RELATÓRIO EXPERIMENTO Nº 07 DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO ENTRE TIOSSULFATO DE SÓDIO E ÁCIDO CLORÍDRICO - MÉTODO DE VELOCIDADE INICIAL

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA 
CCBS - CENTRO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE 
DF - DEPARTAMENTO DE FARMÁCIA 
 
COMPONENTE CURRICULAR: FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL 
TURMA: QUINTA-FEIRA, 13 HORA 
 
 
 
 
RELATÓRIO EXPERIMENTO N° 07 
 
 
DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO ENTRE TIOSSULFATO DE SÓDIO E 
ÁCIDO CLORÍDRICO – MÉTODO DE VELOCIDADE INICIAL 
 
 
 
 
 
JOÃO VICTOR BELO DA SILVA 
 
 
 
 
 
 
 
CAMPINA GRANDE - PB 
 Dezembro de 2018 
 
UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
LABORATÓRIO DE: Físico-Química Experimental 
PROFESSORA: Drª Dauci Pinheiro Rodrigues 
ALUNO: João Victor Belo da Silva 
CURSO: Farmácia MAT: 171130367 
TÍTULO e N° DO EXPERIMENTO: Experimento 07- Determinação da ordem de reação 
entre tiossulfato de sódio e ácido clorídrico – Método de velocidade inicial 
DATA DO EXPERIMENTO: 15 de novembro de 2018 
 
RECEBIMENTO EM: ___/___/___, POR: 
 
 
 
 
AVALIAÇÃO 
 
PREPARAÇÃO: 
RELATÓRIO: 
PROVA: 
NOTA GLOBAL: 
RUBRICA DA PROFESSORA: 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
No estudo da Química, temos um ramo que se dedica ao estudo de todas as 
particularidades das reações químicas em termos de sua velocidade. A esse ramo é dado o nome 
de Cinética Química. O termo “cinética” foi originalmente usado em relação ao movimento. 
Assim, a teoria cinética dos gases trata de suas propriedades que dependem do movimento das 
partículas. A Cinética Química estuda as velocidades das reações químicas e todas os fatores 
que influenciam, tentando explicar o comportamento macroscópico dos sistemas em termos de 
modelos microscópicos. O estudo das velocidades de reação é de grande interesse no campo da 
tecnologia química. 
A velocidade de uma reação é uma medida do tempo de aparecimento de um reagente 
ou aparecimento de um produto, podendo ser definida em relação a qualquer componente de 
uma reação, de como a velocidade varia em função das diferentes condições e quais os 
mecanismos de desenvolvimento de uma reação. Já a velocidade de uma reação química é o 
aumento na concentração molar do produto por unidade de tempo ou o decréscimo na 
concentração molar do reagente na unidade de tempo. 
A velocidade está relacionada com a concentração dos produtos e dos reagentes, para 
tal fato existe uma constante de velocidade k, que, somente, tem valor constante a uma 
temperatura também constante, ou seja, varia com a temperatura. Para tanto, é observado que 
outros fatores co-influenciam o comportamento cinético das reações químicas, embora a 
temperatura seja a mais importante, pois ela altera a agitação das partículas no meio reacional. 
Aumentando-se a temperatura, a velocidade das colisões das partículas no meio reacional 
também aumentará. 
Fatores que podem afetar a velocidade de uma reação química: 
Concentração dos reagentes: geralmente quanto mais concentrado, maior é a velocidade. 
Contudo, existem exceções a esta regra, como por exemplo, as reações eletroquímicas, onde 
uma maior concentração dos seus reagentes, a reação sofrerá a ação dos efeitos eletroforéticos 
e a distensão iônica. 
Temperatura: normalmente a velocidade das reações aumenta com o aumento da temperatura, 
em alguns casos, um aumento de 10 ºC chega a dobrar a velocidade de uma reação. 
Estado físico dos reagentes: generalizadamente, a velocidade de uma reação química segue 
esta ordem: gases> soluções> líquidos puros> sólidos, quanto a tendência de velocidade. Isso 
pode explicado, devido ao efeito da superfície de contato, que aumento o contato (choque) entre 
as partículas no mio reacional. 
Catalisadores e inibidores: algumas reações químicas em CNTP podem ocorrer lentamente, 
ou em alguns casos, se quer se processam. 
Para aumentarmos a velocidade de uma reação química utilizamos um catalisador. Por outro 
lado, algumas reações se processam tão rapidamente, que é necessária a utilização de inibidores, 
retardando a velocidade, para amenizar-se o risco de acidentes, por exemplo. 
Luz: em algumas reações químicas, a presença de determinados comprimentos de ondas pode 
aumentar a velocidade das reações químicas. Como por exemplo, a decomposição de H2O2 
(peróxido de hidrogênio), que se dá naturalmente na presença de luz. Reações desse tipo são 
chamadas de fotolíticas. 
Um exemplo da importância do estudo da velocidade de uma reação é a indústria 
farmacêutica, pois determinar o tempo de ação de um fármaco é imprescindível a fim de obter 
os efeitos desejados de maneiras prolongada e eficaz. 
 
2. OBJETIVOS 
Este experimento tem por objetivo analisar e determinar a ordem da reação,, a energia 
de ativação e as constantes de velocidade com relação os íons tiossulfato e aos íons hidrogênio, 
na temperatura ambiente e a 10 ºC. 
 
3. SUBSTÂNCIAS E MATERIAS USADOS 
Béquer; 
Pipetas; 
Pipetador; 
Cronômetro; 
Termômetro; 
Proveta 
Água Destilada; 
Gelo; 
Tiossulfato de Sódio (0,3 M e 1 M); 
Ácido Clorídrico (0,3 M e 2 M). 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
Procedimento 1: Determinação da ordem da reação 
Quadro 01: Contrações dos íons tiossulfato em solução aquosa. 
Combinações Na2S2O3 H2O 
1 25 mL - 
2 20mL 5 mL 
3 15 mL 10 mL 
4 7,5 mL 17,5 mL 
5 5 mL 20 mL 
 
Tento por base o quadro 01, iniciou-se o procedimento experimental. NO béquer foi 
colcoado a quantidade de Na2S2O3 0,3 M junto com a quantidade de água, presentes no quadro 
na combinação 1. Então, utilizando-se uma proveta de 5 mL colocou-se 5 mL de Ácido 
Clorídrico 2 M e adicionou-se ao béquer que armazenava o Na2S2O3 0,3 M e a água. 
Posteriormente, adicionou-se ácido clorídrico à solução, utilizando a capela. Contou-se 
o tempo utilizando cronômetros simultâneos, a fim de calcular a média entre os tempos. Quando 
a fita preta se tornou invisível, os cronômetros foram parados e os tempos foram anotados. O 
procedimento descrito acima repetiu-se para cada combinação descrita no quadro. 
 
Procedimento 2: determinação da ordem de reação em relação ao ácido. 
 
Quadro 02: concentrações de íons hidrogênio em solução aquosa. 
Combinações HCl (0,3 M) H2O 
1 10 mL - 
2 7 mL 3 mL 
3 5 mL 5 mL 
 
A determinação da ordem de reação em relação ao ácido deu-se de forma semelhante. 
Em um béquer, foram colocadas as quantidades de cada substância presente na combinação 1 
do quadro 02. Com a combinação em um béquer, adicionou-se a este 20 mL de solução 1 M de 
o Na2S2O3 e a contagem do tempo utilizando os cronômetros foi iniciada. No momento em que 
a fita preta tornou-se invisível, a contagem de tempo foi interrompida. Este procedimento foi 
repetido para as demais combinações do quadro 02. 
Procedimento 3: determinação da ordem de reação em relação ao tiossulfato a uma 
temperatura inferior à do procedimento 1. 
Adicionou-se a um béquer água e gelo, com o objetivo de alcançar uma temperatura 
entre 10 ºC e 15 ºC. Durante o tempo de medidas, foram adicionadas pequenas quantidades de 
gelo a fim de manter a temperatura constante durante as medidas. Colocou-se o béquer com a 
combinação 1 do quadro 01, e a proveta contendo 5 mL de ácido clorídrico 2 M no banho de 
gelo, até que ambos atingiram a temperatura desejada. 
Com isso, adicionou-se o ácido à soluço e a contagem do tempo foi iniciada através dos 
cronômetros, realizando-se essa etapa na capela. Mais uma vez, quando a fita preta atingiu a 
invisibilidade, os cronômetros foram parados e o tempo registrado. O procedimento descrito 
realizou-se para as cominações 1,3 e 5, descritas no quadro 1 presente nesse relatório. 
 
 
5. APLICAÇÃO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
Quadro 03: tempos de reação 
 
Combinações 
Tempo de Reação (seg) 
Procedimento 1 
Temperatura(29°c) 
Procedimento 2 
Temperatura(29°c) 
Procedimento 3 
Temperatura(10°c) 
1 10 s 5s 40 s 
2 12 s 8s 
3 20 s 11 s 60 s 
4 34 s 
5 50 s 142 s 
 
De acordo com os adospresentes no quadro 03, relacionados ao tempo de reação, é 
possível citar alguns parâmetros que interferem na velocidade das reações. A variação na 
temperatura, as reações que se processaram na temperatura de 10 ºC, apresentaram velocidade 
de reação menor quando comparadas com as que se processaram em temperatura ambiente. O 
que nos permite concluir que quanto maior a temperatura mais rápida é a reação. Outro fator é 
a concentração, ao diminuir-se a diluição, ou seja, quanto mais concentrado, mais rapidamente 
se processa a reação. 
 
Quadro 04: Dados do procedimento 1 realizado na temperatura de 29 ºC. 
Combinações Tempo de reação, t (seg) Ln 1/t [Na2S2O3]= [A]0 Ln [A]0 
1 10 s -2,3025 0,25 -1,3862 
2 12 s -2,4849 0,20 -1,6094 
3 20 s -2,9957 0,15 -1,8971 
4 34 s -3,5263 0,075 -2,5902 
5 50 s -3,9120 0,05 -2,9957 
 
Quadro 5: Dados do procedimento 2 realizado na temperatura de 29 ºC 
Combinações Tempo de reação, t (seg) Ln 1/t [H+]= [B]0 Ln [B]0 
1 0,5 s - 1,6094 0,1 -2,3025 
2 8 s -2,0794 0,07 -2,6592 
3 11 s -2,3978 0,05 -2,9957 
 
Quadro 6: Dados do procedimento 3 realizado na temperatura de 10 ºC. 
Combinações Tempo de reação, t (seg) Ln 1/t 
1 40 s -3,6888 
2 60 s -4,0943 
3 142 s -4,9558 
 
 
5.1. APLICAÇÃO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
 
5.1.1. Qual o tipo de reação estudada? 
A reação estudada é do tipo oxirredução: 
(S2O3)
-2 (aq) + 2H
+ (aq) → S (S) + SO2 (g) + H2O 
 
5.1.2. Escrever a equação diferencial de velocidade de reação. 
 
𝑉 = −
𝑑[𝑆2𝑂3
2−]
𝑑𝑡
 = 𝐾[𝑆2𝑂3
2−]𝛼 [𝐻+]𝛽 
Onde os expoentes α e β são a ordem da reação com relação ao ânion tiossulfato e ao cátion 
H+, respectivamente. 
 
5.1.3. Determinar graficamente a ordem da reação com relação ao S2O3-2 e ao H+. 
Em cada gráfico o tiossulfato usado para determinação do α e o ácido clorídrico para 
determinação de β. 
Para a determinação dos gráficos foram realizados os seguintes cálculos para o Procedimento 
1 para o Procedimento 2. 
 
 
 
PROCEDIMENTO 1: Reagente limitante: Tiosulfato. 
 
 Cálculo da concentração de S2O3= em cada combinação ([A]o): M1V1=M2V2. 
 
1) 𝑀1 . 𝑉1 = 𝑀2 . 𝑉2 → 0,3 . 25 = 𝑀2 . 30 → 𝑀2 = 0,25 
2) 𝑀1 . 𝑉1 = 𝑀2 . 𝑉2 → 0,3 . 20 = 𝑀2 . 30 → 𝑀2 = 0,20 
3) 𝑀1 . 𝑉1 = 𝑀2 . 𝑉2 → 0,3 . 15 = 𝑀2 . 30 → 𝑀2 = 0,15 
4) 𝑀1 . 𝑉1 = 𝑀2 . 𝑉2 → 0,3 . 7,5 = 𝑀2 . 30 → 𝑀2 = 0,075 
5) 𝑀1 . 𝑉1 = 𝑀2 . 𝑉2 → 0,3 . 5 = 𝑀2 . 30 → 𝑀2 = 0,05 
 
 Cálculo para encontrar ln 1/t. 
 
1) ln 1 𝑡 → ln 1 10 = −2,3025⁄⁄ 
2) ln 1 𝑡 → ln 1 12 = −2,4849⁄⁄ 
3) ln 1 𝑡 → ln 1 20 = −2,9957⁄⁄ 
4) ln 1 𝑡 → ln 1 34 = −3,5263⁄⁄ 
5) ln 1 𝑡 → ln 1 50 = −3,9120⁄⁄ 
 
 Cálculo para encontrar ln [A]o. 
1) ln [𝐴]𝜊 → ln[0,25] = −1,3862 
2) ln [𝐴]𝜊 → ln[0,20] = −1,6094 
3) ln [𝐴]𝜊 → ln[0,15] = −1,8971 
4) ln [𝐴]𝜊 → ln[0,075] = −2,5902 
5) ln [𝐴]𝜊 → ln[0,05] = −2,9957 
Com base nos resultados obtidos foi possível o preenchimento da Tabela 4. 
 
Tabela 4 – Procedimento 1 
Combinações 
Tempo de Reação, 
t (seg) 
ln 1/t [Na₂S₂O₃] = [A]₀ ln [A]₀ 
1 10 -2,3025 0,25 -1,3862 
2 12 -2,4849 0,20 -1,6094 
3 20 -2,9957 0,15 -1,8971 
4 34 -3,5263 0,075 -2,5902 
5 50 -3,9120 0,05 -2,9957 
 Gráfico ln1/t versus ln [A]o. 
 
 
 
 
 
 
 
 
𝛼 = 0,9964 
 
 
 
 
PROCEDIMENTO 2: Reagente limitante: Ácido Clorídrico. 
 
 Cálculo da concentração do ácido em cada combinação ([B] o): M1V1=M2V2. 
 
1) 𝑀1 . 𝑉1 = 𝑀2 . 𝑉2 → 0,3 . 70 = 𝑀2 . 30 → 𝑀2 = 0,1 
2) 𝑀1 . 𝑉1 = 𝑀2 . 𝑉2 → 0,3 . 7 = 𝑀2 . 30 → 𝑀2 = 0,07 
3) 𝑀1 . 𝑉1 = 𝑀2 . 𝑉2 → 0,3 . 5 = 𝑀2 . 30 → 𝑀2 = 0,05 
 
 Cálculo para encontrar ln 1/t. 
 
1) ln 1 𝑡 → ln 1 5 = −1,6094⁄⁄ 
2) ln 1 𝑡 → ln 1 8 = −2,0794⁄⁄ 
3) ln 1 𝑡 → ln 1 11 = −2,3978⁄⁄ 
 
 Cálculo para encontrar ln [B]o. 
 
1) ln [𝐵]𝜊 → ln[0,1] = −2,3025 
2) ln [𝐵]𝜊 → ln[0,07] = −2,6592 
3) ln [𝐵]𝜊 → ln[0,05] = −2,9957 
y = 0,9964x - 0,9561
R² = 0,9838
-4,5
-4
-3,5
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
-3,5 -3 -2,5 -2 -1,5 -1 -0,5 0
ln
 1
/t
ln [A]₀
Relação ln 1/t versus ln [A]₀
Com base nos resultados obtidos foi possível o preenchimento da Tabela 5. 
 
Tabela 5 – Procedimento 2 
Combinações 
Tempo de Reação, 
t (seg) 
ln 1/t [H⁺] = [B]o ln [B]o 
1 0,5 -1,6094 0,1 -2,3025 
2 8 -2,0794 0,07 -2,6592 
3 11 -2,3978 0,05 -2,9957 
 
 Gráfico ln 1/t versus ln [B]o. 
 
𝛽 = 1,1391 
 
PROCEDIMENTO 3: 
 
1) ln 1 𝑡 → ln 1 40 = −3,6888⁄⁄ 
3) ln 1 𝑡 → ln 1 8 = −4,0943⁄⁄ 
5) ln 1 𝑡 → ln 1 11 = −4,9558⁄⁄ 
 
 
Com base nos resultados obtidos foi possível o preenchimento da Tabela 6. 
 
 
y = 1,1391x + 0,9927
R² = 0,9912
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
-3,5 -3 -2,5 -2 -1,5 -1 -0,5 0
ln
 1
/t
ln [B]₀
Relação ln 1/t versus ln [B]₀
Tabela 6 – Procedimento 3 
Combinações Tempo de Reação, t (seg) ln 1/t 
1 40 -3,6888 
3 60 -4,0943 
5 142 -4,9558 
 
5.1.4. Calcular a ordem de reação global. 
A ordem de reação ou reação global definida consiste na soma das ordens de reação das 
espécies químicas pelo método das concentrações em excesso – velocidade inicial. 
• Ordem da reação com relação a S2O3 2- (α)= 0,9964 
• Ordem da reação com relação ao H+ (β) =1,1391 
• Ordem da reação global = α + β= 2,1355 
 
5.1.5. Determinar a constante de velocidade para as temperaturas utilizadas nos 
procedimentos 1 e 3, usando a equação (7.9). 
 
Determinação de K 
𝑙𝑛 𝐾 = 𝑙𝑛
1
𝑇
− 𝛽 𝑙𝑛[𝐵]0 −∝ 𝑙𝑛[𝐴]0 + 𝑙𝑛 𝐶 
 
𝑀1 . 𝑉1 = 𝑀2 . 𝑉2 
2 . 5 = 𝑀2 . 30 
𝑀2 = 0,333 𝑀 
𝑙𝑛[𝐵] = 𝑙𝑛 0,33 = −1,1086 
Procedimento 1 
 
1ª Combinação 
ln 𝐾 = −2,3025 − (1,1391). (−1,1086) − (0,9964). (−1,3862) + (−1,9661) 
ln 𝐾 = −1,6245 
𝐾 = 𝑒−1,6245 = 0,1970 
2ª Combinação 
ln 𝐾 = −2,4849 − (1,1391). (−1,1086) − (0,9964). (−1,6094) + (−1,9661) 
ln 𝐾 = −1,5886 
𝐾 = 𝑒−1,5886 = 0,2042 
3ª Combinação 
ln 𝐾 = −2,9957 − (1,1391). (−1,1086) − (0,9964). (−1,8971) + (−1,9661) 
ln 𝐾 = −1,8087 
𝐾 = 𝑒−1,8087 = 0,1638 
 
4ª Combinação 
ln 𝐾 = −3,5263 − (1,1391). (−1,1086) − (0,9964). (−2,5902) + (−1,9661) 
ln 𝐾 = −1,6487 
𝐾 = 𝑒−1,6487 = 0,1922 
5ª Combinação 
ln 𝐾 = −3,5263 − (1,1391). (−1,1086) − (0,9964). (−2,9957) + (−1,9661) 
ln 𝐾 = −1,6303 
𝐾 = 𝑒−1,6303 = 0,1958 
Procedimento 3 
 
1ª Combinação 
ln 𝐾 = −3,6888 − (1,1391). (−1,1086) − (0,9964). (−1,3862) + (−1,9661) 
ln 𝐾 = −3,0108 
𝐾 = 𝑒−3,0108 = 0,0492 
3ª Combinação 
ln 𝐾 = −4,0943 − (1,1391). (−1,1086) − (0,9964). (−1,8971) + (−1,9661) 
ln 𝐾 = −2,9073 
𝐾 = 𝑒−2,9073 = 0,0546 
5ª Combinação 
ln 𝐾 = −4,9558 − (1,1391). (−1,1086) − (0,9964). (−2,9957) + (−1,9661) 
ln 𝐾 = −2,6741 
𝐾 = 𝑒−2,6741 = 0,0689 
 
 
 
 
 
 
6º Combinação 
 
Procedimento 1 
𝐾𝑚 =
𝐾1 + 𝐾2 + 𝐾3 + 𝐾4 + 𝐾5
5
 
𝐾𝑚 =
0,1970 + 0,2042 + 0,1638 + 0,1922 + 0,1958
5
 
𝐾𝑚 = 0,1906 
Procedimento 3 
𝐾𝑚 =
𝐾1 + 𝐾2 + 𝐾3
3
 
𝐾𝑚 =
0,0492 + 0,0546 + 0,0689
53
 
𝐾𝑚 = 0,0575 
 
 
7ª Combinação 
 
Procedimento 1 e 3 
𝑻𝟏 = 𝟐𝟗 + 𝟐𝟕𝟑 = 𝟑𝟎𝟐𝑲 
𝑻𝟐 = 𝟏𝟎 + 𝟐𝟕𝟑 = 𝟐𝟖𝟑𝑲 
𝑹 = 𝟖, 𝟑𝟏𝟒
𝑱
𝒎𝒐𝒍
. 𝑲 
𝑲𝒎𝟏 = 𝟎, 𝟏𝟗𝟎𝟔 
𝑲𝒎𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟓𝟕𝟓 
 
𝑙𝑛
𝐾1
𝐾2
=
𝐸𝑎
𝑅
 . (
1
𝑇2
−
1
𝑇1
) 
 
𝑙𝑛
0,1906
0,0575
=
𝐸𝑎
8,314
 . (
1
283
−
1
302
) 
l n 3 , 3147 =
𝐸𝑎
8,314
 . (3,5335. 10−3 − 3,3112. 10−3) 
1,1983 =
𝐸𝑎
8,314
 . (2,223. 10−4) 
𝐸𝑎
8,314
=
1,1983
2,223. 10−4
 
5.1.6. Determinar o valor de k médio para cada temperatura. 
 
Procedimento 1: 
𝐾𝑚 =
𝑘1 + 𝑘2 + 𝑘3 + 𝑘4 + 𝑘5
5
= 
 
Procedimento 2: 
 
Km = 
𝑘1 + 𝑘2 + 𝑘3
3
= 
 
5.1.7. Determinar a energia de ativação utilizando a equação (7.11) e graficamente 
através do gráfico de log k versus 1/T. 
 
PROCEDIMENTO 1 E 3 
𝑇1 = 29 + 273 = 302𝐾 
𝑇2 = 10 + 273 = 283𝐾 
𝑅 = 8,314
𝐽
𝑚𝑜𝑙
. 𝐾 
𝐾𝑚1 = 0,1906 
𝐾𝑚2 = 0,0575 
𝑙𝑛
𝐾1
𝐾2
=
𝐸𝑎
𝑅
 . (
1
𝑇2
−
1
𝑇1
) 
𝑙𝑛
0,1906
0,0575
=
𝐸𝑎
8,314
 . (
1
283
−
1
302
) 
l n 3 , 3147 =
𝐸𝑎
8,314
 . (3,5335. 10−3 − 3,3112. 10−3) 
1,1983=
𝐸𝑎
8,314
 . (2,223. 10−4) 
𝐸𝑎
8,314
=
1,1983
2,223. 10−4
 
𝐸𝑎
8,314
= 5,3904 . 103 
𝐸𝑎 = 5,3904 . 10
3 . 8,314 
𝐸𝑎 = 44815,785 𝑗/𝑚𝑜𝑙 
 
 
5.1.8. Explique a influência da temperatura sobre a velocidade de reação (teoria 
cinética) e comprove na experiência que você realizou. 
A temperatura influencia na agitação das moléculas. Portanto, quanto mais calor, mais 
agitadas ficam as moléculas. Diante disso, se ocorrer o aumento da temperatura, há também o 
aumento da energia cinética. Se as moléculas se movimentam mais, elas se chocam mais e com 
mais energia, diminuindo a energia de ativação e em consequência, aumenta o número de 
colisões efetivas e, portanto, a velocidade de reação também aumenta. No experimento pode 
ser comprovado o que se prediz a teoria, a constante de velocidade do procedimento 1 foi maior 
que a constante do procedimento 3, sendo o primeiro realizado a uma temperatura de 25ºC e o 
segundo na temperatura de 10ºC. 
 
 
5.1.9. Explique porque se mantém constante uma das concentrações durante a 
experiência. 
No procedimento 1 manteve-se a concentração constante do HCl para que pudesse 
descobrir a ordem de reação do Na2S2O3, já no procedimento 2, foi mantida a concentração do 
Na2S2O3 constante para que pudesse determinar a ordem de reação do HCl. Em síntese, 
manteve-se uma das concentrações para que se pudesse encontrar a ordem de reação do outro. 
 
y = -5992x + 18,116
R² = 1
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
0,00325 0,0033 0,00335 0,0034 0,00345 0,0035 0,00355
ln
 K
1/t
ln K versus 1/t
5.1.10. A energia de ativação é uma grandeza experimental? Como podemos determina-
la? 
A energia de ativação é uma grandeza experimental, podendo ser determinada através 
de um gráfico do logaritmo natural da constante de velocidade versando com o inverso da 
temperatura, utilizando o coeficiente angular da reta formada. Pode ser determinada também 
pela equação da Arrhenius tendo o conhecimento de no mínimo duas constantes de velocidades 
em duas temperaturas. 
 
6. CONSIDERAÇÕES FINAIS 
 
Com base no experimento, foi possível estabelecer vários parâmetros no estudo do 
comportamento da cinética de reação, por meio da reação entre tiossulfato de sódio e ácido 
clorídrico. Foi possível determinar a ordem de reação para a reação, portanto o método das 
velocidades iniciais, mantendo uma das concentrações constantes. 
O procedimento foi simples, de execução bastante prática, porém satisfatório, pois 
houve a determinação das ordens parciais e ordem global da reação. No entanto, ocorreram 
alguns erros que podem alterar o resultado final. Dentre eles estão: a pequena margem de 
diferença entre o tempo de acionamento do cronômetro, o tempo em que a pessoa a observar 
afirmava que a faixa preta havia desaparecido, a qualidade dos reagentes utilizados, incluindo 
nisto sua data de validade e modo de conservação, entre outros detalhes. 
Apesar destes fatores, foi possível realizar o experimento com a menor quantidade de 
falhas possível, e pode-se comprovar as velocidades das reações através da macroscópica. 
 
 
 
 
 
 
7. REFERÊNCIAS 
 
AQUINO, K. Cinética Química. Universidade Federal de Pernambuco. Disponível em: < 
https:// www. Ufpe.br/cap/images/química/katiaaquino/2anos/aulas/cineticaquimica.pdf> 
ATKINS, P . W. Físico-Químic: fundamentos. 3 ed. LTC, 2003.