Cópia de Relatório 1 Energia de Ativação

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<p>UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO</p><p>INSTITUTO DE QUÍMICA</p><p>DEPARTAMENTO DE FÍSICO-QUÍMICA</p><p>Determinação da energia de ativação de uma reação química de uma reação de</p><p>oxi-redução</p><p>Grupo 4</p><p>Neil Sergio Queiroz dos Santos Junior - 202010404511</p><p>Pedro Henrique Prado de Lyra - 202120381711</p><p>Tayenne Damasceno Coutinho - 201910254311</p><p>Professora Liliane Maria Magalhães de Souza</p><p>Data da prática: 27.09.2024</p><p>Data da entrega: 04.10.2024</p><p>Físico-Química Experimental T1</p><p>SUMÁRIO</p><p>1. INTRODUÇÃO 3</p><p>2. RESULTADOS E DISCUSSÃO 4</p><p>3. CONCLUSÃO 6</p><p>4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 6</p><p>3</p><p>1. INTRODUÇÃO</p><p>Ao ocorrer uma reação química, ou seja, o choque das moléculas, há um estado</p><p>intermediário conhecido como complexo ativado ou estado de transição. Ele difere tanto do</p><p>reagente quanto do produto e outra diferença é a quantidade maior de energia dele,</p><p>caracterizando um pico em um gráfico de energia livre de Gibbs e progresso da reação. A</p><p>diferença de energia entre o ponto máximo presente no pico e os reagentes é a energia de</p><p>ativação.</p><p>Arrhenius foi o primeiro a utilizar o termo “energia de ativação” e também deu a</p><p>relação entre o coeficiente da velocidade da reação (k) e a energia de ativação observada na</p><p>equação 1, em que A é uma constante determinada experimentalmente, R é a constante dos</p><p>gases ideais e T a temperatura absoluta (Kelvin).</p><p>(Equação𝑘 = 𝐴𝑒</p><p>−𝐸</p><p>𝑎</p><p>𝑅𝑇</p><p>1)</p><p>Manipulando algebricamente essa equação, chega-se à Equação 2 que é uma reta,</p><p>dessa forma, pode-se utilizar a regressão linear para encontrar a constante A que é específica</p><p>para cada reação e a energia de ativação Ea.</p><p>(Equação𝑙𝑛 𝑘 =</p><p>−𝐸</p><p>𝑎</p><p>𝑅𝑇 + 𝑙𝑛 𝐴</p><p>2)</p><p>A Equação 2 é o método tradicional para encontrar os valores da energia de ativação e</p><p>a constante A. Outro método é combinar a Equação 1 com a Equação 3 para obter a Equação</p><p>6 por meio de várias etapas demonstradas abaixo.</p><p>(Equação𝑘 =</p><p>𝑑𝐶</p><p>𝐴</p><p>𝐶</p><p>𝐴</p><p>.𝑑𝑡</p><p>3)</p><p>(Equação 4)</p><p>𝑑𝐶</p><p>𝐴</p><p>𝐶</p><p>𝐴</p><p>= 𝐴𝑒</p><p>−𝐸</p><p>𝑎</p><p>𝑅𝑇 . 𝑑𝑡</p><p>4</p><p>(Equação 5)</p><p>𝐶</p><p>𝐴0</p><p>𝐶</p><p>𝐴𝑓</p><p>∫</p><p>𝑑𝐶</p><p>𝐴</p><p>𝐶</p><p>𝐴</p><p>=</p><p>0</p><p>𝑡</p><p>∫ 𝐴𝑒</p><p>−𝐸</p><p>𝑎</p><p>𝑅𝑇 . 𝑑𝑡</p><p>(Equação 6)𝑙𝑛 𝑡 = 𝑙𝑛 (𝑙𝑛</p><p>𝐶</p><p>𝐴0</p><p>𝐶</p><p>𝐴𝑓</p><p>) − 𝑙𝑛 𝐴 +</p><p>𝐸</p><p>𝑎</p><p>𝑅𝑇</p><p>Essa combinação serve apenas para reações de primeira ordem ou pseudo-primeira</p><p>ordem. Pode-se usar regressão linear baseada na Equação 6, sendo o coeficiente angular (a) e</p><p>coeficiente linear (b) respectivamente:</p><p>𝑎 =</p><p>𝐸</p><p>𝑎</p><p>𝑅</p><p>(Equação 7)</p><p>𝑏 = 𝑙𝑛 (𝑙𝑛</p><p>𝐶</p><p>𝐴0</p><p>𝐶</p><p>𝐴𝑓</p><p>) − 𝑙𝑛 𝐴</p><p>(Equação 8)</p><p>O valor da energia de ativação desse método será diferente do método tradicional que</p><p>é baseado em uma cinética de reação de segunda ordem.</p><p>2. RESULTADOS E DISCUSSÃO</p><p>A prática consiste de uma reação de oxi-redução entre persulfato ( ) e iodeto ( )𝑆</p><p>2</p><p>𝑂</p><p>8</p><p>2− 𝐼−</p><p>de pseudo-primeira ordem mostrada abaixo:</p><p>(Equação 9)𝑆</p><p>2</p><p>𝑂</p><p>8</p><p>2− + 2𝐼− → 2𝑆𝑂</p><p>4</p><p>2− + 𝐼</p><p>2</p><p>Ao gerar iodo ( ), ocorre outra reação paralela, mostrada abaixo:𝐼</p><p>2</p><p>(Equação 10)𝐼</p><p>2</p><p>+ 2𝑆</p><p>2</p><p>𝑂</p><p>3</p><p>2− → 2𝐼− + 𝑆</p><p>4</p><p>𝑂</p><p>6</p><p>2−</p><p>As equações 9 e 10 possuem a mesma velocidade, mas em um dado momento a</p><p>equação 12 irá cessar, devido ao consumo total de tiossulfato ( ), passando a ocorrer a𝑆</p><p>2</p><p>𝑂</p><p>3</p><p>2−</p><p>seguinte equação:</p><p>5</p><p>(Equação 11)𝐼</p><p>2</p><p>+ 𝐼− → 𝐼</p><p>3</p><p>−</p><p>O triiodeto ( ) gera uma coloração azul/roxa ao reagir com amido. O motivo de usar𝐼</p><p>3</p><p>−</p><p>essas etapas é para ter um ponto final de reação comum nas repetições com diferentes</p><p>temperaturas.</p><p>Experimento</p><p>/ Parâmetro</p><p>Tempo (s) ln (t) Temperatura</p><p>(°C)</p><p>Temperatura</p><p>(K)</p><p>T-1</p><p>1 558 6,32 25 298,15 3,35 x 10-3</p><p>2 417 6,05 30 303,15 3,30 x 10-3</p><p>3 303 5,71 35 308,15 3,25 x 10-3</p><p>4 230 5,43 40 313,15 3,19 x 10-3</p><p>5 162 5,08 45 318,15 3,14 x 10-3</p><p>6</p><p>Tabela 1. Valores medidos e calculados I</p><p>Gráfico 1. ln (t) x T-1</p><p>Através da regressão linear, obtemos um coeficiente angular igual a 5817,9 e um</p><p>coeficiente linear igual a -13,171. Portanto usando a equação (6) e sabendo que a constante</p><p>dos gases R é igual a 8,314 J/mol . K, obtemos um valor da Energia de Ativação igual a 4837</p><p>J/mol ou 48,37 kJ/mol.</p><p>𝐸𝑟𝑟𝑜 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 = 48,37−51,80</p><p>51,80</p><p>|| ||. 100 = 6, 622%</p><p>O erro experimental foi calculado usando como base resultados experimentais outrora</p><p>divulgados. É possível inferir que o experimento realizado tem uma margem de erro pequena,</p><p>visto que está abaixo de 10%. Possíveis acontecimentos que não levaram a um resultado ainda</p><p>mais próximo são: A não percepção instantânea do ponto de viragem, a reação para pausar o</p><p>cronômetro e a instabilidade térmica.</p><p>3. CONCLUSÃO</p><p>A prática teve como objetivo determinar a energia de ativação de uma reação de</p><p>oxirredução, usando como base para esse cálculo princípios da cinética juntamente com a</p><p>equação de Arrhenius. Através dela, podemos perceber o impacto que a temperatura causa nas</p><p>reações e suas velocidades.</p><p>7</p><p>Conforme aumentamos a temperatura, a velocidade da reação aumenta, consequentemente</p><p>sua Energia de Ativação diminui, visto que são grandezas inversamente proporcionais. Isso</p><p>ocorre porque um aumento da temperatura aumenta a agitação das moléculas, o que favorece</p><p>o choque efetivo entre elas e assim um menor tempo de reação.</p><p>4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS</p><p>1. INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE FÍSICO-QUÍMICA DA UERJ.</p><p>ROTEIROS DE PRÁTICAS FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL. Rio de Janeiro:</p><p>2024.</p><p>2. Silveira, B. CINÉTICA QUÍMICA DAS REAÇÕES HOMOGENEAS. 1ª ed. São Paulo:</p><p>BLUCHER, 1996</p><p>3. Brubaker,J. Activation Energy of the Iodine Clock Reaction, Disponível em:</p><p>https://sciencing.com/activation-energy-iodine-clock-reaction-7246333.html, Acesso em</p><p>03 out. 2024.</p>