Introdução (cinética química)

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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
 UNIVERSIDADE FEDERAL DA GRANDE DOURADOS 
FACULDADE DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA 
BACHARELADO EM QUÍMICA 
 
 
 
FÍSICO – QUÍMICA EXPERIMENTAL I 
(EXPERIMENTO IV) 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA: REAÇÃO DE PRIMEIRA ORDEM 
 
 
DISCENTES 
Selva Priscila Ricardi Orneles 
 Tamires Mendes Moreira 
 
 
 
PROFESSOR RESPONSÁVEL 
Prof. Dra. Adriana Evaristo de Carvalho 
 
 
 
 
 
Dourados – MS 
18 de Março de 2019 
1.0 INTRODUÇÃO 
A cinética química é o estudo das velocidades e mecanismos das 
reações químicas. A velocidade de uma reação é medida da rapidez com que 
se formam os produtos e se consomem os reagentes. O mecanismo de uma 
reação consiste na descrição detalhada da sequência de etapas individuais que 
conduzem os reagentes aos produtos. Em geral, a velocidade de uma reação é 
determinada pelas propriedades dos reagentes, pelas concentrações dos 
reagentes e pela temperatura. A velocidade pode ser influenciada, ainda pelas 
concentrações de outras substâncias que não são os reagentes e pelas áreas 
das superfícies em contato com os reagentes. [1] 
Para calcular a concentração foi utilizada a seguinte equação: 
 
 
 
Posteriormente calcula-se a constante de velocidade: 
 
 
 
A meia-vida de uma reação é definida como sendo o período de tempo 
necessário para que a concentração do reagente diminua a metade do seu 
valor inicial. Considerando a relação concentração-tempo para uma reação de 
primeira ordem[1]: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.0 OBJETIVOS 
Determinar a constante de velocidade e o tempo de meia vida da 
decomposição do peróxido de hidrogênio, reação de primeira ordem. 
 
3.0 PARTE EXPERIMENTAL 
 
3.1 Materiais 
 7 erlenmeyer 125 mL 
 1 erlenmeyer 250 mL 
 1 Bureta 
 1 Pipeta graduada 10 mL 
 1 Proveta 5 mL 
 1 Proveta de 100 mL 
 1 Cronômetro 
 
3.2 Reagentes 
 Peróxido de hidrogênio 0,16 mol/L 
 Permanganato de potássio 8x10-3 mol/L 
 Cloreto férrico 6% 
 Ácido sulfúrico diluído 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.0 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
 
 Inicialmente enumerou de 1 a 7 os erlenmeyers e adicionou-se 10 mL 
de solução de ácido sulfúrico em cada um. 
Em um erlenmeyer de 250 mL colocou-se 100 mL da solução de 
peróxido de hidrogênio e com uma pipeta graduada adicionou 10 mL da 
solução de cloreto férrico no mesmo. 
Acionou-se o cronômetro, colocou-se uma alíquota de 5 mL da mistura 
reativa no erlenmeyer 1 e titulou-se com permanganato de potássio, foi 
realizado sete titulações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5.0 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
A reação de decomposição do peróxido de hidrogênio em solução 
aquosa é de acordo com a seguinte reação: 
 
H2O(aq) → H2O + ½ O2(g) 
 
Esta reação é considerada lenta, e sabemos que o cloreto férrico atua 
como um catalisador logo se adicionou para acelerar a sua decomposição, 
conforme as reações a seguir: 
 
2 Fe2+(aq) + H2O2(aq) → O2(g) + 2 Fe
3+
(aq) + 2 H
+
(aq) 
H2O2(aq) + 2 Fe
2+ + 2 H+(aq) → 2 H2O(l) + 2 Fe
3+
(aq) 
 
Após a adição do cloreto férrico, titulou-se o peróxido de hidrogênio com 
permanganato de potássio e assim foi possível calcular a concentração de 
peróxido em intervalos conforme a reação: 
 
2 MnO4
-
(aq) + 5 H2O2(aq) + 6 H
+ (aq) – 2 Mn
2+
(aq) + 8 H2O(l) + 5 O2(g) 
 
As titulações foram realizadas sete vezes com um tempo conhecido. 
 
Tabela 1. Dados obtidos experimentalmente 
Erlenmeyer Tempo/min. Volume de 
KMnO4/mL 
1 14,08 12,3 
2 17,11 3,4 
3 21,02 2,1 
4 23,00 1,5 
5 25,05 1,2 
6 27,03 1,1 
7 29,10 1,0 
 
 
Para encontrar a concentração de H2O2 em cada erlenmeyer foi 
necessário utilizar os dados dos valores de volume gasto de KMnO4 que estão 
descritos na tabela 1. Precisamos levar em consideração a proporção 
estequiométrica do KMnO4 e do H2O2, que conforme a estequiometria é 5:2, 
com isso realizamos os cálculos para cada erlenmeyer, utilizando a seguinte 
equação: 
 
 
Onde C1 será a concentração de H2O2 (o qual precisamos encontrar), V1 
é o volume da alíquota adicionada ao erlenmeyer, C2 é a concentração de 
KMnO4 e V2 é o volume de KMnO4 gasto na bureta. 
 
Erlenmeyer 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Erlenmeyer 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Erlenmeyer 3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Erlenmeyer 4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Erlenmeyer 5 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Erlenmeyer 6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Erlenmeyer 7 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A partir dos cálculos para determinar a concentração de peróxido de 
hidrogênio em cada erlenmeyer foi feito o gráfico de ln C vs tempo. Para obter 
o ln da concentração utilizamos o valor de concentração encontrada em cada 
erlenmeyer e transformamos o tempo, que estava em minutos, para segundos. 
Segue a tabela abaixo e o gráfico com os valores de ln C e tempo/s: 
 
Tabela 2. Tempo/s vs. Ln C 
Frasco Tempo/s Ln C 
1 848 -4,8485 
2 1031 -6,1302 
3 1262 -6,6121 
4 1380 -6,9485 
5 1505 -7,1717 
6 1623 -7,2587 
7 1690 -7,3540 
 
 
 
Gráfico 1. Ln da concentração em função do tempo. 
800 900 1000 1100 1200 1300 1400 1500 1600 1700
-7,5
-7,0
-6,5
-6,0
-5,5
-5,0
-4,5
 
 
ln
 C
 (
m
o
l.L
-1
)
Tempo (s)
Equation y = a + b*x
Weight No Weighting
Residual Sum 
of Squares
0,02998
Pearson's r -0,98609
Adj. R-Square 0,96547
Value Standard Error
ln c
Intercept -4,25398 0,2268
Slope -0,00188 1,58309E-4
 
 
Podemos observar que os pontos ficaram bem próximos da reta, com 
exceção ao primeiro ponto que foi desconsiderado, pois está distante da reta. 
Isso pode ser explicado devido a manuseio incorreto. 
Agora temos que calcular a constante de velocidade, para isso 
usaremos os valores de ln C, encontrados anteriormente, e o tempo/s, onde 
pegamos o 2º e 3º ponto do gráfico. Para o cálculo usamos a seguinte fórmula: 
 
 
 
 
 
 
 
 ))
 )
 
 
- 
 
Após determinar a constante da velocidade iremos calcular o tempo de 
meia vida utilizando o valor de K encontrado anteriormente e substitui-lo na 
seguinte equação: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agora iremos calcular o tempo de meia vida utilizando os dados do 
gráfico abaixo: 
Grafico 2. Concentração em função do tempo para encontrar tempo de meia 
vida. 
 
 
 
Para determinar o tempo de meia vida pelo gráfico, foi necessário utilizar 
os dados de concentração calculados anteriormente, onde pegamos a 
concentração do segundo ponto (C= 2,176x10-3 mol/L) e fizemos o seguinte 
cálculo: 
 
 
 
 
 
 
Apos determinar o valor da concentração acima, utilizamos o valor 
calculado para encontrar o valor real do eixo y descrito no gráfico, sendo que o 
valor foi: 
 
 
Podemos observar que teve uma diferença de aproximadamente 30 
segundos entre o valor teórico e o experimental. 
Para determinar o tempo de meia vida utilizaremos os dados do segundo 
ponto em segundos e subtraí-lo pelo valor do eixo x obtido no gráfico 2. 
Conforme calculado abaixo:6.0 CONCLUSÃO 
 
Observou-se que na adição de um catalisador houve um aumento na 
velocidade da reação, sendo que se diminuiu a sua energia de ativação. 
Conforme aumentava o tempo da reação de decomposição o volume de 
permanganato diminuía a cada titulação. 
De acordo com os dados obtidos experimentalmente os valores foram 
próximos aos teóricos, e o tempo de meia vida teve uma diferença de apenas 
30 segundos, conclui-se que o experimento foi satisfatório, mas houve exceção 
no segundo ponto, e explica-se por erro na hora de manusear a prática. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7.0 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. RUSSEL, J. B. Química Geral, 2º edi. vol.2- São Paulo: Pearson Makron 
Books, 1994.