06 - Cinetica - Leis

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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
PR
 
Ministério da Educação – Universidade Tecnológica Federal do Paraná 
 Departamento Acadêmico de Química de Biologia – DAQBI 
PRÁTICA No 06 - Cinética das Reações Homogêneas 
Assuntos envolvidos: Lei de Velocidade e Energia de Ativação 
 
ROTEIRO PARA DUAS SEMANAS, COM RELATÓRIO NO FINAL DA SEGUNDA SEMANA. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
- 1 suporte para tubos 
- 1 tripé 
- 1 tela de amianto 
- 1 termômetro 
- 1 bastão de vidro 
- 12 tubos de ensaio 
- 1 escova para tubos 
- 3 pipetas graduadas de 10ml 
- 1 béquer de 50ml 
- 1 béquer de 400ml 
- frasco lavador 
- fósforo 
- cronômetro 
 
 
- Solução de KIO3 (A) 0,023mol/l 
 
- Solução de NaHSO3 (B) 0,0075mol/l 
 
INTRODUÇÃO 
 
 O estudo cinético e mecanístico de uma reação química consiste inicialmente em determinar a lei 
de velocidade (eq. de velocidade) e a constante de velocidade, freqüentemente em diferentes 
temperaturas. A determinação da lei de velocidade só é possível experimentalmente. Assim sendo, 
vários métodos experimentais têm sido desenvolvidos. Entre eles temos o método de Isolamento, que 
consiste em ter a concentração de todos os reagentes, exceto a de um, em grande excesso. Isto é, se 
temos a reação: A + B Produtos, e se a concentração de B está em grande excesso, uma boa 
aproximação é considerar sua concentração constante. Assim, supondo uma reação de 2a ordem global, 
ou seja: 
 v = kCACB, nós podemos assumir que CB é constante, então CB = b. 
 Logo: v = k’CA, onde k’= kb 
que é uma lei de velocidade de 1a ordem. É uma lei que foi forçada a ir para a 1a ordem, por assumir 
que CB é constante. Esta é a chamada lei de velocidade de Pseudo-primeira Ordem. Desta forma 
podemos determinar a lei completa de velocidade. 
 Um outro método normalmente utilizado é o método da velocidade inicial, freqüentemente usado 
em conjunto com o método de isolamento. Ele consiste em medir a velocidade no início da reação para 
vários valores de concentração inicial dos reagentes. 
 Assim sendo para a reação acima podemos supor que: v = k’CA, mas no início CA = a. 
 Portanto: vo = k’a (Velocidade inicial). 
Rearranjando esta equação temos: 
 
 
 
Esta equação está nos dizendo que lnvo varia linearmente com o lna, ou seja, um gráfico de lnvo vs lna 
é uma reta cuja a inclinação é a ordem da reação. 
 A reação que nós vamos estudar é a seguinte: 
 
 3HSO3
-
(aq) + IO3
-
(aq) → I
-
(aq) + 3SO4
--
(aq) + 3H
+
(aq) 
 
Temos que a ordem da reação com relação ao íon bissulfito (HSO3
-) é de 1a ordem. Consequentemente 
a lei de velocidade será: 
 
α
3
1
3
3 ][IO]k[HSO
dt
]d[HSO
v −−
−
=−= 
 
lnvo = lnk’ + lna 
Para que nós tenhamos a expressão de velocidade completa é necessário determinar a ordem da reação 
com relação ao íon iodato (IO3
-) e a constante de velocidade a uma dada temperatura. Para isto iremos 
utilizar o método da velocidade inicial. 
 Temos também que a grande maioria das reações a velocidade aumenta com o aumento da 
temperatura. Arrhenius foi quem propôs inicialmente uma relação entre a constante de velocidade k e a 
temperatura (de forma empírica), como sendo: k A e
E RTa= − / . Onde A é uma constante chamada fator 
de freqüência ou fator pré-exponencial, Ea é a energia de ativação, R a constante universal dos gases e 
T a temperatura termodinâmica(em Kelvin). Sendo que A está relacionado com o número de colisões 
entre as moléculas reagentes e Ea é a energia mínima que os reagentes devem ter para transformar em 
produtos. Ou seja somente as moléculas que possuírem uma energia superior a um certo valor crítico, 
denominado energia de ativação, são capazes de reagir. 
 Rearranjando a equação de Arrhenius temos: 
 
 ln lnk A
E
R T
a= −
1
. 
 
Assim conhecendo a lei de velocidade de uma reação podemos determinar a constante de velocidade 
em diferentes temperatura. Com estes dados podemos obter um gráfico de lnk vs 1/T que, de acordo 
com a equação de Arrhenius deve ser linear. Onde do coeficiente angular determinamos a energia de 
ativação (Ea) e do coeficiente linear o fator pré-exponencial (A). 
 Como nesta prática encontraremos a lei de velocidade para reação do bissulfito com o iodato e 
assim determinando a velocidade desta reação em diferentes temperaturas teremos condições de 
encontrar a energia de ativação e o fator pré-exponencial. 
 Esta prática tem como objetivo a determinação da lei de velocidade para a reação do bissulfito-
iodato, a constante de velocidade e a energia de ativação. 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
 
 Determinação da ordem de reação com relação ao iodato. 
 
 O que iremos fazer é determinar o tempo necessário para que certa quantidade fixa de íons 
bissulfatos seja consumida. Para que possamos saber o término da reação iremos usar como indicador 
as seguintes reações: 
 
 5I-(aq) + 6H+(aq) + IO3-(aq) → 3I2(aq) + 3H2O. 
 
 I2(aq) + Amido → [I2-Amido](aq) (Azul) 
 
Isto é, quando os íons bissulfito são totalmente consumidos pela reação: 
 
 3HSO3-(aq) + IO3-(aq) → I-(aq) + 3SO4--(aq) + 3H+(aq) 
 
os íons iodetos reagem com os íons iodatos (a quantidade inicial é sempre superior a quantidade 
estequiométrica) remanescentes para produzir iodo livre que reagiram com a amido resultando em uma 
solução azul. Esta mudança de cor indica o término da reação. 
 Experimentos realizados em baixas concentrações tem demonstrado que a velocidade desta reação 
é praticamente constante, isto é, a concentração decresce quase que linearmente durante o consumo de 
uma quantidade fixa de bissulfito. 
 Desse modo a velocidade média: 
 Δt
]Δ[HSO
v 3
−
−=
 é uma boa aproximação para a velocidade inicial: 
 
 
α
o3o3
33
o ][IO]k[HSO
Δt
]Δ[HSO
dt
]d[HSO
v −−
−−
=−−= 
 
 Procedimento - 
 
 a) Em um tubo de ensaio, adicionar 4ml de solução de KIO3 e juntar 1ml de água. 
 b) Num outro tubo de ensaio, colocar 5ml de solução de NaHSO3. 
 c) Misturar as duas soluções num tubo de ensaio e agitar vigorosamente durante 5 segundos, 
marcando o tempo em segundos a partir do instante em que as soluções entram em contato. 
 d) Observar atentamente, e no momento em que perceber o primeiro sinal de mudança de cor, 
anotar o tempo gasto. 
 e) Em 5 tubos de ensaio adicionar 5 mL de solução de NaHSO3. 
 f) Em outros 5 tubos de ensaio, preparar diferentes concentrações de KIO3 diluindo-a conforme o 
quadro abaixo. 
Tubos de ensaio Prévia 1 2 3 4 5 
ml de solução KIO3 4,0 3,5 3,0 2,5 2,0 1,5 
ml de água 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 
 
 g) Repetir os mesmo procedimentos dos itens c e d para cada experimento do item e. 
 h) Completar a tabela 1 com os valores obtidos nos itens anteriores com os tempos gastos (em 
segundos) para a reação ocorrer e as devidas concentrações. 
 
 
Tabela 1 - Dados necessários para obtenção da ordem de reação em relação o íon IO3
- e a lei de 
velocidade. 
 
Exp. [HSO3
-](mol/l) [IO3-] (mol/l) t (s) vo= [HSO3-]/t ln([HSO3-]/t) ln([IO3
-]) 
1 0,00375 
2 0,00375 
3 0,00375 
4 0,00375 
5 0,00375 
 
 
Relatório 
 
De acordo com os dados obtidos no experimento (tabela 1), construir os gráficos necessários para 
determinar: 
 
a) a ordem da reação em relação ao íon iodato. 
b) a lei de velocidade completa para a reação bissulfito iodato.