Temperatura_ concentração (3)

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CLESIANE DOS SANTOS
MONITORAMENTO DO EFEITO DA CONCENTRAÇÃO E
TEMPERATURA NA VELOCIDADE DE REAÇÃO
RELATÓRIO DE CINÉTICA DE MATERIAIS (2022.1 - T01A)
Orientador(a): Euler Araujo dos Santos.
São Cristóvão – SE
2022
1.INTRODUÇÃO
Ao observar qualquer transformação, podemos analisar ou prever o resultado final da
transformação, a partir das condições em que foi realizada. Uma característica importante é a
sua espontaneidade, ou seja, a tendência para que o processo ocorra, isso não implica na
velocidade da reação e sim a tendência que os átomos se combinam. O estudo cinético de uma
reação química envolve o conhecimento da velocidade na qual ela ocorre em determinado
tempo, ou seja, a rapidez que ocorre o consumo dos reagentes para a formação dos produtos por
unidade de tempo, dependendo das composições e da temperatura que as misturas reacionais
possuem.
Fatores como pressão e temperatura, assim como concentração de reagentes, são muito
importantes para estabelecer maneira precisa das relações entre as condições do meio reacional e
o avanço da reação. Ao se tratar de reações envolvendo sólidos, suas características, tais como:
porosidade, tamanho de grão e distribuição dos poros tem grande relevância. Para operações
industriais o fator tempo e economia de energia assumem uma grande importância. Sabe-se que
a catálise permite acelerar e tornar uma transformação química possível. Do ponto de vista
cinético as reações podem ser homogêneas, única fase, ou heterogêneas, fase distinta. A reação
estudada neste experimento foi homogênea.
Esse experimento almeja justamente analisar cineticamente como as concentrações/composições
dos reagentes e temperaturas interferem/influenciam na velocidade da reação. A concentração
dos reagentes assim como a temperatura é um fator importante na velocidade reacional, quanto
mais partículas de reagentes ocuparem um espaço determinado, maior será a velocidade graças
aos choques efetivos entre elas, significando que a velocidade da reação é diretamente
proporcional a concentração dos reagentes e como iremos notar, a temperatura também é
diretamente proporcional.
A velocidade será estabelecida à medida que os reagentes desaparecem, em um dado intervalo
de tempo, e a taxa de formação do produto. A expressão da velocidade da reação é determinada
pelo postulado de Guldberg e Waage, podemos calcular a velocidade de uma reação química,
pois ambos evidenciaram que a concentração dos reagentes, seus respectivos coeficientes
estequiométricos e a temperatura são os fatores fundamentais na determinação da velocidade. A
lei ficou conhecida como Lei da ação das massas de Guldberg e Waage, seja a reação:
2A → B + C
Podemos expressar a velocidade em função dos reagentes ou dos produtos. Usando-se os
produtos:
𝑑[𝐵]
𝑑𝑡 𝑜𝑢 
𝑑[𝐶]
𝑑𝑡
Usando-se os reagentes:
− 𝑑[𝐴]𝑑𝑡
Pela estequiometria da reação, tem-se:
, porque se forma 1 mol de B ao mesmo tempo em que se forma 1 mol de C.𝑑[𝐵]𝑑𝑡 =
𝑑[𝐶]
𝑑𝑡
As reações elementares a estequiometria é invariável e não pode ser demonstrada teoricamente,
precisa ser demonstrada empiricamente, exceto nas equações elementares os coeficientes
estequiométrico são bem definidos, ou que envolvem apenas uma etapa, as velocidades são
descritas como: aA + bB → produtos.
Se considerarmos apenas um único ato elementar na reação de A com B (num meio
homogêneo), a velocidade da reação deverá ser proporcional à probabilidade de encontros entre
essas espécies. Assim,
Vr~-
[𝑑𝑛
𝑟
]
𝑑𝑡 =− 𝑘(𝑛𝑎 × 𝑛𝑎 ×...)(𝑛𝑏 × 𝑛𝑏 ×...)
⇓
vr~- [B𝑑[𝑟]𝑑𝑡 =− 𝑘[𝐴]
𝑎 ] 𝑏
Então, a função f é do tipo:
V = lei de velocidade𝑓([𝐴], [𝐵], [𝐶]) ≡− 𝑑[𝐴]𝑑𝑡 = 𝑓([𝐴], [𝐵], [𝐶])→
V = k.[𝐴] α × [𝐵] β × [𝐶] γ 𝑜𝑢 − 𝑑[𝐴]𝑑𝑡 = 𝑘 × [𝐴]
α × [𝐵] β × [𝐶] γ
Onde:
k → constante de velocidade da reação (ou velocidade específica). Aumenta com o aumento da
temperatura.
α, β, γ → ordem de reação em relação às substâncias A, B e C, respectivamente.
α + β + γ → ordem total, ou ordem da reação.
Na reação de ordem zero sua velocidade da reação não é afetada pela concentração, mas por
outro fator limitante, por exemplo, a superfície de um catalisador. Neste caso, K pode ser
proporcional a concentração do catalisador, dado por:
resolvendo obtemos: [A]=𝑑[𝐴]𝑑𝑡 =− 𝑘, [𝐴]0 − 𝑘𝑡
A teoria mostra que a equação da concentração é função linear do tempo.
Figura 1: gráfico linear para a reação de ordem zero, inclinação = -k. (Souza, 2011)
Enquanto, as reações de 1° ordem, seja a reação: A → Produtos. Admitamos que ela seja de 1ª
ordem e que sua velocidade depende somente da concentração do reagente A. Obtendo:
,𝑑[𝐴]𝑑𝑡 =− 𝑘[𝐴]
integrando obtemos o seguinte resultado:
ln[A]=𝑙𝑛[𝐴]
0
− 𝑘𝑡
Também a concentração do reagente A decresce exponencialmente com o tempo, a uma taxa
determinada pela constante k (figura 2)
Figura 2: gráfico linear para função de 1° ordem. (Souza, 2011)
Lembrando que o coeficiente angular da reta com o sinal trocado fornecerá o valor da constante
k.
Uma reação é de 2ª ordem se a velocidade é proporcional ao quadrado da concentração de um
reagente ou é proporcional ao produto das concentrações de dois reagentes. Seja a reação: A →
Produtos. Neste caso, a velocidade é proporcional ao quadrado da concentração de A e a lei de
velocidade será:
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡 =− 𝑘[𝐴]
2
1
[𝐴] −
1
[𝐴]
0
= 𝑘𝑡
Figura 3: gráfico linear função de 2° ordem
O coeficiente angular da reta interpolatriz obtida será igual à constante de velocidade da reação.
Para ativar as reações dispõe de diversos meios, como temperatura, radiações, energia elétrica e
catalisadores, fazendo o sistema evoluir na direção do equilíbrio termodinâmico. Devemos
ressaltar que, que a temperatura geralmente exerce uma influência favorável sobre as
velocidades das reações, ao facilitar os movimentos intramoleculares e intermoleculares,
facilitando os constituintes dos sistemas. Esse efeito será vantajoso ou não, conforme a reação
seja endotérmica ou exotérmica.
O experimento mostra que a velocidade de reação aumentou com o aumento de temperatura,
essa influência pode ser demonstrada pela equação de Arrhenius:
k=𝐴𝑒
− 𝐸𝑎𝑅𝑇
Onde é chamado distribuição de Boltzmann, frações de colisões efetivas. A é o fator pré𝑒
− 𝐸𝑎𝑅𝑇
exponencial, frequência /velocidade com que as colisões ocorrem, ou seja, equação de Arrhenius
é a velocidade das colisões que são efetivas. Assim, a energia de ativação representa a energia
que deve ser fornecida aos reagentes para permitir-lhes transpor a barreira de potencial que opõe
a sua reorganização, no sentido de dar origem ao produto da reação. Como o estado de transição
é mais instável do que reagente e os produtos, ele está num nível energético superior, nesse
estado não há produto e os reagentes não foram formados, elas formam um complexo ativado,
onde a energia necessária para formar o complexo ativado é a energia de ativação. Na teoria do
complexo ativado a primeira etapa existe um equilíbrio entre os reagentes e o composto
intermediário (AB) dotado de energia necessária para se decompor.
A+B (AB) (AB) P⇔ ≫ →
Figura 4: gráfico das colisões e formação do complexo ativado.
Ao acompanhar a evolução da reação, devemos determinar, dentro de um intervalo de tempo, a
concentração de um dos participantes, à medida que a reação está ocorrendo, a concentração vai
se alterando. Deve-se acompanhar a variação de alguma propriedade física ou físico-química do
sistema reacional, ou seja, os valores de diferentes medidas da composição do sistema, ou seja, à
medida que a reação evolui. Neste experimento será estudada a lei de velocidade que explica a
reação entre os íons permanganato e oxalato, em meio ácido:
2 MnO4 + 5 C2O4 + 16 H → 2 Mn + 10 CO2 + 8 H2O− 2− + 2+
A forma a qual adotamos para medir/ observar a cinética desta reação foi através do tempo
necessário para descobrir a solução feita de oxalato e água destilada após a adição de
permanganato onde:
V=-k`[C2O4 2−]𝑎
2 OBJETIVO
Compreender e determinaro efeito da temperatura e da concentração sobre a velocidade de
reação do oxalato mais o permanganato, determinação da lei de velocidade, com base na
literatura, para calcular ordem e constante de velocidade da reação e calcular a energia de
ativação da reação repetindo o experimento em duas temperaturas distintas.
3 MATERIAIS E MÉTODOS
No experimento utilizaram-se os seguintes materiais:
Tabela 1: materiais utilizados no experimento.
PARTE A: Influência da Concentração
Para dar início ao experimento, foram enumerados 4 béqueres de 250 mL, limpos e secos. Em
seguida, em cada béqueres foram adicionados 10 mL de HCl e 5 mL de oxalato de amônia. Ao
transferir o líquido utilizou-se o bastão de vidro, para evitar derramar o líquido e causar
acidentes. Também para ter mais precisão nas medidas, primeiro colocou o nome das
substâncias em cada béqueres menores, fez-se a transferência do líquido, em seguida no béquer
de HCl foi colocado 45ml da substância, para medir com mais precisão, utilizou-se pipeta
volumétrica de 10ml e o pipetador, o mesmo procedimento foi feito para o béquer do oxalato e
com o auxílio da pipeta volumétrica de 5ml. Após esse procedimento, o béquer 1 permaneceu
com o HCl e oxalato, nos outros foram acrescentado água destilada e consequentemente
diminuir a concentração. O béquer 2, foi adicionado 50 mL de água destilada, com o auxílio da
proveta, e diminuir os erros na medição, também a solução homogeneizada. No béquer 3, foi
adicionado 100 mL de água destilada, repetindo o procedimento anterior. No béquer 4, foi
adicionado 150 mL de água destilada, obtendo diferentes concentrações em cada béquer. Todo
esse procedimento foi feito em cima de papel toalha para evitar molhar a bancada.
No béquer 1: foi adicionado 4 mL da solução de KMnO4 (com o auxílio de uma pipeta
graduada), ligando simultaneamente o cronômetro; e agitando a mistura (suavemente), quando a
reação obteve o descoramento, anotou-se o tempo exato. Repetiu-se o procedimento para os
béqueres 2, 3 e 4.
Na tabela abaixo, percebe-se que de acordo com o volume adicionado nos béqueres, ordem
crescente, o tempo de descoramento aumentou. Isto se dá devido à queda da concentração de
oxalato indicado na segunda coluna. Calculou-se esta concentração (C2) através da fórmula:
C1V1=C2V2. Onde C1 é a concentração do oxalato (0,5M), V1 foi o volume de oxalato
adicionado em cada béquer (5 mL), V2 foram os volumes adicionados em cada béquer
respectivamente (19 mL; 69 mL; 119 mL; 169 mL). Já para o permanganato o C1 é a
concentração dele (0,04M), V1 o volume que utilizamos do permanganato (4mL) e V2 foram os
volumes adicionados em cada béquer respectivamente (19 mL; 69 mL; 119 mL; 169 mL).
Valores observados no experimento á 25ºC
Tabela 2: dados experimentais com temperatura a 25°C.
As reações químicas presentes foram o MnO reagente que possui coloração violeta, à medida4−
que a reação vai ocorrendo com o M o produto formado altera a coloração e torna incolor.𝑛2+
Esse produto é o indicador final do tempo de descoramento.
PARTE B: Influência da Temperatura
Após repetir o procedimento de medição da parte A, os béqueres foram colocados em contato
com uma placa aquecedora deixando estabilizar em uma temperatura de 35 °C.
Valores observados no experimento á 35 ºC:
tabela 3: dados experimentais com temperatura a 35°C
A concentração de oxalato e permanganato não varia da parte A para a parte B, já que foram
utilizadas na mesma quantidade e concentração, o que variou foi o tempo para que a reação
ocorresse. Sabemos que a velocidade de uma reação pode ser alterada pela temperatura, portanto
ao elevar a temperatura da reação, também houve aumento da velocidade da reação.
Utilizando as concentrações obtidas e o tempo gasto em cada reação, no Origin e excel obtemos
os cálculos, ajuste linear e construções das tabelas para obter os gráficos contidos no relatório,
também utilizou-se a equação de Arrhenius e a lei da velocidade para determinamos a ordem da
reação.
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO
A partir dos resultados obtidos experimentalmente, notou-se a influência da concentração e
temperatura no tempo da reação. Os gráficos numerados de 1 - 3 indicam as estimativas para a
ordem da reação em temperatura de 25 ºC e o gráfico 4 - 6 indica a estimativa para a ordem da
reação em temperatura de 35 ºC . Tem-se um gráfico para a equação de ordem zero ([A]/[A] ),
0
um gráfico de primeira ordem - ln([A]/[A] ), e um gráfico para a equação de segunda ordem
0
[(1/[A]) – (1/[A] )]. No gráfico 7 tem-se a energia de ativação obtida da variação de
0
temperatura
Ordem 0: temperatura à (25 °C):
A tabela 4 indica a relação da concentração de oxalato presente em determinado béquer com o
seu tempo de descoramento, em determinada temperatura.
Tabela 4: concentração reagente versus tempo à 25°C, na ordem zero.
A partir da tabela 4, tem-se uma visão mais precisa desta abordagem. É possível analisar que do
primeiro ponto para o segundo teve-se um maior decaimento com o tempo, isto ocorreu devido
aos 50mL de diferença entre estes que gerou uma enorme diminuição na concentração de
oxalato.
Gráfico 1: concentração versus tempo, temperatura à 25°C, na ordem 0.
As análises do ajuste linear observado no gráfico 1, dos dados experimentais, foram plotados
utilizando-se o software Origin. Como a reação de ordem zero, sua lei de velocidade fica da
seguinte forma: v = k. Assim, a velocidade da reação é constante durante todo processo, também
consumo de A e a velocidade média de A permanecem constantes durante a reação, não
variando com a concentração inicial de A. Diferente do que ocorre com o oxalato, pois sua
velocidade varia ao longo do tempo, como é observado no gráfico, o primeiro ponto a sua
velocidade é muito elevado e diminui ao longo do tempo nos pontos de menores concentrações,
devido o afastamento das moléculas. A lei de reação de ordem zero é também uma função linear,
sob a forma de y= mx + b:
[A]
𝑡
=− 𝑘𝑡 + [𝐴]
0
No gráfico de [A] versus tempo t, para uma reação de ordem zero, é uma linha reta com um
declive de −k e uma intercepção y de [A] . Portanto, a velocidade do C2O4 como
0
2−
comprova o r , que mostra o quão distante é o ajuste para esta lei, pois o valor deve2 = 0, 638 
se aproximar 1.
Ordem 1: temperatura à 25°C
A tabela 4 mostra o tempo está relacionado com ln das concentrações, a partir desses valores
obteve-se o gráfico da reação relacionando com a lei de 1° ordem.
Tabela 5: concentração reagente versus tempo à 25°C, na ordem 1
Podemos notar uma melhor linearização no gráfico 2, ao comparar com a lei das reações de
ordem 1, admitindo que sua velocidade só depende do oxalato, a concentração deve decrescer
exponencialmente com o tempo, a uma taxa determinada pela constante -K, pois a reta é
decrescente (equação da reta: ln [A]t = ln [A]o – k t).
Gráfico 2: concentração versus tempo, temperatura à 25°C, na ordem 1.
O valor obtido de R-quadrado foi 0,8825, que se aproxima de 1, mas esses resultados não são
conclusivos para afirmar que é uma reação de 1° ordem, então construiu-se outro gráfico de
linearização para a ordem 2.
Ordem 2: temperatura à (25º C)
Novamente admitiremos que esta reação só depende do oxalato para ocorrer, na tabela 6 o tempo
das reações se relaciona com 1 sobe as concentrações ( )1𝑎
Tabela 6: concentração reagente versus tempo à 25°C, na ordem 2
Para confirmar se uma reação é de segunda ordem, podemos utilizar o método gráfico, que
consiste em plotar 1/[A] em função do tempo e obter uma reta.
Gráfico 3: concentração versus tempo, temperatura à 25°C, na ordem 2.
Ao analisar o gráfico 3 R-quadrado 0,9989 , como pode ser observado a variação é muito≃ 1
pequena do oxalato para a reta ascendente do ajuste linear. Então, estima-se, que este
experimento é uma reação de segunda ordem, pois os pontos obtidos se aproximam da equação
da reta .( 1[𝐴] −
1
[𝐴]
0
= 𝑘𝑡)
A partir do gráfico 3, também é possível extrair o valor de k (constante de velocidade da
reação). Slope (coeficiente angular), k=0,1972 mol .s . Logo, com esse dado é possível−1 −1
representar a fórmula: V = -0,1972 [ 𝐶 2 𝑂 4 ] e obter a velocidade instantânea com os valores2
das concentrações.
Agora veremos qual o efeito da temperatura nessas reações.
Ordem 0: temperatura à (35º C)
O primeiro ponto observado é o tempo para que a reação ocorra diminui, pois, com o aumento
da temperatura aumenta a vibração, consequentemente o choque entre as moléculas e aumento
de velocidade. A partir da tabela 7 foi feita a linearização da curva.
Tabela 7: concentração reagente versus tempo à 35 °C, na ordem 0
No béquer um e dois as reações ocorrem mais rápidas devido às suas concentrações e ao
aquecimento, os béqueres 3 e 4 demoram cerca de 4 minutos para o descoramento da solução.
Gráfico 4: concentração versus tempo, temperatura à 35 °C, na ordem 0.
Comparando com o R-quadrado do gráfico 1 com o gráfico 4, o valor obtido foi ainda menor,
R-quadrado para t=35 °C, sabemos que para se aproximar da equação da reta o valor≃ 0, 3472 
deve ser 1, logo essa reação não se ajusta à ordem zero.≃
Ordem 1: temperatura à (35º C)
A tabela 8 relaciona o tempo com ln da concentração, a partir dela plotou-se o gráfico 5.
Tabela 8: concentração reagente versus tempo à 35 °C, na ordem 1
Gráfico 5: concentração versus tempo, temperatura à 35 °C, na ordem 1.
O R-quadrado obtido nesse ajuste foi 0, 6479, comparado ao do gráfico 2 (0,8825), o valor
obtido foi mais distante de 1, não se enquadrando nesta lei.
Ordem 2: temperatura à 35º C
Com dados da tabela 9 construiu-se o gráfico , supondo que a reação só depende do1𝐴 × 𝑡
oxalato, para relacionar ao modelo matemático.
Tabela 9: concentração reagente versus tempo à 35 °C, na ordem 2
Gráfico 6: concentração versus tempo, temperatura à 35 °C, na ordem .
O resultado do R-quadrado (0,9223), obtido no gráfico 6, se mantém menor, como nos modelos
anteriores, isso ocorre devido ao erro associado com o aumento de velocidade. Nos gráficos com
temperatura 35 °C, esse foi que tivemos um melhor resultado. Então podemos concluir que
temos uma boa correlação entre o gráfico experimental e a linearização, pois o valor está
próximo de 1. A partir dos dados da linearização também é possível extrair o valor de k
(constante de velocidade de reação). Slope (coeficiente angular), k = 0,3093 mol .s .−1 −1
Assim, é possível representar a fórmula da velocidade: V = -0,3093 [ 𝐶 2 𝑂 4 ] 2
Logo, podemos inferir que a temperatura da reação não influencia na ordem, mas possui grande
influência na velocidade da reação e no erro associado. Por fim, temos que avaliar a energia de
ativação da reação, utilizamos a equação de Arrhenius para defini-la, pois essa equação
relaciona a constante de velocidade da reação:
k=𝐴𝑒
− 𝐸𝑎𝑅𝑇
ln k = ln A - (Ea/R)·1/T (2)
Onde A da equação é um fator pré-exponencial, específico para cada elemento, R como a
constante dos gases e T como a temperatura.
Utilizando a equação no formato (2), podemos construir um gráfico relacionando o ln k com o
inverso da temperatura (1/T), sendo o termo (Ea/R) o coeficiente angular e o termo ln A o
coeficiente linear. A tabela 10 foi utilizada para a construção do gráfico 7, onde na temperatura
houve a conversão de celsius para kelvin:
Tabela 10 – Dados para a energia de ativação (Ea)
Gráfico 7: Energia de ativação, Lei de Arrhenius.
A partir do gráfico 7, faremos o cálculo da energia de ativação desta reação:
- = -4135,2261𝐸𝑎𝑅
Ea = 4135,2261*R
Ea =4135,2261*8.3145
Ea = 34,38 kJ/mol
CONCLUSÕES
Os valores obtidos na prática permitiu observar através dos gráficos a ordem reacional da
solução, também em determinadas condições de temperatura e concentração foi possível
observar a velocidade da reação. Os valores de R-quadrado para temperatura a 35 °C são
menores que os valores do ajuste para a temperatura de 25 °C, como a velocidade aumenta nas
temperaturas mais elevadas, também aumenta o erro na aferição dos valores. Sabendo que a lei
de velocidade da reação foi de 2 ordem, a equação da reta para reação entre oxalato e
permanganato é , e o coeficiente angular k =0,1972 mol .s . Então, a( 1[𝐴] −
1
[𝐴]
0
= 𝑘𝑡) −1 −1
partir desta lei podemos encontrar a velocidade V = -0,1972 [ 𝐶 2 𝑂 4 ] para cada2
concentração. Após obtermos os valores R-quadrado nas diferentes temperaturas, foi possível
calcular pela equação de Arrhenius a energia de ativação (Ea = 34,38 kJ/mol), ou seja, a energia
necessária para a reação ocorrer.
Referências
De Paula, Julio; ATKINS, Peter. ATKINS: Físico-Química. 8º Edição, v.2. Rio de Janeiro:
LTC, 2008.
DIAS, Diogo Lopes. “Lei da velocidade”; Manual da Química. Disponível em:
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/lei-velocidade.htm. Acesso em 26 de
julho de 2022.
Santos, E. A. Leis de Velocidade, Experimentos de Cinética de Materiais. Engenharia de
Materiais UFS, 2022.
Adamian, R.; Almeida, E. Físico-química: Uma Aplicação Aos Materiais. Rio de Janeiro:
COPPE / UFRJ, 2022.
Dias, F. R. C. Cinética Química: Projeto Rumo ao ITA.
https://rumoaoita.com/wp-content/uploads/2016/12/cinetica_quimica_cinetica_quimica.pdf.
Acesso em 26 de julho de 2022.
https://rumoaoita.com/wp-content/uploads/2016/12/cinetica_quimica_cinetica_quimica.pdf