Relatorio 8

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS 
ENGENHARIA DE ALIMENTOS 
ELOIZA GUEDES NEVES 
GABRIELLE PAES LANDIM
LUANA CRISTINA DE OLIVEIRA SILVA
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
(REAÇÃO DE CINÉTICA DE PRIMEIRA ORDEM) 
GOIÂNIA-GO
2024
1
1. INTRODUÇÃO:
As reações químicas são processos fundamentais que ocorrem em diversas 
áreas da ciência, incluindo química, biologia e engenharia. A cinética química é o 
ramo da química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a 
influenciam. Dentre as diferentes ordens de reações, as reações de primeira ordem 
são particularmente importantes devido à sua ampla ocorrência em sistemas 
químicos e biológicos. Uma reação de primeira ordem é caracterizada por uma taxa 
que é diretamente proporcional à concentração de um único reagente. Este tipo de 
reação pode ser descrito pela equação cinética:
v=k[A]
onde v é a velocidade da reação, k
 é a constante de velocidade e 
[A]
 é a concentração do reagente.
A solução dessa equação resulta em uma relação logarítmica entre a 
concentração do reagente e o tempo, permitindo a construção de gráficos que 
facilitam a análise dos dados. Uma característica importante das reações de 
primeira ordem é que a meia-vida é constante e não depende da concentração 
inicial do reagente. Este conceito é relevante em diversas aplicações na engenharia 
de alimentos, pois o controle da velocidade das reações químicas pode impactar a 
qualidade e a segurança dos produtos alimentícios.
2. OBJETIVO: 
O objetivo é investigar as características das reações de cinética de primeira 
ordem, determinando a constante de velocidade 
k
 e analisando como a concentração do reagente afeta a taxa da reação. Além disso, 
este estudo busca compreender os princípios teóricos que regem essas reações e 
suas aplicações práticas em diferentes contextos.
O experimento estuda a cinética da reação entre o peróxido de hidrogênio 
(H.01) e o permanganato de potássio (KMnO) com a ajuda de um catalisador 
(cloreto férrico), para entender a constante de velocidade da reação, sua ordem e a 
meia-vida.
usando os conceitos de reações de primeira ordem. Essa análise faz parte do 
estudo de cinética química dentro da área de Engenharia de Alimentos.
2
3. MATERIAIS: 
● Bureta;
● Pipeta de 5 c ;𝑚3
● Pipeta graduada de 10 c ;𝑚3
● Provetas de 5 e 100 c ;𝑚3
● Erlenmeyer de 250 c ;𝑚3
● Erlenmeyers de 125 c ;𝑚3
● Cronômetro;
● Peróxido de hidrogênio 0,16 mol ;𝐿−1
● Permanganato de potássio mol ;8𝑥10−3 𝐿−1
● - Solução aquosa de cloreto férrico a 6% em massa;
● Ácido sulfúrico diluído a 1:5.
 3.1 MÉTODOS: 
Inicialmente, colocou-se 5 c de solução de ácido sulfúrico em sete erlenmeyers de 𝑚3
125 c numerados𝑚3
. Colocou-se 100 c da solução de peróxido de hidrogênio em um erlenmeyer de 250𝑚3
c .𝑚3
Em seguida, transferiu-se para o erlenmeyer de 250 c , 10 c da solução de cloreto 𝑚3 𝑚3 
férrico, utilizando uma pipeta graduada. Então, acionou-se o cronômetro quando 5 c da 𝑚3
solução do catalisador (cloreto férrico) foram adicionados. Agitou-se a mistura durante 8 
minutos.
Colocou-se 5 c da mistura reativa no erlenmeyer de número 1 e titulou-se𝑚3
rapidamente com permanganato de potássio.
Por fim, seguiu-se o progresso da reação, titulando, sucessivamente, 5 c de amostras da 𝑚3
mistura reativa com intervalos aproximados de 2 minutos, até Wii completar as sete 
titulações.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO: 
● Tabela 1 
Soluções Volumes de (mL)𝐾𝑚𝑛𝑂
4
Tempo em segundos (s)
3
1 33,00 91,8
2 40,05 30,0
3 38,15 61,2
4 17,00 39,0
5 22,65 44,0
6 37,80 29,0
7 44,70 70,4
Tempo total= 1.452 segundos ou 24:20 min 
● Tabela 2 
Frasco Tempo em 
segundos 
Volume de 
𝐾𝑚𝑛𝑂
4
/𝑐𝑚3
In C 
1 91,80 33,00 -2.4705
2 30,00 40,05 -2,7082
3 61,20 38,15 -2,2190
4 39,00 17,00 -2.0342
5 44,00 22,65 -2.1583
6 29,00 37,80 -1.9187
7 70,00 44,70 -2.3060
➢ Tabela 3 com dados Obtidos: 
Tempo (s) Volume 𝐾𝑚𝑛𝑂
4
(𝑚𝐿) In [𝐾𝑚𝑛𝑂
4
]
91.8 33.00 3.4965
30.0 40.05 3.6905
61.2 38.15 3.6420
390 17.00 2.8332
44.0 22.65 3.1213
4
29.0 37,80 3.6314
70.4 44.70 3.8002
➢ Constante de Velocidade (k):
A constante foi calculada a partir da inclinação da reta do gráfico In [H202] versus tempo:
● 𝑘 = 0, 00826 𝑠−1
➢ Tempo de Meia-Vida:
Utilizando a fórmula 𝑡
1/2
= 𝐼𝑛(2)
𝑘
● 𝑡
1/2
= 213 𝑠
GRÁFICO VS T𝐼𝑛
𝐶𝐻202
 
5
temos que:
• Concentração inicial de : 0,16 mol/L𝐻
2
𝑂
2
• Volume inicial de : 100 c ou 0,1 L𝐻
2
𝑂
2
𝑚3
• Quantidade inicial de ,: = 0,16 mol/L x 0,1 L - 0,016 mol𝐻
2
𝑂
2
𝑁
𝐻2𝑂2
• Concentração de : 1,6 x mol/L𝐾𝑚𝑛𝑂
4
10−2
Dessa forma,, foi feito a estequiometria da reação entre ,e :𝐾𝑚𝑛𝑂
4
𝐻
2
𝑂
2
2 𝐾𝑀𝑛𝑂
4
+ 5𝐻
2
𝑂
2
→ 2𝑀𝑛2+ + 5𝑂
2
+ 8𝐻
2
𝑂 + 2𝐾+
De acordo com a estequiometria, 2 mols de KMnO4 reagem com 5 mols de 
H2O2. Portanto, para cada mol de KMnO4, consome-se 2,5 mols de H2O2.
Foi feito o cálculo do número de mols de consumido: Para cada volume de𝐾𝑀𝑛𝑜
4
 utilizado, calculamos a quantidade de mols de consumido𝐾𝑀𝑛𝑜
4
𝐾𝑀𝑛𝑜
4
 = Volume de / 1000 x Concentração de 𝑛
𝐾𝑀𝑛𝑜4
𝐾𝑀𝑛𝑜
4
𝐾𝑀𝑛𝑜
4
Cálculo do número de mols de consumido:𝐻
2
𝑂
2
Sabendo que 1 mol de consome 2,5 mols de , a quantidade de 𝐻
2
𝑂
2
𝐻
2
𝑂
2
consumida é:
 consumido = x 5/2𝑛
𝐻2𝑂2
𝑛
𝐾𝑀𝑛𝑂4
Quantidade de restante:𝐻
2
𝑂
2
 A cada ponto no tempo, subtraímos a quantidade acumulada de 𝐻
2
𝑂
2
consumido da quantidade inicial para obter o restante:𝐻
2
𝑂
2
 soma acumulada de 𝑛
𝐻2𝑂2 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
𝑛
𝐻2𝑂2 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑖𝑑𝑜
 cálculo da concentração de :𝐻
2
𝑂
2
 A concentração de restante em cada tempo é dada por:
 Concentração de = restante / 0,1 L𝐻
2
𝑂
2
𝐻
2
𝑂
2
6
O cálculo de ln [ ]:𝐻
2
𝑂
2
Foi aplicado o logaritmo natural na concentração de para cada ponto 𝐻
2
𝑂
2
de tempo: ln [ ] = ln (Concentração de )𝐻
2
𝑂
2
𝐻
2
𝑂
2
Soluções Tempo em 
segundos (s)
𝐻
2
𝑂
2[ ](𝑚𝑜𝑙/𝐿)
𝐼𝑛 𝐻
2
𝑂
2[ ]
1 91,8 0,08454 -2,4705
2 30,0 0,06666 -2,7082
3 61,2 0,10872 -2,2190
4 39,0 0,13078 -2,0342
5 44,0 0,11552 -2,1583
6 29,0 0,1468 -1,9187
7 70,4 0,09966 -2,3060
Assim, obteve-se o gráfico e o mesmo com o ajuste linear:
7
➢ Como seriam as variações nas medidas e nos resultados desta 
experiência se o cronômetro fosse acionado no início ou no fim da 
adição do catalisador ao peróxido de hidrogênio?
Acionar o cronômetro no início tende a fornecer uma visão mais completa da 
reação, mas pode introduzir erros de tempo se houver um atraso na reação.
Acionar o cronômetro no fim pode resultar em uma medição mais limpa da reação, 
mas pode perder informações sobre a fase inicial da reação que são importantes 
para a análise cinética.
Como poderia ser determinada a concentração do peróxido de hidrogênio no
"tempo zero, isto é, no instante antes de ser adicionado o catalisador?
Primeiramente, foi fornecido a concentração do 0,16 mol/l e o volume 𝐻
2
𝑂
2[ ] 
inicial como 100 mL ou 0,1L. O número de mols de pode ser calculado pela 𝐻
2
𝑂
2[ ]
equação;
𝑛
𝐻
2
𝑂
2
= 𝐻
2
𝑂
2[ ]. 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒= 0,16 𝑚𝑜𝑙/𝑙 . 0,1 𝐿=0,016 𝑚𝑜𝑙
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 4.1 Discussão:
Os resultados confirmam que a reação segue o modelo de primeira ordem, 
com meia-vida constante. O uso do catalisador acelera a reação, enquanto o início 
do cronômetro influenciou os tempos iniciais, destacando a importância de precisão 
na medição.
5. CONCLUSÃO:
O estudo permitiu determinar os parâmetros cinéticos da reação e evidenciou 
a relevância de conceitos de cinética química na engenharia de alimentos. Foi 
possível verificar a influência do catalisador e a importância de medições precisas 
para a confiabilidade dos resultados.
Esse conhecimento foi essencial para desenvolver soluções industriais mais 
eficientes e garantir a qualidade de produtos alimentícios.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
● CASTELLAN, G.W. Físico-Química, Rio de Janeiro, Ao Livro Técnico S. A ., 
1973.
● MOORE, W. J., Físico-Química,São Paulo, Editoras Edgard Bliicher, Ltda., 
(Ed. USP), 1976.
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