Giuliana Ferreira Clauson Guilherme Catarino Jessica Mayara Ataide
70100 61695 71059
Resumo Teve como enfoque a cinética química. Foi constituído de duas partes: - Parte A: foi analisado o efeito da variação de concentração dos reagentes sobre a velocidade da reação; - Parte B: foi analisado o efeito da temperatura sobre a velocidade da reação.
Resumo Teve como enfoque a cinética química. Foi constituído de duas partes: - Parte A: foi analisado o efeito da variação de concentração dos reagentes sobre a velocidade da reação; - Parte B: foi analisado o efeito da temperatura sobre a velocidade da reação.
Introdução Cinética química é a parte da química que estuda a velocidade (rapidez) de uma reação química, bem como quais fatores que a influenciam. A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou a rapidez com que os produtos são formados.
• Fatores que alteram a velocidade da reação: [1]
- Concentração dos reagentes: à medida que aumenta ou diminui a concentração de reagentes, muda drasticamente a velocidade da reação; - Temperatura: a temperatura aumenta a velocidade da reação, devido ao aumento da energia cinética; - Catalisador: aumenta a velocidade de uma reação química, porem não é consumido na reação; - Área superficial dos reagentes: quanto maior a área superficial maior a área de contato para a colisão.
• Formas de expressar a velocidade de uma reação:
- Velocidade Média Calculada a partir da variação da concentração molar de um reagente, durante um intervalo de tempo. Consumo: VR = - Δ[R] Δt Formação: Vp = Δ[R] Δt
- Velocidade Instantânea Pode ser entendida como uma velocidade média calculada em um intervalo de tempo muito curto, em torno de um instante de tempo de referência, ou seja, é o declive da tangente á curva do gráfico [ ] X tempo nesse instante.[1]
VR = Δ[R] = lim Δt → 0 Δ[R] Δt Δt
Uma equação que mostra como a velocidade depende das concentrações dos reagentes, é chamada de Lei de Velocidade. Assim, para uma reação aA + bB → cC + dD A lei da velocidade geralmente tem a forma: V = k [A]m[B]n Onde: K: constante de velocidade m e n: ordens de reação Os valores de “m” e “n” são determinados experimentalmente.
• Ordens de Reação
Na maioria das leis de velocidade as ordens de reação são 0, 1, 2, porém, ocasionalmente encontramos ordens de reação fracionaria ou até mesmo negativa.[2]
Concentração X tempo em uma reação de ordem 0
ln[reagentes] X tempo deu uma reta, o que prova que a reação é de ordem 1
1 / [reagentes] X tempo deu uma reta, o que prova que a reação é de ordem 2
Porém a moléculas devem possuir certa quantidade mínima de energia para reagir. A energia necessária para iniciar uma reação é chamada de energia de ativação, ou seja, a energia de ativação é a mínima energia necessária para ocorrer um reação. Essa energia varia de reação para reação.
Objetivo
Estudo dos parâmetros cinéticos da reação de formação do enxofre coloidal.
Parte Experimental
Parte A
Estudo cinético envolvendo variação de concentração de reagente. Tubo 1
Tubo 2
Tubo 3
Tubo 4
Tubo 5
Na2S2O3
2,5 mL
2 mL
1,5 mL
1 mL
0,5 mL
Água destilada
-
0,5 mL
1 mL
1,5 mL
2 mL
Volume total em cada tubo - 2,5 mL Adição de 2 mL de H2SO4 a cada tubo Acionamento do cronômetro e homogeneização Tempo do início de turvação (formação do produto) foi anotado em uma tabela Descarte em recipiente apropriado
Parte B Estudo cinético envolvendo variação de temperatura.
Tubo 1
Tubo 2
Tubo 3
Tubo 4
Tubo 5
Na2S2O3
2,5 mL
2 mL
1,5 mL
1 mL
0,5 mL
Água destilada
-
0,5 mL
1 mL
1,5 mL
2 mL
O procedimento foi repetido nas temperaturas 05 e 35 C Antes da adição de H 2SO4: - Procedimento a 05 C - tubos mantidos em recipiente com gelo - Procedimento a 35 C - tubos mantidos em banho-maria Tubos de ensaio retirados da imersão para adição de H2SO4 e homogeneização °
°
°
Resultados e Discussões Equação química global balanceada : S2O32-(aq) + 2H+(aq) S(s) + SO2(g) + H2O(l)
Dados Experimentais Tubo
T(21ºC)
T(0ºC)
T(35ºC)
Tempo(s)
Tempo(s)
Tempo(s)
[S2O32-] (mol/L)
1
0,17
15,22
44,99
6,06
2
0,13
18,54
58,12
7,90
3
0,10
25,99
68,80
8,86
4
0,07
35,37
102,97
15,05
5
0,03
90,21
287,01
44,37
•
Cálculo da constante de velocidade(k) e da ordem de reação(n)
Tendo em vista que a equação da reta é : y = bx + a Podemos comparar esta equação com a equação abaixo, para obtermos valores de interesse : log 1/t = log k + n . log [S 2O32-]
Onde : y=log 1/t a=log k n=b x= log [S2O32-] Os valores encontrados aqui foram obtidos através da equação da reta gerada no Excel. Sendo assim, podemos achar os valores de n (ordem da reação) e k (constante de velocidade) para cada temperatura.
•
Cálculo da constante de velocidade(k) e da ordem de reação(n) (21°C / 294K) Tubo
t (s)
1/t
Log 1/t
[S 2O32-]
Log [S2O32-]
1
15,22
0,07
-1,18
0,17
-0,77
2
18,54
0,05
-1,27
0,13
-0,89
3
25,99
0,04
-1,41
0,10
-1,00
4
35,37
0,03
-1,55
0,07
-1,15
5
90,21
0,01
-1,96
0,03
-1,52
Linha de tendência
0,00 -0,50 t / 1 g o l
y = 1,0371x - 0,3676
-1,00 -1,50 -2,00 -2,50 -1,60
-1,40
-1,20
-1,00
-0,80
-0,60
log[tiossulfato]
-0,40
-0,20
0,00
Como: a= -0,3676 a = log k k = antilog k temos que: k = antilog -0,3676 = 10-0,3676 = 0,4289 •
• Cálculo de n (ordem de reação):
Como: b=n temos que: ordem de reação (n) = 1,0371
•
Cálculo da constante de velocidade(k) e da ordem de reação(n) 0°C (273K) Tubo
t (s)
1/t
log 1/t
[S2O32-]
log [S2O32-]
1
44,99
0,022
-1,65
0,17
-0,77
2
58,12
0,017
-1,76
0,13
-0,89
3
68,8
0,015
-1,84
0,10
-1,00
4
102,97
0,010
-2,01
0,07
-1,15
5
287,01
0,003
-2,46
0,03
-1,52
Linha de tendê ncia
0,00 -0,50 t / 1 g o l
y = 1,0739x - 0,7996
-1,00 -1,50 -2,00 -2,50 -3,00 -1,60
-1,40
-1,20
-1,00
-0,80
-0,60
log[tiossulfato]
-0,40
-0,20
0,00
Onde: a= -0,7996 a = log k k = antilog k então, temos que: k = antilog -0,7996 = 10-0,7996 = 0,1586 •
• Cálculo de n (ordem de reação):
b=n b = 1,0739 assim: ordem de reação (n) = 1,0739
•
Cálculo da constante de velocidade(k) e da ordem de reação(n) 35°C (308K) Tubo
t (s)
1/t
log 1/t
[S2O32-]
log [S2O32-]
1
6,06
0,165
-0,78
0,17
-0,77
2
7,9
0,127
-0,90
0,13
-0,89
3
8,86
0,113
-0,95
0,10
-1,00
4
15,05
0,066
-1,18
0,07
-1,15
5
44,37
0,023
-1,65
0,03
-1,52
Linha de tendência
0,00 -0,20 -0,40 -0,60 t / 1 -0,80 g o -1,00 l -1,20 -1,40 -1,60 -1,80 -1,60
y = 1,1648x + 0,152
-1,40
-1,20
-1,00
-0,80
-0,60
log[tiossulfato]
-0,40
-0,20
0,00
Tendo: a= 0,152 a = log k k = antilog k então: k = antilog 0,152 = 100,152 = 1,4190 •
• Cálculo de n (ordem de reação):
b=n b = 1,1648 logo: ordem de reação (n) = 1,1648
•
Energia de Ativação e parâmetro de Arrhenius
Se pegarmos a equação de Arrhenius , ln k = ln A - Ea/R . 1/T , e a compararmos com a equação da reta: y=a+bx, teremos a seguinte relação: y = ln k = ln da constante de velocidade a = ln A = ln da constante pré-exponencial (depende da área de contato) b = Ea/R = razão entre a energia de ativação e a constante dos gases. Também determinado pela inclinação da reta, coeficiente angular “m” (2-)
x = 1/T = inverso da temperatura
Dados Experimentais T (K)
k
lnk
1/T
273
0,1586
-0,8465
0,0037
294
0,4289
-1,8414
0,0034
308
1,4190
-0,3500
0,0032
Parâmetro de Arrhenius
Sendo assim temos : Cálculo da Energia de Ativação (Ea): -Ea/R=b b=-5110 R=8,3145 (2-) Então: -Ea=b*R = -5110* 8,3145J/Kmol = -42487,09J/mol = 42,487kJ/mol Ea=+42,487kJ/mol •
Cálculo do fator pré-exponencial: ln A = a a = 16,78 A = exp a = exp 16,78 = 19384804/s •
Conclusão
Temperatura influencia velocidade de reação: variação da constante de velocidade k; Energia de ativação influencia velocidade de reação: ↑ energia de ativação, ↓ velocidade de reação; Catalisadores: encurtam caminhos da reação; Ordem de reação: quanto a velocidade varia de acordo com uma alteração nas concentrações dos reagentes, ↑ aumento de velocidade, ↑ ordem de reação; Importância da precisão dos dados, como o tempo de reação, os quais alteram drasticamente todos os resultados posteriores do experimento.
