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Cinética Química
Giuliana Ferreira Clauson 70100
Guilherme Catarino 61695
Jessica Mayara Ataide 71059
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
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.
Introdução
• 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.
Estudo dos parâmetros cinéticos da reação de formação do
enxofre coloidal.
Objetivo
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 H2SO4:
- 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)
Tubo [S2O32-] (mol/L)
T(21ºC) T(0ºC) T(35ºC)
Tempo(s) Tempo(s) Tempo(s)
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
Dados Experimentais
• 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 [S2O32-]
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 [S2O3
2-] 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
y = 1,0371x - 0,3676
-2,50
-2,00
-1,50
-1,00
-0,50
0,00
-1,60 -1,40 -1,20 -1,00 -0,80 -0,60 -0,40 -0,20 0,00
log[tiossulfato]
log
1/t
• 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 tendência
y = 1,0739x - 0,7996
-3,00
-2,50
-2,00
-1,50
-1,00
-0,50
0,00
-1,60 -1,40 -1,20 -1,00 -0,80 -0,60 -0,40 -0,20 0,00
log[tiossulfato]
log
1/t
• 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
y = 1,1648x + 0,152
-1,80
-1,60
-1,40
-1,20
-1,00
-0,80
-0,60
-0,40
-0,20
0,00
-1,60 -1,40 -1,20 -1,00 -0,80 -0,60 -0,40 -0,20 0,00
log[tiossulfato]
log
1/t
• 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
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.
Conclusão
Experimentos de Química das Transformações 2012, UNIFESP, Campus Diadema, 2012.
[1] P. Atkins, Princípios de Química, Bookman, 3ª Edição, Porto Alegre, 2006
[2] Brown, T.,L., Química: a ciência central, Pearson Education – Br, 9ª Edição, São Paulo, 2005.
Referencias Bibliográficas
