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Química das Transformações
Relatório 04 – Experimento 09: cinética química.
Campus Diadema
2013
Aline Nunes de Viveiros
Iracema Monteiro Ishikawa
Mariana Pereira da Soledade
Marília Ceolin Camargo
Turma A – Ciclo básico/noturno
Relatório 04 – Experimento 09: cinética química.
Campus Diadema
2013
Resumo
A cinética química é o estudo da velocidade em que as reações ocorrem.
Sabendo-se que para que haja a formação de produtos é necessária a
interação entre as moléculas reagentes, procurou-se estudar o efeito da
concentração e temperatura do meio na velocidade de conversão de tiossulfato
de sódio e ácido sulfúrico em enxofre coloidal. Os dois reagentes foram
colocados em 5 tubos de ensaio identificados, variando-se a concentração do
tiossulfato em cada um deles. A cada um dos tubos foram adicionados 4 mL de
ácido sulfúrico, cronometrando-se o tempo levado para o início da turvação da
solução. O mesmo experimento foi realizado em três temperaturas diferentes
(temperatura ambiente, 5ºC e a 35ºC). Os dados mostraram que quanto menor
a temperatura e a concentração, menor a velocidade da reação, já que tais
condições não favorecem a interação entre as moléculas reagentes para a
formação de produtos.
1. Introdução
1.1 Definição de Cinética Química
É a área da química que está relacionada com a velocidade das reações em que se observa que quanto maior a frequência de colisões das moléculas, maior a velocidade da reação. Dentre os fatores que afetam as velocidades estão: estado físico dos reagentes; concentração dos reagentes em que a velocidade é maior se houver um aumento na concentração de um ou mais reagentes; e a temperatura na qual a reação ocorre, em que o aumento de energia fornecida à reação faz com que aumente as energias cinéticas das moléculas de tal forma que aumenta a velocidade da reação.
A velocidade de uma reação química é a variação na concentração dos reagentes ou produtos por unidade de tempo. Em uma reação hipotética, temos para A → B:
Velocidade B = ∆[B]/∆t Velocidade A = - ∆[A]/∆t
∆[B]/∆t= - ∆[A]/∆t
1.2 Lei da velocidade
A taxa de velocidade de uma reação química, a uma dada temperatura, é diretamente proporcional ao produto de uma constante pelas concentrações dos reagentes, elevadas aos seus respectivos expoentes determinados experimentalmente:
aA + bB → cC + dD
v=k.[A]a.[B]b
Os expoentes em uma lei de velocidade são importantes para a determinação da ordem da reação, sendo a ordem da reação a soma das ordens em relação a cada reagente na lei da velocidade. Já a constante de velocidade (k), varia com a temperatura.
1.3 Reações de primeira ordem e segunda ordem
Reação de primeira ordem é aquela cuja velocidade depende da concentração de um único reagente elevado a primeira potencia. Para uma reação do tipo A → produtos:
Reações de segunda ordem é aquela cuja velocidade depende da concentração do reagente elevado a segunda potencia ou da concentração de reagentes diferentes, cada um elevado a primeira potencia, e através da lei da velocidade, tira-se a seguinte equação:
E através dessas equações, são montados dois gráficos, um ln[A]t x t para averiguar se é de primeira ordem e outro 1/[A]t x t para o caso de ser de segunda ordem, o que se aproximar mais de uma reta indicará a ordem da reação.
1.4 Energia de Ativação
A Energia de ativação, Ea, varia de reação para reação e corresponde a energia mínima necessária para iniciar uma reação. A fração de moléculas que tem energia igual ou maior que Ea é dada pela expressão:
E para determinaçao da Energia de ativação:
1.5 Equaçao de Arrhenius
Para a maioria das reações, o aumento na velocidade com o aumento da temperatura não é linear, e a maioria dos dados de velocidade de reação obedece a seguinte:
2. Objetivos
2.1 Estudar os parâmetros cinéticos da reação de formação do enxofre coloidal.
3. Materiais e métodos
Os experimentos relatados foram realizados no dia 11 de março de 2013,
como parte do conteúdo pogramático das aulas práticas da disciplina “Química
das transformações”.
3.1 Procedimento experimental A – Estudo cinético envolvendo variação
de concentração de reagente.
3.1.1. Materiais utilizados:
5 Tubos de ensaio com mesmas dimensões
Cronômetro
Pipetas Graduadas
Água destilada
Solução de tiossulfato de sódio 0,3 M
Solução de ácido sulfúrico 0,3 M
3.1.2. Métodos utilizados:
Em tubos de ensaio enumerados, adicionou-se 1,5 mL de solução de
tiossulfato de sódio ao tubo correspondente número 1. Aos demais tubos
adicionou-se os volumes de 4,3,2 e 1 mL de tiossulfato, respectivamente em
ordem crescente da enumeração dos tubos.
No tubo correspondente ao número 2, acrescentou-se 1 mL de água
destilada. Aos tubos de numeração 3,4 e 5 acrescentou-se respectivamente 2,3
e 4 mL de água destilada. Para homogeneizar a solução os tubos foram
agitados.
Com o auxilio de uma pipeta graduada, mediu-se 4 mL de solução de
ácido sulfúrico e transferiu-a para o tubo de número 1, quando acionou-se a
contagem de um cronômetro. Agitou-se para homogeneizar a solução e a partir
dos primeiros indícios de turvação na reação, o cronômetro foi parado. O
mesmo procedimento foi realizado para os outros tubos. Os dados obtidos
encontram-se em uma tabela no presente relatório.
3.2 Procedimento experimental B – Estudo cinético envolvendo variação
de temperatura.
3.2.1. Materiais utilizados:
10 Tubos de ensaio com mesmas dimensões.
Cronômetro
Pipetas Graduadas
Béqueres
Termômetro
Água destilada
Solução de tiossulfato de sódio 0,3 M
Solução de ácido sulfúrico 0,3 M
Banho de gelo
Banho Termostático
3.2.2. Métodos utilizados – Parte I (Temperatura 5°C):
Com o auxilio do banho de gelo, béqueres e termômetro, gelou-se a 5°C
soluções de tiossulfato de sódio, ácido sulfúrico e água destilada. A partir do
resfriamento repetiu-se o mesmo procedimento experimental descrito na parte
A do experimento, no entanto com os reagentes a 5°C e não mais a
temperatura ambiente.
3.2.3 Métodos utilizados – Parte II (Temperatura 35°C):
A partir do auxilio do banho termostático, termômetro e béqueres, foi
possível alterar a temperatura das soluções de tiossulfato de sódio, ácido
sulfúrico e água destilada para 35°C. A partir da estabilização da temperatura,
repetiu-se o mesmo procedimento experimental descrito na parte A do
experimento, no entanto com os reagentes a 35°C e não mais a temperatura
ambiente.
4. Resultados obtidos
Para encontrar o valor da ordem de reação em relação ao tiossulfato
utilizou-se o gráfico que relaciona o logaritmo natural da concentração deste
com o tempo transcorrido entre a adição do ácido sulfúrico e a observação da
precipitação de enxofre.
Partindo do pressuposto de que a observação do início da turbidez – a
precipitação de enxofre – marca os processos em um mesmo ponto, onde há
uma mesma quantidade de formação de produtos, relaciona-se esses dados
independentes em um mesmo gráfico.
Reação estudada:
H2SO4 (aq) + Na2S2O3 (aq) → Na2SO4 (aq) + H2O(l) + SO2(aq)↑ + S(s)↓
Tabela 1 – Tempo de aparecimento da turbidez relacionados com a temperatura e concentrações analisadas
[S2O3-2]
Temperatura (5°C)
Temperatura ambiente
Temperatura (35°C)
Tempo (s) Tempo (s) Tempo (s)
0,16 mol/L 00:16,8 00:09,9 00:05,40,13 mol/L 00:31,7 00:14,2 00:06,40,10 mol/L 00:51,1 00:19,3 00:07,80,06 mol/L 01:11,6 00:27,6 00:11,80,03 mol/L 01:40,5 00:37,7 00:24,8
Tabela 2 – O logarítmo natural da concentração de S2O32-
[S2O3-2] ln [S2O3
-2]
0,16 mol/L -1,832580,13 mol/L -2,040220,10 mol/L -2,302590,06 mol/L -2,813410,03 mol/L -3,50656
Gráfico 1 – Relação do logaritmo natural das concentrações de S2O3-2 pelo
tempo em que foi observada a turbidez, à temperatura ambiente.
Gráfico 2 – Relação do logaritmo natural das concentrações de S2O3-2 pelo
tempo em que foi observada a turbidez, à temperatura de 5°C.
Gráfico 3 – Relação do logaritmo natural das concentrações de S2O3-2 pelo
tempo em que foi observada a turbidez, à temperatura de 35°C.
Para reações de primeira ordem o gráfico do logaritmo natural da
concentração contra o tempo é linear, o que foi observado. Na literatura, o valor
de ordem para esta reação em relação ao tiossulfato de sódio é 1,2
(FORMOSINHO, 1983).
A partir da inclinação do gráfico calcula-se a constante de velocidade
para a temperatura em questão.
Para o Gráfico 1 tem-se a inclinação abaixo:
Inclinação = ∆ [S 2O3-2 ] = -3,50656 – (-1,83258) = - 0,06
∆ t 37,7 – 9,9
Para o Gráfico 2 tem-se a inclinação abaixo:
Inclinação = ∆ [S 2O3-2 ] = -3,50656 – (-1,83258) = - 0,02
∆ t 100,5 – 16,8
Para o Gráfico 3 tem-se a inclinação abaixo:
Inclinação = ∆ [S 2O3-2 ] = -3,50656 – (-1,83258) = - 0,09
∆ t 24,8 – 5,4A partir da inclinação calculada, obtém-se o valor da constante de
velocidade para as temperaturas estudadas:
Inclinação = -k
O valor da constante de velocidade para a temperatura ambiente: 0,06
O valor da constante de velocidade para a temperatura 5°C: 0,02
O valor da constante de velocidade para a temperatura 35°C: 0,09
Energia de ativação:
Para calcular a energia de ativação a partir dos dados disponíveis
construiu-se um gráfico de Arrhenius que relaciona o logaritmo da constante de
velocidade, ln k, contra 1/T, sendo T a temperatura em Kelvin.
Tabela 2: Dados observados experimentalmente com a constante de velocidade calculada a partir de seu valor
ln [S2O3-2] [S2O3
-2] (mol.L-1)
Temperatura (5°C)
Temperatura ambiente
Temperatura (35°C)
Tempo (s) Tempo (s) Tempo (s)
-1,83258 0,16 00:16,8 00:09,9 00:05,4-2,04022 0,13 00:31,7 00:14,2 00:06,4-2,30259 0,10 00:51,1 00:19,3 00:07,8
-2,81341 0,06 01:11,6 00:27,6 00:11,8-3,50656 0,03 01:40,5 00:37,7 00:24,8
k (s-1) 0,02 0,06 0,09
ln k -3,912023 -2,813410717 -2,407951/T (K-1) 0,0035971 0,003355705 0,003247
A partir destes dados, foi construído o seguinte gráfico:
Gráfico 4 – Gráfico de Arrhenius da reação de tiossulfato de sódio com ácido sulfúrico
O gráfico será linear para substâncias que possuem comportamento de
Arrhenius, ou seja, que a velocidade da reação aumenta com o aumento da
temperatura. Para esses casos, a inclinação da reta proporciona a seguinte
expressão:
Inclinação = - Ea
R
Onde, Ea = energia de ativação
R = Constante dos gases (8,3145 J.K-1.mol-1)
Inclinação = ∆ ln k = -2,40795 – (-3,912023) = - 4296,12 ∆(1/T) 0,003247 – 0,0035971
- Ea = - 4296,12 => Ea = - 4296,12 x 8,3145 = 35720,09 J R
Energia de ativação: 35720,09 J ou 35,72 kJ
Parâmetro de Arrhenius – A
Para cálculo do parâmetro de Arrhenius utilizou-se a seguinte expressão:
ln k = ln A - Ea R.T
Considerando a constante de velocidade encontrada para a temperatura
ambiente tem-se:
-2,81 = ln A – 35720,09 8,3145 x 298
A = 110194,25 = 1,10x105
Considerando a constante de velocidade encontrada para a temperatura 5°C tem-se:
-3,91 = ln A – 35720,09 8,3145 x 278
A = 106292,80 = 1,06x105
Considerando a constante de velocidade encontrada para a temperatura 35°C tem-se:
-2,40= ln A – 35720,09 8,3145 x 308
A = 103618,83 = 1,03x105
5. Discussão dos resultados
5.1 Procedimento experimental A – Estudo cinético envolvendo variação
de concentração de reagente.
Analisando os resultados obtidos, verificou-se que com o aumento da
concentração dos reagentes, no caso o aumento da concentração tiossulfato
de sódio, a velocidade da reação é maior, ou seja, a reação para a formação
de produtos ocorre de forma muito mais rápida. Para a concentração de 0,16 M
de [S2O3-2], a reação experimental em temperatura ambiente ocorre a 00:09,9
s enquanto que para uma concentração menor de 0,03 M a velocidade
experimental da reação é de 00:37,7 s .
A explicação para o aumento de a concentração aumentar a velocidade da
reação é que conforme aumenta o número de moléculas, ocorre o aumento do
número de colisões entre elas. Isso faz com que a probabilidade de colisões
efetivas acontecerem para a formação do complexo ativado seja maior.
5.2 Procedimento experimental B – Estudo cinético envolvendo variação
de temperatura.
A partir do experimento, foi notável que com o aumento da temperatura,
maior a velocidade da reação. Pois para uma mesma concentração de
reagentes em diferentes temperaturas, ocorre variação da velocidade. Para a
mesma concentração de S2O3-2 0,1 M a 5°C a velocidade de reação é de
00:51,1 s enquanto que a 35°C é de 00:07,8 s. Portanto a temperatura interfere
na velocidade e a constante de velocidade de uma mesma reação, pois o valor
de K a temperatura de 5°C é de 0,03 e de 0,06 e 0,09, respectivamente a
temperatura ambiente e a 35°C. O que ocorre de acordo com a equação de
Arrhenius, o valor da constante de velocidade k deve aumentar com a
temperatura, pois com o aumento da temperatura, aumenta a energia cinética
média das moléculas em um sistema e consequentemente o número de
colisões efetivas entre elas.
6- Conclusão
Entender a velocidade com que as reações ocorrem é de extrema
importância para a indústria, por exemplo, pois a partir destes dados é possível
o desenvolvimento de catalisadores que podem acelerar os processos
químicos, garantindo alta produtividade.
Existem quatro fatores que permitem a variação da velocidade das
reações. São eles: o estado físico dos reagentes; a concentração dos
reagentes; a temperatura na qual ocorre a reação e a presença de um
catalisador. No presente experimento, foram estudados a concentração e a
temperatura como agente causadores de variação da velocidade das reações.
Os dados mostraram que o aumento da temperatura e aumento da
concentração dos reagente provocou um aumento na velocidade de consumo
dos reagentes para produção dos produtos (enxofre). A explicação para estes
fatos fundamentam-se na interação das moléculas dos reagentes para a
formação dos produtos. Esta interação envolve o encontro entre as moléculas,
as quais chocam-se com maior frequência se estiverem em maior quantidade
em uma solução. Esta frequência também será aumentada se a temperatura
do meio permitir que haja um aumento da energia cinética das moléculas.
7- Referências bibliográficas
1- ATKINS, P; JONES, L. Princípios de Química.3ed.Porto Alegre: Bookman, 2006.
2 - BROWN, T. L et al. Química: a ciência central.9ed.São Paulo: Pearson, 2010
3 - Apostila: “Experimentos de química de Transformações 2011”, UNIFESP, Campus Diadema, 2011”.