Relatório_3 - Lei de Arhenius

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Relatório N° 3
Aplicação da Lei de Arrhenius – Energia de Ativação
Aluna: Suênia Fernandes de Vasconcelos
Matricula: 112150877
Comp. Curricular: Laboratório de Engenharia Química I
Campina Grande, Fevereiro de 2014
Introdução
A constante de velocidade de reação, K, não é verdadeiramente uma constante, mas apenas independente das concentrações das espécies envolvias na reação. A quantidade K também é referida como a velocidade específica de reação. É quase sempre fortemente dependente da temperatura absoluta. Em reações em fase gasosa, depende do catalisador, e pode ser uma função da pressão total. Em sistemas líquidos, ela também pode ser uma função da pressão total e, adicionalmente, pode também depender e outros parâmetros, tais como a força iônica e o solvente escolhido. Estas outras variáveis normalmente exibem um efeito muito menor sobre a velocidade específica de reação do que a temperatura de modo que, para os propósitos do experimento realizado, será assumido que KA depende apenas da temperatura. Esta hipótese é válida para a maioria das reações de laboratório e industriais, e parece funcionar muito bem. 
Foi o grande químico sueco Arrhenius quem primeiramente sugeriu que a dependência com a temperatura da velocidade de reação especifica, K, pudesse ser correlacionada por uma equação e através dessa relação poderia ser possível calcular a variação da constante de velocidade bem como determinar sua energia de ativação.
Objetivos
Determinar a energia de ativação da reação de oxidação do íon iodeto pelo íon persulfato e a constante de Arrhenius, A.
Revisão Bibliográfica
Experimentalmente se observa que o aumento da temperatura provoca, em maior ou menor grau, sempre um aumento na velocidade das reações químicas, independente se a mesma seja endotérmica ou exotérmica. O efeito da temperatura é o aumento na constante cinética da reação. Raramente se observa uma influência da temperatura no mecanismo da reação e, portanto, na forma de expressão cinética.
	
	(1)
A constante cinética k aumenta qundo a temperatura T aumenta. A influência da temperatura na constante cinética pode ser explicada por várias teorias que fornecem a seguinte expressão geral:
	
 
	
(2)
onde,
A = fator pré-exponencial, fator de frequência, fator de Arrhenius, constante de probabilidade ou fator de colisão;
E = energia da ativação da reação, dada em J/mol ou cal/mol;
R = constante universal dos gases;
T = temperatura absoluta em Kelvin;
m = 0 Teoria de Arrhenius, m = 0,5, pela teoria das colisões moleculares e m = 1 pela teoria do estado ativado.
A equação (2) acima, conhecida como equação de Arrhenius, tem sido verificada empiricamente, fornecendo o comportamento com a temperatura para a maioria das constantes de velocidade de reação, dentro da precisão experimenta, para grandes intervalos de temperatura. A energia de ativação E tem sido interpretada como a energia mínima que as moléculas reagentes devem possuir antes que a reação possa ocorrer. 
Da teórica cinética dos gases, o fator fornece a fração das colisões entre as moléculas que juntas possuem esta energia mínima. Embora essa possa ser uma explicação elementar, alguns sugerem que Ea nada mais é do que um parâmetro empírico correlacionando a velocidade de reação específica com a temperatura. Outros autores citam exceções para essa interpretação. A energia de ativação é determinada experimentalmente realizando a reação em várias temperaturas diferentes. Depois de tomarmos o logaritmo natural na equação de Arrhenius,
 (3)
Figura 3. Perfil linear da equação 2 (Gráfico de lnk versus 1/T).
Portanto, pode-se observar que um gráfico de lnKA em função de 1/T deve produzir uma linha reta cuja inclinação é proporcional à energia de ativação.
Material e Métodos
Materiais
Os matérias necessários para a realização do experimento foram:
Béqueres;
Pipetas;
Cronômetro;
Iodeto de potássio (0,3M);
Persulfato de potássio (0,1M);
Tiossulfato de sódio (0,02M);
Água destilada;
Amido.
Metodologia
A oxidação do íon iodedo pelo íon persulfato consistiu em efetuar as reações abaixo em diferentes faixas de temperaturas, feito isso mediu-se o tempo em que a reação ocorreu em diferentes faixas de temperaturas
Inicialmente, separaram-se duas baterias de béqueres, A e B, conforme mostram as tabelas 1 e 2 abaixo:
Tabela 1. Dados referentes aos béqueres A
	Ensaios
	KI (mL)
	S2O22- (mL)
	Amido
	1
	10
	1
	4
	2
	10
	1
	4
Tabela 2. Dados referentes aos béqueres B
	Ensaios
	H2O (ml)
	S2O82- (ml)
	1
	8,6
	0,4
	2
	8,6
	0,4
Após separadas as duas baterias de béqueres, realizou-se cada ensaio duas vezes para as temperaturas de 40°C, 45°C e 50°C, misturando os pares correspondentes e acionando o cronômetro neste mesmo instante, anotou-se os valores de tempo necessários para que a reação se completasse, ou seja, quando houvesse mudança de coloração do meio reacional.
Para obtenção de dados para K, utilizou-se a lei de velocidade inicial,
 (4)
e a relação entre a variação de concentração,
 (5)
conhecendo-se experimentalmente os valores de Δt e concentrações iniciais dos íons iodeto e tiossulfato, encontrou-se o valor de K para diferentes temperaturas, plotando-se, enfim, a curva lnK versus 1/T.
Resultados e Discussões
Para o cálculo das concentrações iniciais dos reagentes na mistura usamos a equação de diluição (6) e os resultados obtidos foram tabelados (tabela 3).
 (6)
	Soluções-mãe
	Concentração ( )
	Volume (mL)
	n (mols)
	Conc. inicial na mistura ()
	KI
	0,3
	10,0
	0,003
	0,15
	K2S2O8
	0,1
	0,4
	0,00004
	0,002
	Na2S2O3
	0,02
	1,0
	0,00002
	0,001
	H2O
	
	8,6
	
	
Tabela 3. Dados referentes às concentrações das soluções-mãe, volumes misturados, número de mols e concentrações iniciais
Já os resultados obtidos experimentalmente encontram-se na tabela 4
Tabela 4. Resultados para as baterias dos ensaios 1, 2 e 3
	Ensaios
	Tempo (s)
	Temperatura (ºC)
	Temperatura (K)
	
1
	T1 = 135
T2 = 129
Média = 132
	
40
	
313,15
	
2
	T1 = 93
T2 = 90
Média = 91,5
	
45
	
318,15
	
3
	T1 = 69
T2 = 70
Média = 69,5
	
50
	
323,15
Calcula-se o valor de através da relação . Assim,
Para o ensaio 1, encontrou-se o valor da constante K1 através do seguinte procedimento:
Da mesma forma, para o ensaio 2,
E, finalmente, para o ensaio 3,
Tabela 5. Dados para construção do gráfico lnK versus 1/T
	Ensaio
	ln K
	1/T
	1
	-1,898
	0,003193
	2
	-1,739
	0,003143
	3
	-1,620
	0,003094
Com os dados da tabela 5, plotou-se a curva do logaritmo da velocidade específica em função do inverso da temperatura absoluta, utilizando o Excel.
Gráfico 1. Curva do logaritmo da velocidade em função do inverso da temperatura em Kelvin.
A partir dos parâmetros da reta, calculou-se a energia de ativação da reação e o fator de Arrhenius. Analisando a equação,
Percebe-se que esta se assemelha a uma equação de uma reta do tipo , aonde, para este caso,
 		e,	
Logo, calcula-se a energia de ativação, considerando R = 8,314 J/mol.K, e o fator de Arrhenius,
Conclusões
Concluiu-se que foi possível experimentar uma forma clássica de determinação da energia de ativação, muito comentada na literatura específica. O efeito da temperatura foi realmente constatado como fator de grande relevância no valor da constante específica, já que para temperaturas maiores, teve-se uma maior constante específica e, logo, uma maior velocidade de reação. 
Como fontes de erros experimentais devem-se considerar erros cometidos na medição dos volumes para cada grupo de béqueres, erros na cronometragem do tempo de reação, a presença de impurezas nointerior dos béqueres, variações de temperatura no termostato e erros de leitura das temperaturas nos béqueres A e B.
Referências Bibliográficas
Fogler, H. Scott. Elementos de engenharia das reações químicas / H. Scott Fogler – Rio de Janeiro: LTC, 2008.
ATKINS, P. & DE PAULA, J. Físico-Química, 8ª Ed. LTC – Livros Técnicos e Científicos Editora S/A. 2008.