio de todos 
os grupos (s) 
B1 0,048 31 30 30,5 39 
B2 0,040 36 36 36 47 
B3 0,032 43 41 42 52 
B4 0,024 50 51 50,5 69 
B5 0,016 75 75 75 95 
4 
 
 
O cálculo utilizado para a determinação da concentração molar do KI em cada tubo de 
ensaio foi: 
Molaridade final = volume do composto x concentração (mol/L) 
 Volume total 
 
O volume total na parte 1 e 2 foi fixo sendo igual a 6,25 mL. 
Tabela 4. Velocidade da formação de I2 em função da [KI]. 
[KI]0 Tempo (s) V=∆[ I2]/∆t Log[ I
-]0 Log V0 
0,048 39 0,0012 -1,3187 -2,9208 
0,040 47 0,0009 -1,3979 -3,0457 
0,032 52 0,0006 -1,4850 -3,2218 
0,024 69 0,0003 -1,6197 -3,5228 
0,016 95 0,0002 -1,7958 -3,6990 
 
Para determinar a velocidade do I2 na reação e, conseqüentemente, a da reação utilizou-se 
o seguinte cálculo: 
 
 V = -1 d[ I-] 
 2 dt 
 
A partir da tabela 4, construiu-se o gráfico 1: 
 
 
-1,8 -1,7 -1,6 -1,5 -1,4 -1,3
-3,8
-3,6
-3,4
-3,2
-3,0
-2,8
L
o
g
 V
o
 (
m
o
l.
L
-1.s
-1
)
Log [KI] mol.L
-1
 Valores experimentais
 Melhor reta 
 
Gráfico 1. Variação do Log V0 x Log[ KI]0 
 
5 
 
Pelo valor de B do gráfico obtido no programa origin determinou-se que a ordem da 
reação em relação ao KI é . 
Na segunda parte do experimento foi feito um estudo do efeito da concentração do 
persulfato na velocidade da reação 
Através dos dados obtidos na realização da segunda parte do experimento construiu-se a 
tabela 5 e 6. 
Tabela 5. Concentração do S2O8 e tempos obtidos na segunda etapa. 
Tubos 
[S2O8] 
mol.L-1 
T1 (s) T2 (s) T médio (s) 
T médio de todos os 
grupos (s) 
A1 0,048 26 23 24,5 33,00 
A2 
 
0,040 31 28 29,5 38,00 
A3 0,032 39 37 38 48,00 
A4 
 
0,024 48 47 47,5 62,00 
A5 0,016 77 73 75 88,00 
 
Utilizou-se o mesmo cálculo da [KI] para a determinação da [S2O8]. 
Tabela 6. Velocidade da formação de I2 em função da [S2O8] . 
[S2O8]
]]0 
Tempo (s) V=∆[ I2]/∆t Log[S2O8]0 Log V0 
0,048 33,00 0,0015 -1,3187 -2,8239 
0,040 38,00 0,0011 -1,3979 -2,9586 
0,032 48,00 0,0007 -1,4850 -3,1549 
0,024 62,00 0,0004 -1,6197 -3,3979 
0,016 88,00 0,0002 -1,7958 -3,6990 
A partir da tabela 6 construiu-se o gráfico 2: 
-1,8 -1,7 -1,6 -1,5 -1,4 -1,3
-3,8
-3,6
-3,4
-3,2
-3,0
-2,8
L
o
g
 V
o
 (
m
o
l.
L
-1
.s
-1
)
Log [S
2
O
8
]
0
 mol.L
-1
 Valores experimentais
 Melhor reta 
 
Gráfico 2. Variação do Log V0 x Log[S2O8] 
6 
 
Pelo valor de B do gráfico obtido no programa origin determinou-se que a ordem da 
reação em relação ao S2O8 é . 
A reação estudada é: 
S2O82-(ag) + 2I-(ag)  2SO42-(ag) 
2S2O32-(aq) + I2(aq)  S4O62-(aq) + 2I-aq) 
A reação entre o S2O82- e o I- é extremamente rápida e a utilização de S2O32- permite a 
regeneração do iodeto e quando todo o S2O32- for consumido a reação de formação do I2 
voltará a ocorrer e a coloração azulada aparecerá. 
A formação de iodo pode ser observada a partir da mudança de coloração dada a 
formação do complexo de [I3-amido], que é formado a partir do momento que todo o tio-
sulfato foi consumido na reação (sua concentração é bem menor em relação as outras). 
Através da equação da reação pode-se perceber que ao diminuir a concentração de KI o 
tempo para o aparecimento da cor azul aumenta porque quanto menor for a concentração 
de KI na solução menor será também a concentração de I- ,logo o tempo para a formação do 
composto I2 será menor. A medida que se aumentou a concentração de KI, o S2O32- foi 
consumido em menor tempo. 
No caso do persulfato, pode-se perceber que ao diminuir a concentração de S2O82-o 
tempo para o aparecimento da cor azul aumenta porque quanto menor for a concentração 
de S2O82-na solução menor será também a concentração de I- ,logo o tempo para a 
formação do composto I2 será menor. A medida que se aumentou a concentração de S2O82-, 
o S2O32- foi consumido em menor tempo. 
Observando-se o tempo de cada reação, pode-se ver que a mudança de concentração 
de KI e K2S2O8 provoca alteração na velocidade da reação. Quando ocorre a diminuição da 
concentração dos reagentes, há também a diminuição de colisões entre as moléculas por 
espaço de tempo. Logo o tempo necessário para que a reação ocorra é maior. 
Vale ressaltar, que quando diminuímos a concentração dos reagentes tornou-se 
necessário adicionar outros (KCl, Na2SO4) para garantir que a quantidade de íons seja 
constante, mantendo assim a força iônica do meio. 
Na parte 3 do experimento foi feito um estudo do efeito da temperatura na velocidade da 
reação e determino-use a energia de ativação para cada temperatura 
A partir dos valores obtidos na parte 3 do experimento construiu-se a tabela 7. 
 
 
 
 
 
7 
 
Tabela 7. Dados obtidos na parte 3 do experimento. 
 
Temperatura (oC) (T1) s (T2) s (T médio) s 
 
V = 1/T 
 
 
V=∆[I2]/∆t 
 
Ln V 
33 24 24 24 0.042 
13 87 94 90.5 0.011 
 
A partir da tabela 7 construiu-se o gráfico 3. 
 Gráfico 3. Variação da velocidade em função da temperatura 
 
285 290 295 300 305 310
0,010
0,015
0,020
0,025
0,030
0,035
0,040
0,045
1
/t
 (
s
-1
)
Temperatura (K)
 Valores experimentais
 Melhor reta compreendendo os valores
 
Gráfico 3. Variação da velocidade em função da temperatura 
 
Para calcular a energia de ativação ultilizou-se a seguinte fórmula: 
 
Ea= R x Temperatura x inclinação da reta resultante do gráfico 3 
[2] 
 
Onde R é uma constante cujo o valor é R=8,3145j.K-1.mol-1.Calculamos primeiramente a 
inclinação da reta do gráfico de Ln de v (ln de v é proporcional ln de k) x 1/temperatura em 
Kelvin, através do programa origem. [1] 
Observando-se os tempos pode-se ver que a velocidade de reação aumenta com o 
aumento da temperatura, ou seja, a reação ocorreu mais rapidamente diminuindo o tempo 
da mesma. 
Isso se deve ao aumento da energia interna do sistema pelo aumento da temperatura, 
aumentando assim a energia cinética das moléculas. Esse aumento da energia cinética 
favorece a reação, pois o número de colisão entre a mesma aumenta. 
 
8 
 
Conclusão 
 
Quando uma reação ocorre, as moléculas se aproximam com energia suficiente para 
vencer a repulsão entre elas e as suas camadas eletrônicas se interpenetram. Isso depende 
também da colisão entre as mesmas. Podemos ver que dois fatores que contribuem para o 
aumento do número de colisões (aumento de energia) o aumento da concentração dos 
reagentes e da temperatura. Na primeira e na segunda etapa, manteve-se constante a 
concentração de I-, variando a concentração de S2O82-, podendo visualizar então que a 
velocidade aumentou com o aumento da concentração dos reagentes. Já na terceira etapa, 
manteve-se constante a concentração dos reagentes, mudando-se a temperatura, vendo 
assim, que a velocidade também aumentou com o aumento da temperatura. 
 
 
Referências 
[1] ATRINS, P. Jones, “Princípios de Química”. Ed. Boakman Porto Alegre, 2006. 
[2] Apostila da Disciplina QG-109 – Química Geral Experimental, C. Longo e C. B. G. 
Bottoli, 2010, pág. 33. 
 
	A partir da tabela 6 construiu-se o gráfico 2: