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Universidade Estadual de Maringá - UEM	
 Centro de Ciências Exatas - CCE
 Departamento de Físico-Química - DQI
Pré - Relatório 
CINÉTICA DE REAÇÕES
Acadêmicos: 
Andressa M. Takahashi RA: 80106
Geovana Alda RA: 95204
 
Docente: Prof. Dr. Wilker Caetano 
Curso: Química - Licenciatura 
Disciplina: Físico-Química Experimental II - Turma 32 
 Maringá - PR
Ano Letivo - 2020
1. INTRODUÇÃO 
1.1 ) Velocidades iniciais e velocidades instantâneas;
A velocidade de uma reação química é o aumento na concentração molar dos produtos por unidade de tempo ou o decréscimo na concentração molar dos reagentes por unidade de tempo.
Cinética química é o estudo da velocidade das reações e de como ela vária em função de diferentes fatores, como a concentração dos reagentes, temperatura, estado físico dos reagentes, presença de luz ou uso de um catalisador.
Seja uma reação com a forma A + 2B → 3C + D, num certo instante a concentração de um participante J é [J]. A velocidade de consumo num instante é –d[R]/dt onde R pode ser A ou B, e T é o instante analisado. Essa velocidade é uma grandeza positiva. A velocidade de formação de um produto num instante (C ou D) é dP/dt,esta velocidade também é uma grandeza positiva.
Levando em consideração a estequiometria, a velocidade instantânea da reação será conforme descrito abaixo:
V= = = 
 
Logo, há diversas velocidades para uma mesma reação.
1.2 ) Velocidade e a constante de velocidade;
Muitas vezes verifica-se que a velocidade de uma reação depende das concentrações dos reagentes, elevada a certa potência, por exemplo: V = k [A].[B], a velocidade da reação pode ser proporcional a concentração molar do reagente A multiplicada pela concentração molar do reagente B, este valor é medido experimentalmente. A constante de velocidade k não depende das concentrações dos reagentes, mas sim da temperatura.
Geralmente, quando a temperatura aumenta k também aumenta, pois aumenta a velocidade das moléculas aumentando a colisão entre elas.
Arrhenius fez algumas observações experimentais e concluiu que para algumas reações, o gráfico de ln k contra 1/T leva a uma reta. Esse comportamento exprime-se matematicamente introduzindo-se dois parâmetros, um representando o coeficiente linear e o outro o coeficiente angular da reta.
1.3 ) Velocidade e a freqüência de colisões. Efeitos de concentração e temperatura
(distribuição de Boltzmann). A equação de Arrhenius.
Para interpretação dos parâmetros de Arrhenius podemos analisar que:
· ao entrar em contato os reagentes se deformam e começam a trocar ou perder elétrons;
· Coordenada de reação: conjunto de movimentos que estão envolvidos diretamente na formação dos produtos a partir dos reagentes (variação nas distâncias interatômicas, ângulos de ligação); 
· Complexo ativado: aglomerado de átomos que correspondem à região próxima ao máximo da energia potencial; 
· A energia potencial diminui à medida que os átomos se organizam no aglomerado. O máximo da curva de energia potencial corresponde à Energia de Ativação; 
· Estado de transição: configuração crítica dos átomos. Kisla P. F. Siqueira 
 Teoria das colisões: Uma reação só ocorre se as moléculas reagentes colidem com uma energia cinética no mínimo igual a energia potencial, e elas só o fazem se tiverem a orientação correta.
Velocidades de reação e temperaturas 
As constantes de velocidade são dependentes da temperatura:
Equação de ln ln Arrhenius : 
Ea = Energia de ativação; 
A = Fator pré-exponencial ou fator de frequência.
“A” possui a mesma unidade de “k”. 
• Para a maioria das reações “k” aumenta quando “T” aumenta.
Ea: 
• alta: forte dependência entre “k” e “T”; (reta do gráfico mais inclinada) 
• zero: “k” não depende da temperatura; 
• negativa: diminuição de “k” com a temperatura; (reações com mecanismos complexos)
Em algumas reações a relação entre “k” e a “T” não é do tipo de Arrhenius (o gráfico não é linear). 
) 
1.4 )Molecularidade e ordem de reação. Conceitos e diferenças.
A molécula de uma reação química é o numero total de partículas que colidem para formar o complexo ativo. Pode ser definida também como o número mínimo de moléculas que precisam colidir para que a reação ocorra.
Em reações elementares, isto é, aquelas que ocorrem em apenas uma etapa, não apresentando formação de compostos intermediários e seus produtos se formam diretamente das colisões dos reagentes; a molecularidade pode ser dada com base na ordem da reação*, que são os coeficientes estequiométricos.
1.5 ) Leis de velocidade. Leis integrais de zero, primeira e segunda ordem;
A lei da velocidade é enunciada ou representada por uma expressão matemática que obtém o produto das concentrações em mol/L dos reagentes, elevadas aos seus respectivos coeficientes (a, b) estequiométricos (valores do balanceamento) com uma constante (k). 
v = k.[reagente 1]a.[reagente 2]b
Reações de Primeira:
Uma representação gráfica de ln(A), versus t é uma linha reta com inclinação -K e intercepta em ln(A)0 
Reações de segunda ordem: 
Para a reação de segunda ordem com apenas um reagente 
 
Um grafico de 1/(A), versus t é uma linha reta cm a inclinação k e intercepta 1/(A)0
e para essa reações de segunda ordem, um grafico de ln(A), versus t não é linear.
1.6 )Condições de pseudo primeira-ordem.
Reações de Pseudo-Primeira Ordem Em estudos cinéticos de reações de ordem superiores utiliza-se freqüentemente condições, nas quais estas reações exibem um comportamento cinético de “aparentemente” 1a ordem, chamado de pseudo 1a ordem. Numa reação de 2a ordem: A + B C Com a equação cinética: v = -d[A]/dt = k2 [A][B]. 
e com [B] >> [A] [B] = constante portanto a concentração de B não muda (excesso) 
Com isso, a equação cinética pode ser simplificada para: 
 v = kobs [A] com: k obs = k2 [B].A equação cinética é de 1a ordem, apesar de que a reação segue uma lei de 2a ordem; com isso temos uma reação de pseudo 1a ordem.
1. OBJETIVO 
PARTE I 
Determinar a constante de velocidade observada para uma reação
de pseudo primeira-ordem (em relação ao S2O8=) e a constante de velocidade total.
PARTE II
Determinar a energia de ativação.
Determine a constante de velocidade a diversas temperaturas, lembrando que
esta não necessita estar exatamente na temperatura indicada, mas deve
permanecer constante e ser registrada
2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
PARTE I 
Prepare um banho de termostatização grande para trabalhar na temperatura
ambiente.
Tubos A: com pipeta adicione solução 10% (m/v) de iodeto de potássio (KI),
solução 0,050 mol/L de tiossulfato de sódio (S2O3 =) e água destilada. Utilize-se dos seguintes volumes:
Tubos B: com pipeta adicione 10,0 mL da solução 0,10 mol/L de persulfato de
potássio (S2O8 =) e 5,0 mL da solução de amido (5x tubos).
Mantendo o termômetro em um dos tubos B, termostatize todos os 10 tubos ;
registre o valor.
Após atingir-se o equilíbrio térmico, verter todo o conteúdo do tubo A em B,
rapidamente, mas com cuidado para não perder amostras (um de cada vez).
Agite bem a mistura devolvendo-a ao banho. Cronometre o tempo desde o
início da reação até o surgimento da cor azul.
Calcule a constante de velocidade observada média e os desvios (unidades:
litro, segundo e mol).
Adicionalmente calcule graficamente a constante de velocidade observada.
Experimentalmente tem-se que a ordem de reação total é 2 (obtido da literatura experimental).
Calcule a constante de velocidade total.
PARTE II 
Use água em um béquer de 2 L como banho de termostatização. Aqueça-o até
aproximadamente 50oC.
Prepare: Tubo A com 10,0 mL de solução 10% de KI e 3,0 mL de solução
0,05 mol/L de tiossulfato (8x tubos). Tubo B com 10,0 mL de solução 0,10 mol/L de persulfato e 5,0 mL da solução de amido (8x tubos). Vtotal = 28,0 mL;
Termostatize e prossiga o experimento.
Repita nas seguintes temperaturas aprox.: 45o C, 40o C, 30o C, 35o C, 25o C,
20o C e 15o C. Para abaixara temperatura, adicione água/gelada. Lembre-se
que você deve conhecer exatamente cada T.
Calcule a constante de velocidade observada a cada T. Calcule a constante de
velocidade total (ordem = 2).
Através da relação de Arrhenius calcule graficamente a energia de ativação
usando as constantes de velocidade totais.
3. PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS 
3.1 Iodeto de potássio
O Iodeto de Potássio é um sal branco cristalino, usado em fotografia e tratamento radioterápico. Encontra larga aplicação como fonte de iodo por ser menos higroscópico que o iodeto de sódio, tornando-o mais fácil de manipular. 
Fórmula: KI
Massa molar: 166,0028 g/mol
IUPAC: Potassium iodide
Ponto de fusão: 681 °C
Ponto de ebulição: 1.330 °C
Solúvel em: Água
3.2 Tiossulfato de sódio
Tiossulfato de sódio, é frequente a grafia de tal sal como tiosulfato, também chamado erradamente de hipossulfito de sódio, que na forma anidra tem fórmula Na₂S₂O₃, tem aspecto sólido cristalino, de cor branca e é utilizado na indústria fotográfica na formulação de banhos fixadores. 
Fórmula: Na2S2O3
Massa molar: 158,11 g/mol
IUPAC: Sodium thiosulfate
Densidade: 1,67 g/cm³
Ponto de fusão: 48,3 °C
Solúvel em: Água
3.4 Persulfato de Potássio
Traduzido do inglês-O persulfato de potássio é o composto inorgânico com a fórmula K₂S₂O₈. Também conhecido como peroxidissulfato de potássio ou KPS, é um sólido branco que é pouco solúvel em água fria, mas se dissolve melhor em água quente. Este sal é um poderoso oxidante, comumente usado para iniciar polimerizações. 
Ver descrição original
Fórmula: K2S2O8
Massa molar: 270,322 g/mol
Densidade: 2,48 g/cm³
5. BIBLIOGRAFIA 
[5.1] ATIKINS, P.; PAULA, J., FÍSICO-QUÍMICA; Vol 3, 7ª Edição.
[5.2] Profª Kisla P. F. Siqueira, Cinética - Módulo I - Físico Química Avançada, Disponível em: <Cinética (ufop.br)>
[5.3] FOGAÇA, J. R. V., Prepara Enem, Teoria das colisões. Disponível em:<Teoria das colisões. Teoria das Colisões e Complexo ativado (preparaenem.com)>
[5.4] FOGAÇA, J. R. V., Mundo Educação, Molecularidade. Disponível em: <Molecularidade. Molecularidade de uma reação - Mundo Educação (uol.com.br)>