Cinética Química

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Laboratório de Físico-Química 1, Danilo Ricardo Almeida Gonzaga, Cinética Química. 
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Cinética Química 
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Danilo Ricardo Almeida Gonzaga 
Departamento de Engenharia Química, Curso de Química Industrial, Universidade Federal de Pernambuco, 
Recife, Brasil 
Professor: Luciano Costa Almeida 
Data da prática: 24/09/2020; Data de entrega do relatório: 05/10/2020 
 
Resumo 
Este relatório descreve o experimento de cinética química, cujo objetivo foi a 
determinação da ordem da reação e a constante de velocidade. Parâmetros definidos 
em relação a decomposição do peróxido de hidrogênio em presença de iodeto de potássio de 
concentração em excesso. 
Palavras chaves: Cinética; constante de velocidade; peróxido de hidrogênio. 
Sumário 
 
Introdução 1 
Metodologia 1-2 
Resultados e Discussão 2-3 
Conclusão 3 
Referências 3 
 
Introdução 
 
A velocidade das reações químicas é uma área 
estudada pela Cinética Química. Esse estudo é 
importante porque é possível encontrar meios de 
controlar o tempo de desenvolvimento das reações, 
tornando-as mais lentas ou mais rápidas, conforme 
a necessidade [1]. 
Ao estudar a termodinâmica, consideramos 
apenas os estados inicial e final de um processo 
químico e ignoramos o que acontece entre eles. 
Porém, na cinética química, estamos interessados 
nos estágios intermediários do processo, os 
detalhes das mudanças que átomos e moléculas 
sofrem durante as reações. 
Notoriamente observa-se que alguns 
fenômenos de transformação da matéria 
ocorrem de forma mais rápidas que outros. Isto 
está relacionado com inúmeras razões, entre 
elas: a superfície de contato, a temperatura, a 
quantidade das espécies envolvidas e a presença 
de inibidores ou catalisadores. 
Todas as reações químicas apresentam 
uma ordem e uma constante de reação 
associadas, esta última, varia 
proporcionalmente apenas com a temperatura. 
Ambas as grandezas podem ser determinadas 
experimentalmente por várias formas. Neste 
relatório, é apresentada uma delas a qual estuda 
a taxa de decomposição do peróxido de 
hidrogênio junto ao Iodeto de potássio em 
excesso, utilizando ácido sulfúrico como 
catalisador, e amido como indicador. A fim 
de determinar a ordem e a constante de reação. 
 
Metodologia 
 
1. Colocar numa bureta tiossulfato de sódio 
0,1M, e preparar cerca de 10 a 20 tubos de 
ensaio 10mL de tiossulfato de sódio com o 
auxílio da bureta; 
Laboratório de Físico-Química 1, Danilo Ricardo Almeida Gonzaga, Cinética Química. 
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2. Tomar um béquer de 250mL e adicionar pela 
ordem: 150mL de água destilada, 20mL de KI 1M, 
10mL de H2SO4 1M, 10mL de Na2S2O3 0,1M e 5mL da 
solução de amido 0,5%. 
3. Agitar lentamente com um bastão de vidro e 
medir a temperatura da solução; 
4. Adicionar H2O2 padronizada à solução, 
disparando o cronômetro; 
5. Anotando o tempo em que a solução se torna 
azul. Adicionar imediatamente mais 5mL de 
tiossulfato de sódio contido no tubo de ensaio; 
6. Anotar o tempo em que a solução se torna 
novamente azul escuro; 
7. Adicionar novamente 5mL de tiossulfato de 
sódio e repetir a operação por 30 vezes. 
 
Resultados e Discussão 
Considerando-se a equação das reações 
representativas do processo: 
 
I. H2O2 + 2 KI + Amido + H2SO4 K2SO4 + 
I2 + 2H2O 
II. I2 + 2Na2S2O3  2NaI + Na2S4O6 
(complexo azul) (incolor) 
 
 Com o ácido sulfúrico agindo como 
catalisador e o amido como indicador, admitiu-se 
que neste experimento houve o acompanhamento 
da velocidade da reação em termos da 
decomposição do peróxido de hidrogênio (etapa 
lenta), uma vez que o KI apresentava-se em excesso, 
e deste modo o H2O2, reagente limitante, ficou 
responsável pela condução da reação. Assim, um 
dos métodos para se determinar a ordem da reação 
foi descrito segundo o modelo a seguir: 
 
−
𝑑[𝐻2𝑂2]
𝑑𝑡
= 𝐾 𝑥 𝐻2𝑂2
𝑛 Eq. 1 
 
Para o cálculo da concentração de H2O2, 
utilizou-se a seguinte expressão: 
[𝐻2𝑂2] =
[𝑛𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙−([𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] 𝑥 𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3
𝑖
2
)]
𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3𝑎𝑐𝑢𝑚𝑢𝑙𝑎𝑑𝑜
 Eq. 2 
 
E o número de mols inicial de H2O2, foi 
calculado pela equação que segue: 
𝑛
𝐻2𝑂2𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙=
𝑑𝑥𝑇𝑥𝑉
𝑀𝑀
 Eq. 3 
 
Onde: d – densidade = 1476 g.L-1 
T – título em volume = 3,40 % 
V – volume adicionado = 0,02 L 
MM – Massa molar = 34,0147 g.mol-1 
 
Aplicando esses dados na Eq. 3, tem-se: 
𝑛𝐻2𝑂2𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
=
1476 𝑥 0,034 𝑥 0,02
34,0147
 
𝑛𝐻2𝑂2𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
= 0,0295 𝑚𝑜𝑙 
 
 Organizando os dados obtidos no 
experimento e os calculados, preencheu-se a 
tabela abaixo da seguinte forma: 
 
Tabela 1. Dados experimentais e calculados. 
i t (s) V (mL) [H2O2] Ln [H2O2] 1/[H2O2] 
0 0 10 2,950 1,082 0,339 
1 22,8 15 1,933 0,659 0,517 
2 35,29 20 1,425 0,354 0,702 
3 48,42 25 1,120 0,113 0,893 
4 49,64 30 0,917 -0,087 1,091 
5 51,58 35 0,771 -0,260 1,296 
6 63,84 40 0,663 -0,412 1,509 
7 79,42 45 0,578 -0,549 1,731 
8 96,96 50 0,510 -0,673 1,961 
9 116,08 55 0,455 -0,788 2,200 
10 137,04 60 0,408 -0,896 2,449 
11 158,81 65 0,369 -0,996 2,708 
12 182,44 70 0,336 -1,091 2,979 
13 209,01 75 0,307 -1,182 3,261 
14 236,34 80 0,281 -1,269 3,556 
15 267,41 85 0,259 -1,352 3,864 
16 301,34 90 0,239 -1,432 4,186 
17 337,94 95 0,221 -1,509 4,524 
18 378,7 100 0,205 -1,585 4,878 
19 423,68 105 0,190 -1,658 5,250 
20 476,71 110 0,177 -1,730 5,641 
21 534,77 115 0,165 -1,800 6,053 
22 600,21 120 0,154 -1,870 6,486 
23 672,52 125 0,144 -1,938 6,944 
24 751,86 130 0,135 -2,005 7,429 
25 844,23 135 0,126 -2,072 7,941 
26 969,64 140 0,118 -2,138 8,485 
27 1109,49 145 0,110 -2,204 9,063 
28 1290,13 150 0,103 -2,270 9,677 
29 1522,81 155 0,097 -2,335 10,333 
30 1551,18 160 0,091 -2,401 11,034 
Laboratório de Físico-Química 1, Danilo Ricardo Almeida Gonzaga, Cinética Química. 
3 
 
Para melhor visualização dos resultados, os 
dados do Ln [H2O2] e do tempo foram dispostos num 
gráfico: 
Figura 1. Gráfico referente a variação do Ln da 
concentração do peróxido de hidrogênio, em mol/L 
em função do tempo, em segundos, incluindo a 
equação da reta e o seu coeficiente de correlação. 
 
Ainda a partir dos dados da tabela 1, plotou-
se um segundo gráfico, como pode ser visualizado 
a seguir: 
 
Figura 2. Gráfico referente a variação do 
inverso da concentração do peróxido de 
hidrogênio, em L/mol em função do tempo, em 
segundos, incluindo a equação da reta e o seu 
coeficiente de correlação. 
 
Comparando os coeficientes de correlação das 
retas dos dois gráficos (R2), observa-se que o gráfico 
da figura 2 apresenta maior valor de coeficiente e, 
portanto, maior confiabilidade. Sendo este 
representativo de uma reação de segunda ordem, 
uma vez que integrando a expressão da lei da 
velocidade dada pela equação 1, em relação à 
concentração e ao tempo, obtêm-se uma relação do 
inverso da referida concentração em função do 
tempo, apresentando-se como descrito a seguir: 
 
1
[𝐻2𝑂2]𝑓
−
1
[𝐻2𝑂2]𝑖
= 𝐾 𝑥 𝑇 Eq. 4 
 
Assim, a reação é então definida como de 
segunda ordem, com n = 2. 
Relacionando a equação da reta referente 
ao gráfico da figura 2 com a equação 4 acima, 
pontua-se que a constante da reação é definida 
pelo coeficiente angular da equação, logo: 
 
K= 0,0068 L.mol-1.s-1 
 
Conclusão 
 Com base nos resultados obtidos nota-
se que é possível determinar a ordem “n” de 
uma reação para o reagente limitante utilizando 
o método das concentrações em excesso. Para 
o ensaio realizado nesta pratica foi determinada 
a reação como sendo de segunda ordem, com a 
constante K igual a 0,0068 L.mol-1.s-1 conforme 
os dados experimentais. 
 
Referências 
[1] Disponível em: 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/ve
locidade-das-reacoes-
quimicas.htm#:~:text=*%20Concentra%C3%A7
%C3%A3o%3A%20um%20aumento%20na%20c
oncentra%C3%A7%C3%A3o,interfere%20unica
mente%20em%20sistemas%20gasosos. 
Acessado em 27/09/2020. 
[2] Atkins, Peter W.; Jones, Loretta. Princípiosde 
Química: questionando a vida moderna o meio 
ambiente ; tradução técnica: Ricardo Bicca de 
Alencastro. – 5 ed. – Porto Alegre : Bookman, 
2012. 
 
 
 
 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm#:~:text=*%20Concentra%C3%A7%C3%A3o%3A%20um%20aumento%20na%20concentra%C3%A7%C3%A3o,interfere%20unicamente%20em%20sistemas%20gasosos.
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm#:~:text=*%20Concentra%C3%A7%C3%A3o%3A%20um%20aumento%20na%20concentra%C3%A7%C3%A3o,interfere%20unicamente%20em%20sistemas%20gasosos.
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm#:~:text=*%20Concentra%C3%A7%C3%A3o%3A%20um%20aumento%20na%20concentra%C3%A7%C3%A3o,interfere%20unicamente%20em%20sistemas%20gasosos.
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm#:~:text=*%20Concentra%C3%A7%C3%A3o%3A%20um%20aumento%20na%20concentra%C3%A7%C3%A3o,interfere%20unicamente%20em%20sistemas%20gasosos.
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm#:~:text=*%20Concentra%C3%A7%C3%A3o%3A%20um%20aumento%20na%20concentra%C3%A7%C3%A3o,interfere%20unicamente%20em%20sistemas%20gasosos.
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm#:~:text=*%20Concentra%C3%A7%C3%A3o%3A%20um%20aumento%20na%20concentra%C3%A7%C3%A3o,interfere%20unicamente%20em%20sistemas%20gasosos.