EXP_6 -Energia de ativação

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UnB - Instituto de Química 
Laboratório de Físico-Química 
 Profs. Maria José A. Sales, João Batista L Martins e Edgardo Garcia 
 
 
Experimento 6 - DETERMINAÇÃO DA ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO 
ENTRE O PERSULFATO E O IODETO 
 
Experimento apresentado pelos alunos Louise Garcia e João Paulo Batista, Daniel Salomão Nancy Rodrigues 
na disciplina Laboratório de Físico-Química 
 
Experimento revisado e atualizado pelos alunos Alan Rocha Baggio e Gabriela Gomes de Assis, bolsistas do 
Programa de Bolsas REUNI de Graduação. 
 
1. INTRODUÇÃO TEÓRICA 
Cinética química é o estudo do comportamento da velocidade das reações em função das 
diferentes condições ou fatores (concentração dos reagentes, temperatura, estado físico dos reagentes, 
luz, presença de catalisador ou inibidor) e quais os mecanismos de desenvolvimento de uma reação. 
Entende-se, contudo, por velocidade de uma reação química a rapidez em que se formam os produtos 
ou se consomem os reagentes. 
As velocidades das reações permitem predizer a composição de uma reação à medida que ela se 
desloca para o equilíbrio. Elas são estudadas, principalmente, para acompanhar os processos 
moleculares que ocorrem nas reações. 
Pode-se relacionar a velocidade de uma reação com a concentração dos reagentes com a lei de 
velocidade. Para uma equação química genérica e elementar 
 
 
 
tem-se que a lei de velocidade da reação direta é dada por: 
 
 
 
onde, que k é a constante de proporcionalidade ou constante de velocidade (tem valor constante e só 
varia com a temperatura – possui um único valor para cada temperatura); a e b constituem os 
coeficientes estequiométricos dos reagentes e a soma desses valores, no exemplo, representa a ordem 
global da reação (obs: não há, necessariamente, nenhuma relação entre a estequiometria da equação 
simplificada de uma reação e a sua equação de velocidade. Isto significa que é impossível escrever a 
equação de velocidade de uma reação pela simples análise da correspondente equação química. As 
equações de velocidade são determinadas a partir de dados experimentais.Utilizou-se a relação entre 
estequiometria e lei de velocidade no texto em comento como forma explicativa e geral do que se 
espera teoricamente para uma reação homogênea e elementar). 
No início do século XX, a primeira teoria bem-sucedida de velocidades de reação foi 
desenvolvida com base na teoria cinética dos gases. Esta teoria admite que, para ocorrer uma reação 
entre moléculas de gás, é necessário que estas moléculas colidam entre si com orientação e energia 
adequadas. Por este motivo, esta teoria é conhecida como a teoria das colisões. No momento da 
colisão efetiva entre os reagentes, de acordo com essa teoria, ocorre a formação do complexo ativado 
(estado intermediário não isolável de energia maior que a dos produtos e a dos reagentes). A barreira 
energética entre os reagentes e o complexo ativado é a energia de ativação que se relaciona com a 
constante de velocidade por meio da equação de Arrhenius: 
 
� � �. �
���
	
 
 
em que, A é o fator de freqüência (ou constante de Arrhenius), Ea é a energia de ativação, R é a 
constante dos gases ideais e T é a temperatura absoluta. 
 
 
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1.1. O efeito da temperatura na velocidade das reações 
A origem das constantes de velocidades está intimamente relacionada com a dependência da 
temperatura nas velocidades de reações. Muitas reações acontecem mais rapidamente, quando a 
temperatura é aumentada. Esta afirmação mostra o aspecto qualitativo da temperatura. Um acréscimo 
de 10 °C acima da temperatura ambiente, tipicamente dobra a velocidade de reação de espécies 
orgânicas em solução. 
O efeito quantitativo da temperatura em uma velocidade de reação foi identificado por Svante 
Arrhenius, no fim do século XIX. Ele demonstrou que, em um determinado intervalo de temperatura, 
uma linha reta era obtida em um gráfico de logaritmo da constante de velocidade (ln k) versus o 
inverso da temperatura absoluta (1/T). Ou seja, 
 
 (1) 
 
A interseção é designada por ln A e a inclinação por - Ea/R, de acordo com a teoria das colisões. 
Portanto, a equação empírica de Arrhenius é: 
 
 (2) 
 
As duas constantes, A e Ea, são conhecidas como os parâmetros de Arrhenius da reação e são 
encontrados experimentalmente. A é definido como fator pré-exponencial e Ea é a energia de ativação. 
A e Ea são praticamente independentes da temperatura, mas dependem da reação estudada. 
 
1.2. Usando a energia de ativação para predizer uma constante de velocidade 
De forma geral, espera-se ter constantes de velocidade menores, em temperaturas mais baixas. 
Suponha duas temperaturas chamadas de T e T’ e a equação de Arrhenius a elas associadas: 
 
 
 
 
 
Eliminando ln A e subtraindo a segunda equação da primeira, tem-se a Equação 3: 
 
 (3) 
Ou seja, 
 
 (4) 
 
1.3. Energia de Ativação da reação de oxi-redução do S2O82- e do I-. 
Um passo importante no processamento de uma reação química é a formação do complexo 
ativado. Esse complexo é formado pela associação de um número de moléculas (denominado 
molecularidade da reação), em um passo intermediário da reação. O complexo ativado tem uma 
energia superior a dos reagentes e é denominada energia de ativação, indicada na equação de 
Arrhenius. 
Nesse experimento, objetiva-se determinar a energia de ativação da reação entre o persulfato e o 
iodeto sob condições controladas: 
 
S2O82-(aq) + 2I-(aq) → 2SO42-(aq) + I2 
 
 
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Se os íons iodetos estiverem em grande excesso, a reação química é de primeira ordem com 
relação aos íons persulfatos, sendo permitido determinar a velocidade específica usando a equação: 
 
ln[S2O82-]o – ln[S2O82-]t = kt 
 
onde [S2O82-]o é a concentração inicial e [S2O82-]t é a concentração no instante posterior, t, de íons 
persulfatos. 
Fixando uma razão constante entre as concentrações inicial e final, a equação anterior nos diz que 
o produto kt deve permanecer constante, isto é: 
 
ln[S2O82-]o – ln[S2O82-]t = ln ([S2O82-]o / ln[S2O82-]t ) = constante = kt 
 
Portanto, k é inversamente proporcional ao tempo transcorrido até que a reação atinja um grau 
de avanço pré-escolhido, isto é: 
 
t
tecons
k
tan
= 
 
Substituindo o resultado acima na equação de Arrhenius temos, 
 
� �
��
���
��
�
� �. �
���
�� (6) 
 
E, tomando o logaritmo natural da equação resultante encontra-se: 
 
ln ��������� − ��� � ln� −
��
	
 (7) 
ou 
��� � ln ��������� − ln� +
��
	
 (8) 
De acordo com a equação acima, um gráfico de 
T
xversusty
1
ln == é uma reta cuja forma é: 
bxay += 
 
onde, Ateconsa lntanln −= e a inclinação ! � "�
	
. 
 
Para a reação estudada neste experimento, é possível observar com alguma precisão o momento 
em que o meio reacional muda o pH. Isto ocorre sempre para a mesma fração restante de S2O82- e é 
revelado pela mudança de cor do indicador. 
Neste experimento, marca-se o tempo t, para que a reação produza mudança de cor na solução 
que reage em diferentes temperaturas, T, e ajusta-se uma reta ao conjunto de pontos 
T
x
1
= , ty ln= . 
A inclinação da reta obtida fornece a energia de ativação pela relação "� � !#. 
 
2. OBJETIVO 
Determinar a energia de ativação e a entalpia da reação entre persulfato de sódio e iodeto de 
potássio. 
3. INFORMAÇÕES SOBRE OS REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
Persulfato de sódio é um cristal sólido com forte poder oxidante, irrita a pele, olhos e mucosas. 
 
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Oxidante Irritante 
Tiossulfato de sódio é utilizado na indústria de fotográfica, nos banhos fixadores e no curtume. 
Não apresentapericulosidade. 
Iodeto de potássio apresenta importante uso em tratamentos radioterápicos, apresenta-se como 
um sal branco que pode se tornar amarelo devido à oxidação do iodeto a iodo. 
 
 
Xi - Irritante 
 
Tabela 1. Descrição de custo do experimento 
Bens de consumo Bens materiais Quantidade Valor unitário Valor total 
Persulfato de sódio - - 
Tiossulfato de sódio - - 
Iodeto de potássio - - 
Solução de amido - - 
- Proveta 100 mL 1 
- Erlenmeyer 250 mL 2 
- Balança analítica 1 
- Termômetro 1 
- Chapa de aquecimento 1 
Custo total 
 
4. DESCRIÇÃO DA PRÁTICA 
4.1. Prepare as seguintes soluções: 
- 100 mL de iodeto de potássio (KI) 0,5M; 
- 100 mL de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,001M; 
- 100 mL de persulfato de potássio (K2S2O8) 0,002M; 
OBS: Também serão utilizados uma solução de amido a 1% e gelo. 
4.2. Prepare o termostato estabilizando a temperatura inicialmente a 10 °C, para a realização da 
primeira medida (caso o abaixamento da temperatura demore, adicione gelo de forma quantitativa 
e aguarde o equilíbrio térmico antes de uma nova adição). 
4.3. Coloque em um erlenmeyer 20 mL de iodeto de potássio e 10 mL de tiossulfato de sódio. 
4.4. Em um segundo erlenmeyer, coloque 20 mL de persulfato de potássio e 5 gotas da solução de 
amido. 
4.5. Leve os dois erlenmeyers ao termostato a 10 oC e deixe a temperatura estabilizar. Anote a 
temperatura. OBS: Mais importante do que conseguir estabilizar o termostato e os reagentes na 
temperatura pré-estabelecida é registrar com precisão o valor da temperatura obtida. Os valores de 
temperatura devem ser registrados em Kelvin. 
 
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4.6. Misture as duas soluções, marcando imediatamente o tempo e agitando a mistura rapidamente. 
Anote o tempo transcorrido até que a solução resultante mude de cor. 
 
IMPORTANTE: A visualização da mudança de cor pode ser uma fonte de erro considerável. 
Logo, atente para a iluminação do local da realização do experimento, pois a coloração levemente 
marrom proveniente da formação do iodo é muitas vezes difícil de ser observada no momento da 
viragem. 
OBS: Anotar os tempos em segundo. Exemplo: Um tempo de 3 minutos e 42 segundos deve ser 
anotado como 3 x 60 + 42 = 222 s. 
 
4.7. Repita o procedimento descrito para as temperaturas de 20, 30 e 40 oC. 
 
5. PRÉ-RELATÓRIO 
5.1. Quais são os efeitos qualitativo e quantitativo da temperatura em uma velocidade de reação? 
5.2. Explique a equação de Arrhenius e a sua relação com o complexo ativado e a energia de ativação. 
5.3. Explique em termos gerais, o que é a teoria das colisões e como ela se relaciona com a energia de 
ativação. 
5.4. Explique a reação de oxi-redução do S2O82- e do I-, indicando o agente redutor e o agente oxidante. 
5.5. A equação de Arrhenius se aplica apenas aos gases? Justifique. 
 
6. DICAS PARA A ELABORAÇÃO DO RELATÓRIO 
• Coloque os resultados em uma tabela, como no exemplo abaixo. 
 
Tabela 1. Resultados dos experimentos, na faixa de temperatura de 10 a 40 ºC. 
T (oC) T (K) x = 1/T (K-1) t (s) y = ln t x2 x.y 
 
10 
 
 
 
20 
 
 
 
30 
 
 
 
40 
 
 
• Complete a tabela acima e faça o gráfico de ty ln= em função de 
T
x
1
= . Determine a 
energia de ativação através da inclinação da reta, utilizando o valor de R = 1,98 cal mol-1K-1 para 
expressar o resultado em calorias por mol. 
• Para encontrar a equação da reta, bxay += que mais se aproxima dos pontos, pode ser 
usado o método dos mínimos quadrados, ou seja: 
 
( )( ) ( )( )
( )∑ ∑
∑∑∑∑
−
−
=
22
2
ii
iiiii
xxN
yxxyx
a 
 
( )( )
( ) ( )22 ∑∑
∑∑∑
−
−
=
ii
iiii
xxN
yxyxN
b 
 
onde N = número de pares (x,y) determinados no experimento. 
 
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7. DESCARTE E TRATAMENTO 
Em pequenas quantidades a neutralização de iodeto deve ser feita com tiossulfato de sódio, 
aproximadamente 5 g de iodeto de potássio com 300 mL de tiossulfato de sódio 4%. A neutralização 
deve ser feita na presença de 0,1 g de carbonato de sódio, pois com a completa neutralização do iodeto 
a solução se tornará incolor. Neutralize a solução com carbonato de sódio ou ácido clorídrico (a 
neutralidade pode ser verificada com um indicador). A solução pode ser descartada na pia. Se tiver 
concentração elevada, a solução de iodeto pode ser reciclada. 
 
8. BIBLIOGRAFIA 
1. ATKINS, P.W. Físico-Química, v. 1. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1999. 
2. ATKINS, P.W.; JONES, L. Princípios de Química. W.J. Freeman and Company, New York. 
Editora Bookman. Porto Alegre, 2001. 
3. RUSSELL, J.B. Química Geral, v. 2, 2 ed., McGraw-Hill, 1994.