Experimento de Cinética Química

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO E QUÍMICA 
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
LUIS HENRIQUE BARBOSA SOUZA 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO DE DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO ENTRE O 
TIOSSULFATO DE SÓDIO E ACIDO CLORIDRICO PELO METODO DA 
VELOCIDADE INICIAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAMPINA GRANDE 
1. INTRODUÇÃO 
A termodinâmica procura, através do levantamento de dados relacionados as 
condições nas quais um sistema se encontra (CNTP), diz-se que um determinado fenômeno 
pode ocorrer, ou não. Entretanto, não é função desse ramo da ciência afirmar se o fenômeno 
analisado ocorrerá em mais ou menos tempo. 
Nas reações químicas a resposta relacionada com a velocidade com que certo 
fenômeno ocorre se deve a cinética química que, medindo-se o consumo dos reagentes ou a 
formação dos produtos no decorrer do tempo é capaz de infirmar se o fenômeno 
termodinamicamente possível levará mais ou menos tempo para se processar. 
No estudo da química, temo um ramo que se dedica ao estudo de todas as 
particularidades das reações químicas em termos de velocidade, onde a esse ramo damos o 
nome de cinética química. Cinética química inclui investigações de como diferentes 
condições experimentais podem influir a velocidade de uma reação química e informações de 
rendimento sobre o mecanismo de reação e estados de transição, assim como a construção de 
modelos matemáticos que possam descrever as características de uma reação química. 
A velocidade da reação recebe geralmente o nome de taxa de reação. A taxa de 
reação está relacionada com: as concentrações dos reagentes e seu estado particular (estado 
físico, estado nascente dos gases, estado cristalino ou amorfo dos sólidos),o fato dos reagentes 
estarem ou não em solução (neste caso a natureza do solvente irá influir na velocidade da 
reação), a temperatura, a eletricidade, a luz, a pressão, a presença de catalisadores e 
dos produtos de reação. 
 
Teoria das colisões: a velocidade de reação aumenta proporcionalmente à 
concentração dos reagentes 
Sua importância é muito ampla, já que se relaciona com temas como, por exemplo, a 
rapidez com que um medicamento atua no organismo ou com problemas industriais, tais 
como a descoberta de catalisadores para acelerar a síntese de algum novo produto. 
FATORES QUE PODEM INFLUENCIAR NA VELOCIDADE DA REAÇÃO 
Natureza dos reagentes 
Dependendo de quais substâncias reagem, o tempo de tais reações varia, ou, mais 
detalhadamente, a rapidez ou velocidade com que se formam ou rompem 
as ligações dependem da natureza dos reagentes. Reações ácidas, a formação de sais, as troca 
iônica são reações rápidas. 
Exemplos típicos de reações rápidas são as reações dos explosivos, muitas vezes 
ocorrendo inicialmente dentro da própria molécula de uma única substância. Outro exemplo 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Mecanismo_de_rea%C3%A7%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Estado_de_transi%C3%A7%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Taxa_de_rea%C3%A7%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Concentra%C3%A7%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Reagente
https://pt.wikipedia.org/wiki/Cristal
https://pt.wikipedia.org/wiki/Amorfo
https://pt.wikipedia.org/wiki/Solu%C3%A7%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Solvente
https://pt.wikipedia.org/wiki/Velocidade
https://pt.wikipedia.org/wiki/Temperatura
https://pt.wikipedia.org/wiki/Electricidade
https://pt.wikipedia.org/wiki/Luz
https://pt.wikipedia.org/wiki/Press%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Catalisador
https://pt.wikipedia.org/wiki/Produto
https://pt.wikipedia.org/wiki/Catalisador
https://pt.wikipedia.org/wiki/Liga%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
https://pt.wikipedia.org/wiki/Sal
https://pt.wikipedia.org/wiki/Troca_i%C3%B4nica
https://pt.wikipedia.org/wiki/Troca_i%C3%B4nica
https://pt.wikipedia.org/wiki/Explosivo
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Molecular-collisions.jpg
de reações rápidas são as oxidações de metais nobres, que produzem óxidos extremamente 
resistentes e aderentes que impedem a continuidade da reação (passivação), como com 
o ouro ou o cromo, presente no aço inoxidável. 
Quando a formação de ligações covalentes toma lugar entre as moléculas e quando 
moléculas grandes são formadas, as reações tendem a ser muito lentas. A natureza e força das 
ligações em moléculas influencia grandemente a taxa de sua transformação em produtos. As 
reações que não envolvem menor rearranjo de ligações ocorrem mais rapidamente que as que 
envolvem maior arranjo de ligações, como se evidencia nas diferentes velocidades de 
formação de polímeros, como o polietileno (mais rápido) e o poliéster (mais lento). 
Temperatura 
Com o aumento da temperatura, aumenta-se a energia cinética média das moléculas 
em um sistema e consequentemente o número de colisões efetivas entre elas. Alimentos na 
geladeira, como por exemplo leite, ovos, carnes e etc., demoram muito mais para estragar do 
que em uma temperatura ambiente. Isso porque as reações químicas feitas pelos micro-
organismos decompositores são retardados pelas baixas temperaturas. 
Há uma regra que foi formulada no século XIX pelo holandês Jacobus Henricus van't 
Hoff que diz que um aumento de 10 graus célsius na temperatura do sistema, o mesmo irá 
reagir duplicando a velocidade da reação. Hoje sabe-se que essa regra apresenta várias 
exceções, mas ela é muitas vezes útil para se fazerem previsões aproximadas do 
comportamento da velocidade de certas reações. Ela é conhecida como Regra de Van't Hoff. 
Estado físico 
O estado físico (sólido, líquido, ou gasoso) de um reagente é também um importante 
fator da taxa de reação. Quando reagentes estão na mesma fase, como em solução aquosa, o 
movimento térmico os coloca rapidamente em contato. Entretanto, quando eles estão em 
diferentes fases, a reação é limitada a interface entre os reagentes. A reação somente pode 
ocorrer na área de contato, no caso de um líquido ou gás, na superfície de um líquido. 
Agitação vigorosa e/ou turbilhonamento podem ser necessários para conduzir a reação a 
realizar-se completamente. Isto significa que quanto mais finamente dividido um sólido ou 
líquido reagente é, a sua maior área de superfície, tornará mais rápida a reação (o que é 
analisado mais detalhadamente em Superfície de contato, abaixo). Em química orgânica existe 
a exceção que reações homogêneas (no mesmo meio e fase) podem ocorrer mais rapidamente 
que reações heterogêneas. 
Superfície de contato 
Se numa reação atuam reagentes em distintas fases, o aumento da superfície de 
contato entre eles aumenta a velocidade das reações. Considerando, por exemplo, uma reação 
entre uma substância sólida e uma líquida, quanto mais reduzida a pó estiver a substância 
sólida, maior é a superfície de contacto entre as partículas de ambas as substâncias e, portanto, 
maior é a possibilidade de essas partículas colidirem umas com as outras. Fazendo-se uma 
analogia, por exemplo, quando acende-se uma lareira, usa-se palha ou papel e destes acende-
se as mais grossas porções de lenha. 
Exemplos claros deste tipo de influência na velocidade de reações é o perigo que 
representa em silos de farinhas e grãos de cereais a combustão violenta, explosiva, de 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Oxida%C3%A7%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Metal_nobre
https://pt.wikipedia.org/wiki/Passiva%C3%A7%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ouro
https://pt.wikipedia.org/wiki/Cromo
https://pt.wikipedia.org/wiki/A%C3%A7o_inoxid%C3%A1vel
https://pt.wikipedia.org/wiki/Liga%C3%A7%C3%A3o_covalente
https://pt.wikipedia.org/wiki/Pol%C3%ADmero
https://pt.wikipedia.org/wiki/Polietileno
https://pt.wikipedia.org/wiki/Poli%C3%A9ster
https://pt.wikipedia.org/wiki/Energia_cin%C3%A9tica
https://pt.wikipedia.org/wiki/Jacobus_Henricus_van%27t_Hoff
https://pt.wikipedia.org/wiki/Jacobus_Henricus_van%27t_Hoff
https://pt.wikipedia.org/wiki/Estado_f%C3%ADsico
https://pt.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3lido
https://pt.wikipedia.org/wiki/L%C3%ADquidohttps://pt.wikipedia.org/wiki/Gasoso
https://pt.wikipedia.org/wiki/Fase_(qu%C3%ADmica)
https://pt.wikipedia.org/wiki/Solu%C3%A7%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Aquoso
https://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=%C3%81rea_de_superf%C3%ADcie&action=edit&redlink=1
https://pt.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_org%C3%A2nica
https://pt.wikipedia.org/wiki/Reagente
https://pt.wikipedia.org/wiki/Lareira
https://pt.wikipedia.org/wiki/Lenha
https://pt.wikipedia.org/wiki/Silo
https://pt.wikipedia.org/wiki/Farinha
https://pt.wikipedia.org/wiki/Cereais
partículas finamente divididas com o ar. Um exemplo laboratorial que é apresentado sobre 
este fator é a reação do iodo "metálico", granulado, com o metal zinco. A reação se processa 
muito mais rapidamente com o zinco em pó que o zinco em lâmina, após o acréscimo de água 
sobre os reagentes. 
Presença de um catalisador 
Os catalisadores aumentam a velocidade de uma reação química, mas não participam 
da formação dos produtos, sendo completamente regenerados no final. Atuam ao promover 
rotas de reação com menor energia de ativação. O catalisador acelera a reação, pois diminui a 
energia de ativação do sistema reacional, mas não participa da reação, ou seja, não ocorre 
nenhuma mudança nos produtos que serão obtidos a partir da reação, e o catalisador, ao final 
do processo, continua intacto. A ação do catalisador é abaixar a energia de ativação, 
possibilitando um novo caminho, mais curto, para a reação. O abaixamento da energia de 
ativação é que determina o aumento da velocidade da reação. 
Presença de um inibidor 
Os inibidores são substâncias que tem um papel oposto ao dos catalisadores, atua 
diminuindo a velocidade das reações por aumentar a energia de ativação necessária. Também 
é conhecido como veneno do catalisador, anticatalisador ou catalisador negativo. 
2. OBJETIVO 
Calcular a ordem de reação com relação aos íons tiossulfato e aos íons hidrogênio 
bem como a energia de ativação e as constantes de velocidade nas temperaturas, ambiente e a 
10° C. 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Tubos de ensaio 
 Becker 
 Água destilada 
 Tiossulfato de sódio (0,3 M e 1 M) 
 Ácido Clorídrico (0,3 M e 2 M) 
 Gelo 
 Pipetas volumétricas 
 Provetas 
 Cronometro 
 Máscara 
 Termômetro 
 Luvas 
 Capela 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
O experimento foi iniciado com base no quadro que está localizado na apostila da 
disciplina. Em um Becker foi colocado a quantidade de Na2S2O3 03 M indicada no quando, 
prosseguimos com o auxílio de uma proveta foi adicionado 5 ml de ácido clorídrico 2 M, ao 
béquer que continha o Na2S2O3 0,3 M e água. A adição de ácido clorídrico foi realizada na 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Iodo
https://pt.wikipedia.org/wiki/Zinco
https://pt.wikipedia.org/wiki/Catalisador
capela e deu-se inicio a contagem do tempo, dispondo de um cronometro. Agitando de modo 
continuo, quando a fita preta se tornou invisível pausamos o cronometro. 
Foram utilizados 4 cronômetros para determinar o tempo final, por meio da média 
entre os tempos. No segundo procedimento foi colocado o béquer com a combinação 1 sobre 
a fita preta e, adicionou-se 20 ml de Na2S2O3 1 M, disparando o cronometro imediatamente. 
Agitou-se a solução constantemente, olhando por cima até que a fita preta ficasse invisível 
(momento que o cronometro é desligado). Anotou-se as informações com o tempo final e o 
procedimento foi novamente repetido para as novas combinações. 
 Determinação da ordem de reação em relação ao tiossulfato à uma temperatura 
inferior à do procedimento 1. 
Foi preparado um banho de água e gelo em um béquer adicionando gelos aos poucos 
até alcançar uma temperatura de 10°. a uma proveta, adicionou-se 5 ml de ácido clorídrico. 
Colocaram-se o béquer contendo a primeira combinação e a proveta contendo ácido 
clorídrico. Colocaram o béquer contendo a primeira combinação e a proveta contendo ácido 
clorídrico no banho de água e gelo, até que ambos atingissem 10° C. Nesse momento, 
colocou-se o béquer com a solução sobre a fita preta e adicionou-se o ácido ao béquer 
marcando o tempo decorrido ate que a fita se tornasse invisível. Anotou-se o tempo marcado e 
repetiu-se o procedimento para as outras combinações. 
5. APLICAÇÃO DOS RESULTADOS 
 
1) Qual o tipo de reação estudada? 
R = A reação estudada é do tipo óxido-redução, ocorre a oxidação e redução dos elementos, 
nesta o átomo de enxofre sofre oxidação, perde elétrons. O átomo de enxofre sofre redução, 
ou seja, ganha elétrons. 
2) Escrever a equação diferencial da velocidade de reação. 
R = (S2O3)
-2
 (aq) + 2H
+
 (aq) ⟶ S (s) + SO2 (g) + H2O 
3) Determinar graficamente a ordem de reação com relação ao S2O32 e ao H+. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1° ln 
 
 
 = -2,1690 
2° ln 
 
 
 = -2,3145 
3° ln 
 
 
 = -2,6433 
4° ln
 
 
 = -3,3160 
5° ln 
 
 
 = -3,7382 
 
 
Dados dos procedimentos 2 realizados na Temperatura a 26 °C. 
 
 
 
 
 
 
 
Combinações 
Tempo de Reação (seg.) 
Procedimento 1 
(26°C) 
Procedimento 2 
(26°C) 
Procedimento 3 
(10°C) 
1 8,175 6,4925 28,2266 
2 10,12 7,6725 x 
3 14,06 8,895 39,485 
4 27,55 x x 
5 42,0225 x 103 
 
 
 
 
 
 
Dados do procedimento 2 que foi realizado à uma temperatura de 10° C. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
y = 0,984x + 0,6818 
R² = 0,9996 
-3,5
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
-4 -3,5 -3 -2,5 -2 -1,5 -1 -0,5 0
ln
 1
/T
 
ln [A0]o Relação com o (S2O3
)-2 
 
 
 
 
 
 
 
4) Calcular a ordem da reação global. 
R = Ordem da reação com reação a S2O
2- 
3 (α) = 0,984 
Ordem da reação com reação a H
+
(ß) = 2,3382 
Ordem da reação global = α+ ß → 0,984+2,3382= 3,3222 
5) Determinar a constante de velocidade para as temperaturas utilizadas nos 
procedimentos 1 e 3. 
R = ln K= ln 
 
 
 – ß ln [B0] – α ln [A0] + lnC 
M1xV1=M2xV2 
2x5=M2x30 
M2= 0,333 
ln [B]=ln 0,333M= -1,1086 
 
Procedimento 1 
Primeira combinação 
ln K= ln 
 
 
 – ß ln [B0] – α ln [A0] + lnC 
ln K= -2,1011 – 1,2888x [-1,1086] – 0,984x(-1,3862) – 1,9661 
ln K= -2, 1011 + 1,4276 + 1,3640 – 1,9661 
ln k= -1,2756 
ln k= 0,2792 
 
segunda combinação 
ln K= ln 
 
 
 – ß ln [B0] – α ln [A0] + lnC 
ln K= - 2,3146– 1,2888x [-1,1086] – 0,984x(-1,6094) – 1,9661 
y = 1,2888x + 1,6951 
R² = 0,9451 
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
-4 -3 -2 -1 0
Relação ao H+ 
ln1/t
Linear (ln1/t)
ln K= -2, 3146 + 1,4276 + 1,5836 – 1,9661 
ln k= -1,2695 
ln k= 0,2809 
 
Terceira combinação 
ln K= ln 
 
 
 – ß ln [B0] – α ln [A0] + lnC 
ln K= - 2,6433– 1,2888x [-1,1086] – 0,984x(-1,8971) – 1,9661 
ln K= -2,6433 + 1,4276 + 1,866– 1,9661 
ln k= -1,3158 
ln k= 0,2682 
 
Quarta combinação 
ln K= ln 
 
 
 – ß ln [B0] – α ln [A0] + lnC 
ln K= - 3,3164– 1,2888x [-1,1086] – 0,984x(-2,5902) – 1,9661 
ln K= -3,3164 + 1,4276 + 2,5487– 1,9661 
ln k= -1,3062 
ln k= 0,2708 
 
Quinta combinação 
ln K= ln 
 
 
 – ß ln [B0] – α ln [A0] + lnC 
ln K= -3,7384 – 1,2888x [-1,1086] – 0,984x(-2,9957) – 1,9661 
ln K= -3,7384 + 1,4276 + 2,9477– 1,9661 
ln k= -1,3292 
ln k= 0,2646 
 
Procedimento 3 
primeira combinação 
ln K= ln 
 
 
 – ß ln [B0] – α ln [A0] + lnC 
ln K= -3,3410 – 1,2888x [-1,1086] – 0,984x(-1,3862) – 1,9661 
ln K= -3,3410 + 1,4276 + 1,3640– 1,9661 
ln k= - 2,5155 
ln k= 0,080 
 
Terceira combinação 
ln K= ln 
 
 
 – ß ln [B0] – α ln [A0] + lnC 
ln K= -3,6769 – 1,2888x [-1,1086] – 0,984x(-1,8971) – 1,9661 
ln K= -3,6769 + 1,4276 + 1,8667– 1,9661 
ln k= - 2,3487 
ln k= 0,0954 
 
Quinta combinação 
ln K= ln 
 
 
 – ß ln [B0] – α ln [A0] + lnC 
ln K= -4,6356 – 1,2888x [-1,1086] – 0,984x(-2,9957) – 1,9661 
ln K= -4,6356 + 1,4276 + 2,9477– 1,9661 
ln k= - 2,2264 
ln k= 0,1079 
6) Determinar o valor de K médio para cada temperatura. 
R = Procedimento 1 
Km= 
 
 
 
Km= 
 
 
 
Km= 0,2727 
 
Procedimento 3 
Km= 
 
 
 
Km= 
 
 
 
Km=0,05666 
 
7) Explique a influência da temperatura sobre a velocidade de reação (teoria 
cinética) e comprove na experiência que você realizou. 
R = A temperatura influência 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 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 25 °C e 
o segundo na temperatura de 10 °C. 
 
8) Explique por que mantém constante uma das concentrações durante a 
experiência? 
R = No procedimento 1 manteve-se a concentração constante do HCl para que pudesse 
descobrir a ordem de reação Na2S2O3, já no procedimento 3, foi mantida a concentração do 
Na2S2O3 constante para que pudesse determinar a ordem de reação do HCl. Em síntese, 
manteve se umas das concentrações para que pudessem encontrar a ordem de reação do outro. 
 
9) A energia de ativação é uma grandeza experimental? Como podemos determina-
la? 
R = 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 de Arrhenius tendo o conhecimento de no mínimo duas constantes de 
velocidades em duas temperaturas. 
 
6. CONCLUSÃO 
 
Através do experimento realizado no laboratório de físico-química, concluiu-se que foi 
possível estabelecer vários parâmetros no estudo da velocidade das reações, por meio das 
substâncias utilizadas que foram o tiossulfato de sódio e ácido clorídrico. Então foi possível 
determinar a ordem de reação para reação, portanto o método das velocidades iniciais, 
mantendo umas das concentrações constantes.