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SERVIÇO PÚBLICO FEDERAL 
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLÓGIA 
CAMPUS BELÉM 
COORDENAÇÃO DE QUÍMICA 
CURSO: QUÍMICA, LICENCIATURA 
DISCIPLINA: FÍSICO QUÍMICA EXPERIMENTAL II 
 
 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Belém 
2022 
Daison Antônio Holanda Ferreira / Matricula: 20180864176 
Dayan Rios Pereira / Matricula: 20180864185 
Lucas Bentes Pessoa Lopes / Matrícula: 20180864263 
Thiago Luís Garcia Lobato / Matrícula: 20180864324 
 
 
 
 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
 
 
Trabalho apresentado referente a disciplina 
Físico Química Experimental II da turma 
C863NB do curso de Licenciatura plena em 
Química como requisito para obtenção de 
nota parcial do 1° bimestral. 
 
Professor(a): Dra. Patrícia da Luz 
 
 
 
 
 
 
Belém 
2022 
 
INTRODUÇÃO 
 
A lei de ação das massas constitui uma lei fundamental da química. Estabelece que a 
velocidade à qual uma reação química tem lugar, a uma dada temperatura, é diretamente 
proporcional ao produto das massas ativas dos reagentes. A massa ativa de um reagente 
é considerada como sendo a sua concentração molar. 
Considere a reação hipotética: 
A+B⟶C+D 
Pela lei a velocidade dessa reação é proporcional às concentrações de A e B. Escrevemos 
então: 
v∝[A][B] 
Essa relação é transformada em igualdade introduzindo uma constante de velocidade k, 
obtemos a chamada lei de velocidade da reação: 
v=k[A][B] 
Cada reação tem uma constante de velocidade que depende da temperatura. O coeficiente 
estequiométrico também é importante na determinação da lei de velocidade, se duas 
moléculas de uma espécie participam da reação a velocidade depende quadraticamente 
da concentração desta. Por exemplo, na reação a seguir: 
2A⟶B 
Temos: 
v=k[A]2 
De modo geral podemos escrever a lei de reação como: 
v=k[A]γA[B]γB[C]γC… 
Onde γ é a ordem da reação de cada reagente. A soma das ordens de todos os reagentes é 
a ordem global da reação. Para reações elementares a ordem é simplesmente o coeficiente 
estequiométrico da espécie, que em geral é 1 ou 2, indicando reações unimoleculares e 
bimoleculares respectivamente. Na prática nem todas reações observadas são 
elementares, pois são na verdade reações complexas produto de diversas etapas 
elementares. Nesses casos a ordem de reação não é apenas o coeficiente estequiométrico 
e deve ser determinada experimentalmente, não havendo restrições quanto ao seu valor, 
podendo até ser negativa, fracional ou nula. 
É importante notar que a velocidade de uma reação pode ser expressa em relação a 
qualquer um dos participantes, inclusive produtos. Entretanto, a não ser que os 
coeficientes estequiométricos sejam iguais, as velocidades vão ser diferentes dependendo 
da espécie monitorada. 
A lei de ação de massas tem implicações cinéticas, descritas acima, e também 
termodinâmicas, uma vez que o equilíbrio químico pode ser descrito através dessa lei. 
Sabe-se que o equilíbrio de reações químicas não é estático e sim um equilíbrio dinâmico 
onde a velocidade da reação direta e inversa são iguais. Isso significa dizer que: 
Vdireta = Vinversa 
Para uma reação do tipo: 
A+B⇌C+D 
Temos que: 
Vdireta=kD[A][B] 
Vinversa=kI[C][D] 
No equilíbrio: 
kD[A][B]=kI[C][D] 
OBJETIVO 
Estudar o efeito da concentração dos reagentes na velocidade de uma reação química. 
 
MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS 
 Materiais 
 02 Bureta 25mL 
01 Cronômetro 
06 Etiquetas 
03 Béqueres 100 mL 
04 Tubos de ensaio 
01 Suporte universal 
01 Estante para tubo de ensaio 
 
Reagentes 
Solução 0,3 M de ácido sulfúrico, H2SO4 
Solução 0,3 M de tiossulfato de sódio, Na2S2O3 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
- Rotular duas buretas e três béqueres de 100 mL: H2O, H2SO4, Na2S2O3; 
- Carregue corretamente cada bureta com o respectivo líquido e deixe sob cada uma o 
béquer identificado; 
- Pegue quatro tubos de ensaio e, utilizando a bureta, coloque, em cada um, 4 mL da 
solução 0,3M de ácido sulfúrico; 
- Numere outros quatro tubos de ensaio de 1 a 4; 
- Utilizando as buretas, coloque no tubos numerados a solução 0,3M de Na2S2O3 e H2O 
segundo a tabela seguinte. 
- Pegar o tubo de ensaio 1 e um dos tubos contendo 4 mL de H2SO4 do passo 3. Pegar 
também um cronômetro ou um relógio que marque segundos. 
- Adicionar os 4 mL de ácido ao tubo 1 e, assim que começar a aparecer uma turvação, 
parar o cronômetro. Lançar na tabela o tempo (em segundos) que demorou para aparecer 
a turvação. 
- Jogar fora o conteúdo do tubo 1 e lave-o em seguida. Essa operação deve ser feita 
imediatamente, para evitar que o tubo fique manchado. 
- Repita os passos 6, 7, 8 e 9 para os tubos 2,3 e 4, anotando na tabela 1 o tempo gasto em 
cada reação. 
- Caso haja dúvida com relação a alguma medida, refazer a medição. 
- Calcular agora a velocidade de cada reação, dividindo cada valor de ∆ n pelo tempo da 
reação correspondente. 
 
 
RESULTADOS E DISCURSÕES 
A análise da velocidade da reação pelo consumo de tiossulfato de Sódio apresentou o 
seguinte gráfico: 
[M] da mistura
∆n = Nº de mols de 
Na2S2O3 que reagiram 
v.m
Tempo de 
Reação (s)
Velocidade V = ∆n/∆t 
Na2S2O3 
(0,3 M) H2O Total (mL) M2 = (M1.V1)/V2 Em (10^-4) Em (s) Em (mols/s)
1 6 0 6 0,3 18 10 1,800
2 4 2 6 0,2 12 15 0,800
3 3 3 6 0,15 9 24 0,375
4 2 4 6 0,1 6 33 0,182
Volume em mL
Tubo
 
Dados: 
Y → Número de Mols que reagiram de tiossulfato de Sódio (Na2S2O3) 
X → Variação do Tempo (em segundos) 
 
O gráfico da Velocidade da Reação demonstra o fenômeno diretamente conforme figura 
a seguir: 
 
 
y = -0,4806x + 21,102
5
7
9
11
13
15
17
19
5 10 15 20 25 30 35
N
a2
S2
O
3
(e
m
 M
o
ls
)
Tempo (s)
Velocidade Cinética da Concentraçao 
do Tiosulfato de Sódio 
1,800
0,800
0,375
0,182
v = -0,528t + 2,1091
10 15 24 33
V
e
lo
ci
d
ad
e
 V
 =
 ∆
n
/∆
t 
Tempo (s)
VELOCIDADE DA REAÇÃO (EM MOLS/S)
6 CONCLUSÃO 
Pelos resultados gráficos do experimento pudemos observar que ao longo do processo de 
reação, a concentração do reagente tiossulfato de Sódio (Na2S2O3) foi-se reduzindo ao 
passo em que a velocidade da reação estava decrescendo com o tempo. 
 
7 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, P.W., Jones, L., Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente 5ª ed., Porto Alegre: Ed. Bookman, 2012. 
CONSTANTINO, M.G., da SILVA G. V. J., Donate P. M. 2004. Fundamentos de Química 
experimental, Editora EdUsp, 
FELTRE, Ricardo; Fundamentos da Química, vol. Único, Ed. Moderna, São Paulo/SP – 
1990. 
MARTINS, Cláudia Rocha; LOPES, Wilson Araújo e ANDRADE, Jailson Bittencourt de. 
Solubilidade de substâncias orgânicas. Quim. Nova, Vol. 36, No. 8, 1248-1255, 2013. 
Site: https://www.infoescola.com/fisico-quimica/lei-de-acao-das-massas/