Experimento 10

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Química Experimental Geral 1A, Carlos Frederico Santos Martins, Experimento 10 
1 
 
ESTUDO CINE TICO DA REAÇA O DA 
ACETONA COM IODO 
Ex
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 1
0
 
Carlos Frederico Santos Martins 
Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, Recife, Brasil 
Professor: Roberto Lins 
Data da prática: Dia/Mês/Ano; Data de entrega do relatório: Dia/Mês/Ano 
 
Resumo 
Estudo da velocidade da reação entre Acetona com iodo, em diferentes proporções e 
temperatura. 
Palavras chaves: velocidade da reação; Cinética Química; energia de ativação; 
catalizadores; catálise; 
Sumá rio 
Resumo ....................................................... 1 
Introdução ................................................... 1 
Metodologia ................................................ 2 
Resultados e Discussão ............................... 3 
Conclusão .................................................... 4 
Referências .................................................. 5 
Questões ..................................................... 6 
 
Introdução 
A cinética química ou cinética da reação é o 
estudo da velocidade das reações químicas de 
processos e fatores influenciáveis a velocidade. 
Pode-se definir a velocidade da reação com a 
variação da concentração, mudança de cor ou 
qualquer outro estado físico ou químico 
relacionada a reação. 
Os fatores que influenciam a cinética incluem 
concentração dos reagentes, estado físico dos 
reagentes, temperatura ou até a adição de algum 
catalizador no sistema. Para que ocorra a reação é 
preciso um consumo de uma energia chamada 
energia de ativação. 
Catalizadores 
Substância que aumenta a velocidade da 
reação sem ser consumida, podendo ser 
homogêneo ou heterogêneo se respectivamente 
estiver ou não na mesma faze dos reagentes, esse 
processo chamamos de catálise, que é a mudança 
de velocidade de uma reação com a adição de 
algum catalizador, o contrário também ocorre, 
chamamos estes aditivos de inibidores que 
também não se transformam praticamente no fim 
da reação. 
Energia de Ativação 
É a energia mínima para iniciar a reação, para 
ocorrer a reação entre substancias químicas em 
mesma solução é preciso fornecer uma certa 
quantidade de energia para favorecer colisões 
entre moléculas também energia necessária para 
romper ligações e criar novas ligações entre os 
reagentes. 
Ela é fundamentada matematicamente da 
seguinte forma. 
𝐸𝑎 = −𝑅𝑇𝑙𝑛 (
𝑘
𝐴
) 
Onde A coeficiente da proporcionalidade, R a 
constante universal dos gases, T temperatura em 
Kelvin e k a constante de velocidade. 
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Imagem 1: Demonstração da relação entre 𝐸𝑎 e ∆𝐻 , 
com e sem catalizador e nos dois sentidos da reação. 
A reação a ser feita é a seguinte 
 
𝐻3𝐶𝐶𝑂𝐶𝐻3(𝑎𝑞) + 𝐼2(𝑎𝑞) 
→ 𝐻3𝐶𝐶𝑂𝐶𝐻2𝐼(𝑎𝑞) + 𝐻(𝑎𝑞)
+ 
+ 𝐼(𝑎𝑞)
− 
 
O cálculo da velocidade da reação é obtida na 
seguinte expressão 
 
𝑉 = 𝑘[𝑎𝑐𝑒𝑡𝑜𝑛𝑎]𝑎[𝐻 +]𝑏[𝐼2]
𝑐 
 
Tendo a reação três etapas 
I) 𝐻3𝐶 − 𝐶𝑂 − 𝐶𝐻3(𝑎𝑞) + 𝐻(𝑎𝑞)
+ ↔
 𝐻3𝐶 − 𝐶(𝑂𝐻) = 𝐶𝐻2(𝑎𝑞) 
II) 𝐻3𝐶 − 𝐶(𝑂𝐻) = 𝐶𝐻2(𝑎𝑞) + 𝐼2(𝑎𝑞) →
 𝐻3𝐶 − 𝐶
+(𝑂𝐻) − 𝐶𝐻2𝐼(𝑎𝑞)
+ + 𝐼(𝑎𝑞)
− 
III) 𝐻3𝐶 − 𝐶
+(𝑂𝐻) − 𝐶𝐻2𝐼(𝑎𝑞) + 𝐼(𝑎𝑞)
− →
 𝐻3𝐶 − 𝐶𝑂𝐶𝐻2𝐼(𝑎𝑞) + 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐼(𝑎𝑞)
− 
 
A primeira etapa é a lenta e como ela não 
depende de 𝐼2 (𝑐 = 𝑜) colocamos como 
reagente limitante, ela estando em menor 
proporção na reação podemos ignorar a 
mudança de concentração de 𝐻+ e 
𝐻3𝐶𝐶𝑂𝐶𝐻3 e reescrever a expressão do 
cálculo da velocidade acima da seguinte 
forma 
𝑉 = −
𝐷[𝐼2]
𝐷𝑡
=
[𝐼2]𝑜
𝑡
 
Como vários testes vão ser feitos em 
proporções e temperaturas diferentes, dividimos 
as velocidades das reações com atributos 
distintos, tirando o Ln dos dois lados e obtemos 
𝑙𝑛 (
𝑉2
𝑉1
) = 𝑎. 𝑙𝑛2 
e reescrevemos 
 
𝑎 =
𝑙𝑛 (
𝑉2
𝑉1
)
𝑙𝑛2
 
 
Metodologia 
Fez-se vários ensaios, em diferentes 
concentrações de acetona ions hidrogênio e 
iodo como também em temperaturas 
diferentes. Separou-se dois tubos e colocou-
se as concentrações indicadas a cada ensaio, 
um o tubo “A” com uma solução de acetona 
(4,0M), HCL (1,0M) e agua destilada, sendo 
que o HCL colocou-se por último por 
segurança, e em outro , tubo “B” colocou-se 
uma solução de iodo (0,005). Em um terceiro 
colocou-se agua destilada para ficar como 
padrão de cor para comparar no momento 
que o amarelado do iodo for desaparecendo. 
Deixou-se os tubos em um béquer com 
agua em temperatura ambiente para garantir 
que não haverá variação de temperatura. 
Colocou-se o conteúdo do tubo B no Tubo A 
ao mesmo tempo que acionou o cronometro, 
agitou-se a solução até a solução ficar diáfano. 
O procedimento começou-se quando 
ocorreu a estabilidade térmica, os acima da 
temperatura ambiente colocou-se em banho 
Maria os abaixo colocou-se em banho de gelo 
em um béquer de 600mL. 
 
Tabela 1: Proporções dos ensaios em mL e 
variação de temperatura variando acima e 
abaixo da temperatura ambiente. 
 “A” “B” Temp. 
Ens. Acet. HCL 𝐻2𝑂 Iodo 
1º 2,00 2,00 4,00 2,00 amb 
2º 4,00 2,00 2,00 2,00 Amb 
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3º 6,00 2,00 -x- 2,00 Amb 
4º 2,00 4,00 2,00 2,00 Amb 
5º 2,00 6,00 -x- 2,00 Amb 
6º 2,00 2,00 2,00 4,00 Amb 
7º 2,00 2,00 -x- 6,00 Amb 
8º 2,00 2,00 4,00 2,00 10°C < 
9º 2,00 2,00 4,00 2,00 10°C > 
10º 2,00 2,00 4,00 2,00 20°C > 
 
 
Resultados e Discussão 
Com as concentrações (Tabela 2), tempo e 
temperatura (Tabela 3) pode-se calcular a 
velocidade da reação colocando o I2 como 
reagente limitante usando a equação 
 
Tabela 2: Dados das concentrações das 
soluções. 
CH3(CO)CH3 4M 
HCl 1M 
I2 0,005 M 
 
Em todas as reações elas seguiram a equação 
global abaixo, de acordo com as medidas e a 
equação podemos determinar mols. 
 
−
+ + 𝐼(𝑎𝑞)
𝐻3𝐶𝐶𝑂𝐶𝐻3(𝑎𝑞) + 𝐼2(𝑎𝑞) → 𝐻3𝐶𝐶𝑂𝐶𝐻2𝐼(𝑎𝑞) + 𝐻(𝑎𝑞)
 
 
Tabela 3: Variação de tempo e temperatura 
entre os ensaios 
Ensaio Temperatura Tempo (h:m:s) 
1º Ambiente 00:02:01 
2º Ambiente 00:01:11 
3º Ambiente 00:00:36 
4º Ambiente 00:01:02 
5º Ambiente 00:00:36 
6º Ambiente 00:04:27 
7º Ambiente 00:06:26 
8º 10°C < Ambiente 00:27:17 
9º 10°C > Ambiente 00:00:10 
10º 20°C > Ambiente 00:00:28 
 
Como a reação segue três etapas sendo a 
primeira lenta de acordo com a equação (xx), 
observou-se que o iodo seria o responsável pela 
velocidade da reação e também o agente 
limitante, com a adição do iodo formou-se uma 
coloração amarela e no fim da reação diáfano (foto 
1; foto2). 
 
 
Calculou-se então concentração e a 
velocidade em cada ensaio e comparou-se com as 
reações que possuíam proporções iguais em dois 
reagentes e um reagente de proporção variável, 
isto para cada reagente. Todos os volumes finais 
dos ensaios são de 10 mL. A concentração foi 
calculada da seguinte forma: 
𝑀0 =
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑑𝑜𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒
1000mL
⋅ 𝑉0
𝑀𝑓 =
𝑀0
𝑉𝑓
 
 
Tabela 4: Variação da concentração da Acetona 
(M = mol, V = mL) 
𝑉0 𝑀0 𝑉𝑓 𝑀𝑓 
2 8x10⁻³ 10 8x10⁻⁴ 
4 16x10⁻³ 10 16x10⁻⁴ 
6 24x10⁻³ 10 24x10⁻⁴ 
 
Tabela 5: Variação da concentração do HCl (M = 
mol, V = mL) 
𝑉0 𝑀0 𝑉𝑓 𝑀𝑓 
2 2x10⁻³ 10 2x10⁻⁴ 
4 4x10⁻³ 10 4x10⁻⁴ 
Foto 
2: 𝑇𝑓𝑉𝑓 Foto 1: 𝑇0𝑉0 
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6 6x10⁻³ 10 6x10⁻⁴ 
 
Tabela 6: Variação da concentração do Iodo (M = 
mol, V = mL) 
𝑉0 𝑀0 𝑉𝑓 𝑀𝑓 
2 10⁻⁵ 10 10⁻⁶ 
4 2x10⁻⁵ 10 2x10⁻⁶ 
6 3x10⁻⁵ 10 3x10⁻⁶ 
 
Tabela 7: Velocidades de reação nos 10 ensaios. 
Em |mol.L⁻¹.s⁻¹| 
1º 7,44x10⁻⁸ 6º 6,74x10⁻⁸ 
2º 
1,27x10⁻⁷ 
7º 6,99x10⁻⁸ 
3º 2,5x10⁻⁷ 8º 5,5x10⁻⁸ 
4º 1,45x10⁻⁷ 9º 9x10⁻⁹ 
5º 2,5x10⁻⁷ 10º 3,21x10⁻⁸ 
 
 
Esta velocidade média foi calculada pela 
seguinte equação. 
𝑉𝑚 =
𝑀𝑓 − 𝑀0
𝛥𝑡
 
Esta velocidade sempre terá o resultado 
negativo pois o reagente foi consumido, a 
apresentação dos valores na tabela 7 estão 
representadas em módulo. 
A velocidade pode também ser calculada pela 
equação: 
𝑉 = 𝐾 ⋅ [𝐶𝐻3(𝐶𝑂)𝐶𝐻3]
𝑎 ⋅ [𝐻𝐶𝑙]𝑏 ⋅ [𝐼2]
𝑐 
Onde K é uma constante que depende da 
temperatura e as ordens a,b e c retirou-se com um 
comparativo entre as concertações e a velocidade, 
como a primeira etapa é a etapa lenta e não 
depende do Iodo colocou-se c=o , calculou-se 
então a e b da seguinte forma: 
 Usou-se os ensaios 1 e 2 para determinar 
a 
(
4
2
)𝑎 =
1,27 ⋅ 10⁻⁷
7,44 ⋅ 10⁻⁸
 
 Multiplicou-se por Log em ambos os lados 
𝑎 ⋅ log[2] = log[0,585827]
𝑎 =
log[0,585827]
log[2]
= 0,77
 
 Usou-se os ensaios 1 e 4 para determinar 
b 
(
4
2
)𝑏 =
1,45 ⋅ 10⁻⁷
7,44 ⋅ 10⁻⁸
 
 Multiplicou-se por log em ambos os lados 
𝑏 ⋅ log[2] = log[1,9489247311827955]
𝑏 =
log[1,9489247311827955]
log[2]
= 0,96
 
Com isso obteve-se os valores de a = 0,77, 
b=0,96 e c=0. Obtidos os valores podemos definir 
o valor para K na equação da velocidade. 
𝑉 = 𝐾 ⋅ [𝐶𝐻3(𝐶𝑂)𝐶𝐻3]
𝑎 ⋅ [𝐻𝐶𝑙]𝑏 ⋅ [𝐼2]
𝑐
𝐾 =
𝑉
[𝐶𝐻3(𝐶𝑂)𝐶𝐻3]𝑎 ⋅ [𝐻𝐶𝑙]𝑏 ⋅ [𝐼2]𝑐
 
Tabela 8: Valores obtidos de K em relação a 
temperatura. 
Temp (°C) K Temp (°C) K 
Ambiente 6,42x10⁻² 35 7,76x10⁻³ 
11,5 4,74x10⁻² 45 2,77x10⁻² 
Usou-se os valores do primeiro ensaio para 
calcular K em temperatura ambiente, no primeiro 
ensaio usou-se a mesma proporção dos reagentes 
que os ensaios com a variação de temperatura. 
Com os valores de K calculou-se a energia de 
ativação com a seguinte equação 
ln(
𝐾2
𝐾1
) = −(
𝐸𝑎
𝑅
) ⋅ (
1
𝑇2
–
1
𝑇1
)
𝐸𝑎 = −
𝛥𝑇
𝑅
⋅ ln(
𝐾2
𝐾1
) = 0,9422406374
𝐸𝑎 ≃ 0,94𝐾𝐽 ⋅ 𝑚𝑜𝑙−1
 
Conclusão 
A velocidade da reação foi determinada 
a partir da concentração do iodo em relação ao 
tempo porque a quantidade do mesmo é menor, ou 
seja, é um reagente limitante. A concentração do 
iodo não influencia na velocidade, pois este não 
participa da etapa lenta. Agitou-se os reagentes 
manualmente no qual não pode-se ter este 
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resultados como precisos, houve uma variação de 
temperatura no banho de gelo, porém manteve-se 
a temperatura ambiente em 25°C e nos ensaios 
com temperaturas acima da ambiente conseguiu-
se manter estável. O resultado do tempo do ensaio 
em banho de gelo foi obtido em outro grupo por ter 
tido um acidente com o tubo de ensaio. 
A reação se mostrou mais rápida quando 
fornecemos calor ao sistema caracterizando ele 
endotérmico, necessitando a absorção de calor. A 
adição de Hcl reduziu-se para a metade do tempo 
a medida que duplicava sua concentração. 
Referências 
 
Atkins, Peter – Quanta, Matéria e Mudança, “Uma 
Abordagem Molecular para Fisico-Química” - Vol 
2. Ed. Gen|LTC – Pág. 209 – 217. 
 
Atkins, Peter – Principios de Química – 3ª ed., Ed. 
Bookman – Capítulo 13. 
 
Sigman Aldrich – MSDS IODO - Disponivel em 
<http://www.sigma-aldrich.com>. 
 
Sigman Aldrich – MSDS Acetona - Disponivel em 
<http://www.sigma-aldrich.com>. 
 
Sigman Aldrich – MSDS Acido Clóridrico - 
Disponivel em <http://www.sigma-aldrich.com>. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Questões 
1) O que é velocidade de reação? 
 
É a relação entre a diminuição de um reagente 
com o tempo dividido pelo coeficiente 
estequiométrico 
 
2) O que é ordem de reação? 
 
A ordem de uma reação é definida como a 
soma dos expoentes de concentração, que se 
apresentam na Lei Experimental da 
Velocidade. 
 
3) O que é constante de reação? 
 
Relação de velocidade e concentração 
proporcional, tem valor constante, mas varia 
com a temperatura. 
 
 4) Considere a seguinte reação: 2A + B  
2C. Sabe-se que quando dobra a concentração 
dos reagentes a velocidade aumenta oito 
vezes e quando dobra a concentração apenas 
de B a velocidade duplica. Qual é a ordem com 
relação a cada reagente e total? 
 
Reescrevendo a equação V=K[A]a[B]b obtemos 
as seguintes relações 
8𝑉 = 𝐾[2𝐴]𝑎[𝐵]𝑏 𝑒 2𝑉 = 𝐾[𝐴]𝑎[2𝐵]𝑏 
Dividi-se uma equação pela outra em relação 
a A 
8𝑉
2𝑉
=
[2𝐴]𝑎
[𝐴]𝑎
→ 4 = 2𝑎 → 𝑙𝑛4 = 𝑙𝑛2𝑎 
𝑎 = 2 
Dividiu-se em relação a B 
2V
V
=
[2𝐵]𝑏
[𝐵]𝑏
→ 2 = 2𝑏 → 𝑙𝑛2 = 𝑙𝑛2𝑏 
𝑏 = 1 
Logo a e b tem as respectivas ordens 2 e 1 logo 
a ordem total é 3