CINÉTICA DE REAÇÃO E VERIFICAÇÃO DA LEI DE LAMBERT-BEER

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO 
 DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DA PRÁTICA: 
CINÉTICA DE REAÇÃO E VERIFICAÇÃO DA 
LEI DE LAMBERT-BEER 
 
 
 
 
 
Aluno: Vítor Patrício da Silva Medeiros – 2017210275. 
Disciplina: Físico-Química Experimental. 
Professor: Antonio Luciano. 
 
 
 
Seropédica/RJ 
2019 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
Quando se estuda uma reação química leva-se em consideração além da 
espontaneidade da mesma (estudo termodinâmico), a rapidez com que ela 
ocorre (estudo cinético). As velocidades das reações químicas são determinadas 
experimentalmente. As leis de velocidade são deduzidas a partir do efeito da 
concentração dos reagentes e produtos na velocidade de reação. A velocidade 
também depende de outros fatores tais como temperatura, pressão e 
catalisadores. A lei de velocidade de uma reação simples como Equação 1, por 
exemplo: 
A  B  C (Equação 1) 
Utiliza-se a cinética de uma reação para determinar a velocidade das 
reações químicas e dos fatores que possam vir a influenciar a velocidade dessas 
reações. Sendo que a velocidade está relacionada à diversos fatores, como: 
concentração dos reagentes, se a reação está ocorrendo em solução ou algum 
outro estado, a presença ou ausência de catalisadores, temperatura, pressão, 
luz e os produtos finais. 
A reação pode ser definida como de primeira ou segunda ordem de acordo 
com a sua velocidade. As de primeira ordem são aquelas onde a velocidade é 
diretamente proporcional à concentração dos reagentes, já as de segunda ordem 
são aquelas onde há uma dependência entre a velocidade com o quadrado da 
concentração dos reagentes. 
A lei de Lambert-Beer possui como princípio uma relação direta ente 
absorbância e concentração. Então, quando analisamos uma solução no 
espectrofotômetro (UV-Vis), obtemos a absorbância da solução e 
consequentemente calculamos a concentração do produto desejada a partir da 
Equação 2 abaixo: 
A = Ɛ x C.o. x [ ] (Equação 2) 
Onde A, é a absorbância da amostra, Ɛ é a absortividade molar do 
composto de interesse, C.o. é o caminho ótico da célula utilizada e [ ] é a 
concentração do composto de interesse. Conforme a equação 3. 
T =
I
I0
= e−αsC (Equação 3) 
Onde: 
C é a concentração 
α é o coeficiente de absorção 
s é o diâmetro do tubo 
 
E a equação da absorbância é dado conforme a equação 4 e 5: 
A = − ln T (Equação 4) 
A = − ln e−αsc  A = αsc (Equação 5) 
Através da equação 5 constrói-se um gráfico linear AxC e por meio do 
coeficiente linear encontramos o valor de α. 
A reação do violeta de cristal com o Hidróxido de Sódio é de segunda 
ordem, logo tem-se a Equação 6: 
d[violeta cristal]
dt
= −k [violeta cristal][NaOH] (Equação 6) 
Porém, como é utilizado neste experimento um reagente em excesso 
(hidróxido de sódio), considera-se que sua concentração seja constante durante 
a reação, fazendo com que a mesma seja considerada uma reação de primeira 
ordem, conforme a Equação 7. 
d[violeta cristal]
dt
= −k′[violeta cristal] (Equação 7) 
Onde k′ = k [NaOH]. Aplicando separação de variáveis e integrando a 
equação obtém-se em 8: 
ln[violeta cristal] = −k′t + c (Equação 8) 
O que demostra que ln[violeta cristal] é linear com o tempo. Dessa 
maneira, utiliza-se a Equação 9 para traçar o gráfico t × ln[violeta cristal], sendo 
assim, possível calcular a constante de velocidade da reação (k’) logo que: 
tgα = −k′ (Equação 9) 
 
2. OBJETIVO 
Determinação da ordem de reação da hidrólise básica do violeta de cristal 
e a verificação da validade da lei de Lambert-Beer. 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Misturou-se 5 mL de NaOH 0,05 M com 5 mL de violeta de cristal 5x10-5 
M em um tubo do colorímetro e deixar em repouso. Preparou-se em 5 balões de 
25 mL, as soluções de violeta de cristal com as respectivas concentrações: 10-5 
M, 0,5x10-5 M, 0,25x10-5 M, 0,125x10-5 M e 0,063x10-5 M. Zerou-se o colorímetro 
utilizando-se água destilada como branco e iniciou-se as medidas colorimétricas 
para cada solução de violeta cristal, tendo o cuidado de iniciar pela solução mais 
diluída e zerando o aparelho a cada medida e anotou-se cada valor de 
absorbância à respectiva concentração. Para o estudo cinético mediu-se a 
variação de absorbância contra o tempo da reação de NaOH 0,05M com o violeta 
de cristal 5x10-5 M. Misturou-se 5 mL de NaOH com 5 mL de violeta de cristal 
5x10-5 M, em um tubo do colorímetro, e iniciou-se a contagem do tempo usando 
um cronômetro e iniciou-se a contagem do tempo usando um cronômetro. Mediu-
se a absorbância em intervalos de 2 minutos até completar 16 minutos. 
 
3.1 MATERIAIS 
Os materiais utilizados na prática foram: 
 Balões 
 Tubos. 
 NaOH 0,05M. 
 Violeta de Cristal 5x10-5 M. 
 Proveta, bécher e pissete. 
 Colorímetro. 
 Água destilada 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Os resultados de absorbância podem ser observados a partir das 
concentrações de cristal violeta, conforme verifica-se na Tabela 1. 
Concentração (10-5) M Absorbância 
0,063 0,018 
0,125 0,044 
0,25 0,09 
0,5 0,175 
1 0,394 
0 0 
Tabela 1 – Resultados obtidos experimentalmente por espectrofotometria. 
A partir dos dados obtidos da concentração do cristal violeta relacionado 
a absorbância gerada, obtém-se o seguinte gráfico, conforme a Figura 1. 
 
Figura 1 – Resultados obtidos experimentalmente observados pelo gráfico. 
Através do gráfico, vemos que tg α = 0,3979 e por meio desse coeficiente, 
calcula-se o valor da constante αs, de acordo com a equação abaixo: 
tgα = α s  α s = 0,3933 
O valor encontrado acima é a constante K = 0,3979 a ser utilizado na 
construção da Tabela 2, conforme o cálculo a seguir. 
y = 0,3933x - 0,0069
R² = 0,997
-0,05
0
0,05
0,1
0,15
0,2
0,25
0,3
0,35
0,4
0,45
0 0,2 0,4 0,6 0,8 1 1,2
A
b
s
o
rb
â
n
c
ia
Concentração (10-5 M)
Absorbância x Concentração
𝐶 =
A
 α s
=
A
 0,3933
 
 
 
Tabela 2 – Resultados: valores de absorbância ao longo de um determinado tempo de reação. 
A partir da Tabela 2 obtida, é permitido a construção do gráfico da relação 
do Ln C x t, conforme verifica-se a seguir na Figura 2. 
 
Figura 2 – Resultados obtidos experimentalmente observados pelo gráfico. 
 
A fim de encontrar a constante K’, obteve-se a equação da reta que passa 
pelos pontos experimentais do gráfico da Figura 2. A aplicação desse método 
para uma reta genérica com equação y = a + b.x, consiste na obtenção dos 
parâmetros a e b, através da equação da reta obtida, tem-se y=-0,1873x+0,4518, 
extraindo ainda o valor de que tg α, obtém-se o seguinte resultado: 
tg α = - K’ = 0,1873 
 
5. CONCLUSÃO 
Tempo (min) Absorbância (A) K Concentração (10-5) M ln C
2 0,575 0,3933 1,4620 0,379797361
4 0,315 0,3933 0,8009 -0,222000041
6 0,177 0,3933 0,4500 -0,798422947
8 0,112 0,3933 0,2848 -1,256073808
10 0,076 0,3933 0,1932 -1,643839339
12 0,059 0,3933 0,1500 -1,897035236
14 0,049 0,3933 0,1246 -2,082752381
16 0,041 0,3933 0,1042 -2,261000613
y = -0,1873x + 0,4518
R² = 0,9509
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
0,5
1
0 5 10 15 20
L
n
 C
Tempo (min)
Ln C x t
Através desse experimento foi possível verificar experimentalmente a Lei 
de Lambert-Beer e permitiu-se calcular a as constantes experimentais através 
do estudo cinético pelo método colorimétrico. E ainda permitiu-se identificar que 
a ordem de reação era de pseudo de primeira ordem 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
ATKINS, Peter. DE PAULA, Julio. Físico-química. 7a Ed. Rio de Janeiro: Editora 
LTC, 2013