Ministério da Educação – Universidade Tecnológica Federal do Paraná
PR PRÁTICA N 06 o
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
Departamento Acadêmico de Química de Biologia – DAQBI
Cinética das Reações Homogêneas
Assuntos envolvidos: Lei de Velocidade e Energia de Ativação
2015
ROTEIRO PARA DUAS SEMANAS, COM RELATÓRIO NO FINAL DA SEGUNDA SEMANA.
- 1 suporte para tubos
- 1 tripé
- 1 tela de amianto
- 1 termômetro
- 1 bastão de vidro
- 12 tubos de ensaio
- 1 escova para tubos
MATERIAIS E REAGENTES
- 3 pipetas graduadas de 10ml
- Solução de KIO3 (A) 0,023mol/l
- 1 béquer de 50ml
- 1 béquer de 400ml
- Solução de NaHSO3 (B) 0,0075mol/l
- frasco lavador
- fósforo
- cronômetro
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 2 a 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:
lnvo = lnk’ + lna
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 (HSO 3-) é de 1a ordem. Consequentemente
a lei de velocidade será:
d[HSO 3 ]
v
 k[HSO 3 ]1[IO3 ]α
dt
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 a / RT . 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 k  ln A 
Ea 1
.
R T
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 temperatura 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 bissulfitoiodato, a constante de velocidade e a energia de ativação.
PARTE EXPERIMENTAL
1 - Determinação da ordem de reação com relação ao iodato.
O que iremos fazer é determinar o tempo necessário para que uma 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:
Δ[HSO 3 ]
v
Δt
vo  
é uma boa aproximação para a velocidade inicial:
d[HSO 3 ]
Δ[HSO 3 ]

 k[HSO 3 ]o [IO3 ]αo
dt
Δt
1.1 Procedimento - (1a aula)
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.
Prévia
Tubos de ensaio
4,0
ml de solução KIO3
1,0
ml de água
1
3,5
1,5
2
3,0
2,0
3
2,5
2,5
4
2,0
3,0
5
1,5
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.
02 - Determinação da constante de velocidade em diferentes temperaturas.
Determinação da Energia de Ativação.
Conhecendo a lei de velocidade podemos determinar a constante de velocidade (k) medido-se a
velocidade da reação para valores de concentrações de reagentes conhecida a uma dada temperatura.
Se a lei de velocidade é:
v
d[HSO 3 ]
Δ[HSO3 ]

 k[HSO 3 ]1[IO3 ] .
dt
Δt
Assim para um dado par de concentrações de HSO3- e IO3- podemos medir a velocidade em
diferentes temperaturas e determinar a energia de ativação com base na equação de Arrhenius.
2.1 –Procedimento – ( 2a aula)
a) Em 5 tubos de ensaio colocar em cada um 1,5ml de solução de KIO3 mais 3,5ml de água.
b) Em outros 5 tubos de ensaio colocar 5ml de solução de NaHSO3.
c) Montar um sistema como mostra a figura abaixo:
d) Introduzir no béquer um tubo de ensaio do item a e um do item b e um termômetro.
e) Esperar de 1 a 2 minutos até que a temperatura dos tubos se iguale a temperatura da água.
f) Jogar o conteúdo de um tubo no outro e agitar vigorosamente e colocar o tubo dentro do béquer e
acionar o cronômetro.
g) Observar atentamente, o momento em que perceber o primeiro sinal
de mudança de cor, anotar o tempo gasto e a temperatura em que a
reação ocorreu, na tabela 2.
h) Aquecer a água do béquer a aproximadamente 20oC, acima da
temperatura anterior.
i) Nesta temperatura repitetir o mesmo procedimento dos itens d, e e f.
Obs. : Anotar corretamente a temperatura e o tempo gasto para ocorrer
a reação.
j) Resfriar a água do béquer para aproximadamente 5C abaixo da
temperatura anterior. E assim repetir os procedimentos anteriores.
k) Assim a cada variação para baixo de 5C efetuar uma reação
conforme os itens anteriores.
Observação: Para cada caso anotar corretamente a temperatura e tempo.
RELATÓRIO
Tabela 1: Dados necessários para obtenção da ordem de reação com relação o íon IO3-.
Vo
-
Exp. [HSO3 ](mol/l)
1
2
3
4
5
-
[IO3 ] (mol/l)
t (s)
[HSO3-]/t
ln([IO3-])
ln([HSO3-]/t)
0,00375
0,00375
0,00375
0,00375
0,00375
Tabela 2: Dados necessários para a obtenção da energia de ativação para a reação bissulfito-iodato.
Exp. [HSO3-] (mol/l)
1
5
4
3
2
0,00375
0,00375
0,00375
0,00375
0,00375
[IO3-] (mol/l)
T (k)
t (s)
vo= [HSO3-]/t
k
lnk
1/T (k-1)
0,00345
0,00345
0,00345
0,00345
0,00345
QUESTIONÁRIO
De acordo com as informações previamente fornecidas e as que foram obtidas no laboratório
constrir os gráficos que forem necessários para determinar:
a) a ordem da reação em relação ao íon iodato.
b) a lei de velocidade completa para a reação bissulfito iodato.
c) o valor de k para a menor e a maior temperatura do experimento.
d) a energia de ativação para a reação bissulfito iodato.