Cinética Relatório 1 Violeta genciana

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
CENTRO DE TECNOLOGIA-CTC
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA-DEQ
LABORATÓRIO DE ENGENHARIA QUÍMICA III
DETERMINAÇÃO DA CURVA PADRÃO DE VIOLETA GENCIANA 
E 
REAÇÃO DE 1º ORDEM E LEI DE ARRHENIUS
Acadêmicos: Ana Carolina Stafussa RA: 79320
 Fernanda Cazelato Gaioto RA: 78376
 Juliana Harumi Shiraishi RA: 77404
 Mateus Urias Cerdeira Braga RA: 78922
Professora: Gisella Maria Zanin
Maringá, Maio de 2016.
 1. Resumo
O relatório apresenta a determinação da curva de calibração de uma solução cristal violeta e a obtenção dos parâmetros cinéticos da reação da violeta genciana em meio alcalino. 
Com base nos dados coletados durante o experimento foi possível construir a curva padrão para o cristal violeta a partir da medida da absorbância das soluções dessa em diferentes concentrações, assim traçou-se a curva de absorbância versus concentração, atingindo uma correlação linear de aproximadamente 1 ( R2=0,996), demonstrando precisão. Por meio do ajuste linear determinou-se a equação da curva padrão da violeta de genciana como 
Mediante esta equação calculou-se a constante de pseudo-primeira ordem (k’), e a constante de velocidade da reação (k), em quatro temperaturas diferentes (30, 35, 40 e 45°C), após realizou-se a linearização da equação de Arrhenius e determinando o valor de energia de ativação de e o fator de frequência da reação de 
2. Introdução 
A solução de cristal violeta é um agente antisséptico e antimicótico, utilizado como corante primário na coloração de Gram, como agente indicador de bactérias, para tratamento de queimaduras, lesões na pele ou em gengivas, entre outras finalidades.
Para a verificação da cinética de primeira ordem de uma reação, optou-se pela descoloração da violeta genciana com hidróxido de sódio e isto foi possível, pois em soluções alcalinas, os íons hidróxidos nucleofílicos atacam o carbono eletrofílico central para produzir o trifenilmetanol incolor ou a forma carbinol do corante. Com a adição da solução de cristal violeta ao meio básico em um banho isotérmico, com a retirada das amostras e medidas as absorbâncias, calculou-se os parâmetros desejados.
Com esse experimento, objetivou-se determinar a curva padrão de violeta genciana, e assim, abordar os princípios de Absorciometria, principais causas dos desvios da Lei de Beer, fontes de erro e outros pontos importantes. Além disso, analisar-se a cinética de primeira ordem da reação de descoloração da solução em meio alcalino e obter-se os parâmetros de reação, abordando-se aspectos fundamentais sobre cinética, reações de primeira e pseudo-primeira ordem, importância da Lei de Ahrrenius, significado de Energia de Ativação e sua determinação. 
3. Fundamentação Teórica
3.1. Curva Padrão de violeta genciana 
Espectroquímica
As interações da radiação com a matéria são estudadas pela espectroscopia e os métodos de análise são baseados na medida da quantidade de radiação produzida ou absorvida pelas moléculas ou espécies atômicas de interesse, sendo classificados de acordo com a região do espectro eletromagnético envolvida na medida.
A radiação eletromagnética é uma forma de energia transmitida por meio do espaço a altas velocidades e pode ser definida como uma onda com propriedades como comprimento de onda, frequência, velocidade e amplitude. A luz não requer meio de suporte para a sua transmissão, passando facilmente pelo vácuo, diferentemente das ondas sonoras.
Nos fenômenos que envolvem absorção e emissão de energia radiante, o modelo ondulatório não é aplicável e nestes processos, a radiação eletromagnética deve ser tratada como pacotes discretos de energia ou partículas chamadas fótons ou quanta. Esta energia é diretamente proporcional a sua frequência e de maneira análoga, essa dualidade se aplica aos feixes de elétrons, prótons e outras partículas elementares, as quais produzem efeitos de interferência e difração que são tipicamente associados ao comportamento ondulatório.
As interações que relacionam mudanças nos níveis energéticos de moléculas ou átomos específicos, que dependem da energia de radiação empregada e do modo de detecção, são de maior interesse da espectroscopia do que as que ocorrem na reflexão, refração, espalhamento elástico, interferência e difração, mais ligadas a alterações das propriedades globais dos materiais. 
Os métodos ópticos utilizam tanto a radiação visível quanto a ultravioleta e a infravermelha. Essa nomenclatura é devido às características comuns dos instrumentos para as três regiões espectrais e as similaridades na forma na qual visualizamos as relações dos três tipos de radiação com a matéria, que são utilizadas pela espectroscopia para obter informações sobre uma amostra, medindo-se a radiação emitida quando esta retorna ao estado fundamental ou a quantidade absorvida decorrente da excitação. Esta é atingida, aplicando-se energia na forma de calor, elétrica, luz, partículas ou reação química ao analito (indo do seu estado de energia mais baixo ou fundamental para o estado de maior energia ou excitado). 
Quando o estímulo é feito por uma fonte externa, processos como o espalhamento ou reflexão da radiação podem ocorrer. Na espectroscopia de absorção, a quantidade de luz absorvida é medida em função do comprimento de onda, e isto pode nos fornecer informações qualitativas e quantitativas da amostra. 
A lei de Beer nos diz que a fração de luz incidente absorvida por uma solução num determinado comprimento de onda é relacionada com a espessura do caminho óptico e a concentração da amostra. Conforme a luz atravessa um meio contendo analito que absorve, uma queda de intensidade ocorre na proporção em que o mesmo é excitado, como representado na Figura 1. Para uma solução de determinada concentração, quanto mais longo o comprimento do caminho do meio através do qual a luz passa, mais centros absorventes estarão presentes e maior será a atenuação. Para um dado caminho óptico, quanto maior a concentração de absorventes, mais intensa será a atenuação.[2]
A absorbância A de uma solução está relacionada com a transmitância T de forma logarítmica, de acordo com a equação (1). Quando A aumenta, T diminui. Enquanto as escalas nos instrumentos antigos eram lineares em transmitância, nos modernos há escalas lineares de absorbância ou um computador responsável pelo cálculo a partir das quantidades medidas.
	
(Equação 1)
Figura 1 – Atenuação de um feixe de radiação por uma solução absorvente. A seta larga representa o feixe incidente significa maior potência radiante que aquela transmitida pela solução. [2]
Normalmente, tanto T quanto a A não podem ser obtidas como mostrado, sabendo-se que a solução em estudo deva estar em células ou cubetas. Parte do feixe de luz pode ser perdida por reflexão ao passar por um recipiente ou espalhado em todas as direções a partir da superfície de moléculas grandes ou de partículas presentes no solvente, como representado na Figura 2.
Figura 2 – Perdas por reflexão e espelhamento com uma solução contida em uma célula vidro típica. [2]
Para compensar tal efeito, a potência do feixe, emitida por uma célula com solução da amostra (P), é comparada com a que atravessa uma célula idêntica contendo apenas o solvente dos reagentes (P0). Uma absorbância experimental que se aproxima da real da solução é dada por:
	
(Equação 2)
	 De acordo com a lei em estudo, a absorbância é diretamente proporcional à concentração de uma espécie absorvente c e ao caminho óptico b do meio absorvente:
	
(Equação 3)
Onde a, é a constante de proporcionalidade conhecida como absortividade. Como a absorbância é uma grandeza adimensional, a absortividade deve ter unidades que cancelam as unidades de b e c. Quando c é expresso em mols por litro e b em centímetros,a é a absortividade molar (ɛ), portanto: [2]
	
(Equação 4)
Sendo que ɛ possui as unidades de .
A absortividade molar (função do tipo de solvente, da composição da solução e da temperatura) pode ser calculada se a concentração for conhecida e a absorbância é usada para encontrar a concentração se a absortividade e o caminho óptico forem conhecidos. Devido a variação da absortividade com os parâmetros citados, não é recomendável tornar-se dependente de valores tabelados na literatura ao realizar uma análise quantitativa. Desta forma, uma solução padrão do analito no mesmo solvente e à temperatura similar é usada na obtenção da absortividade no momento da análise. Diversas soluções padrão são utilizadas para determinar uma curva de calibração, de A x c, ou para obter uma equação linear por regressão. 
A lei de Beer descreve o comportamento da absorção somente em soluções diluídas, sendo portanto uma lei limite. Para concentrações acima de 0,01 , a distância média entre os íons ou moléculas da espécie absorvente diminui afetando a distribuição de carga, e assim a extensão da absorção, dos seus vizinhos. Sabendo-se que essa extensão depende da concentração, o fenômeno observado provoca desvios da relação linear entre a absorbância e a concentração. Algo semelhante pode ocorrer em soluções diluídas de absorventes com elevadas concentrações de outras espécies, particularmente eletrólitos. Quando os íons estão muito próximos uns aos outros, a absortividade molar do analito é alterada devido a razão de interações eletrostáticas, levando a um afastamento da lei de Beer. [2]
Tipos de Erros
Existem os erros sistemáticos (determinados), que podem ser evitados ou cujas magnitudes podem ser determinadas. Os mais importantes são os erros operacionais, erros devido a equipamentos ou aos reagentes e os erros inerentes ao método empregado. [5]
Os erros operacionais são causados por fatores de responsabilidade do analista que não estão relacionados ao método ou ao método ou ao procedimento que ele utilizou. A maior parte deles é de origem física e acontece quando a técnica analítica não é seguida com rigor.
Os erros instrumentais e de reagentes devem-se aos efeitos de construção das balanças, ao uso de pesos, vidraria e outros instrumentos sem calibração ou mal calibrados. Devem-se também ao ataque de reagentes sobre o vidro, a porcelana, etc., que dão origem a substâncias estranhas ao meio reacional original, e ao uso de reagentes impuros.
Erros de método são os mais sérios porque normalmente são os mais difíceis de detectar. Como por exemplo, medidores de pH padronizados erroneamente, o ruído de fundo na espectroscopia de absorção atômica e a resposta ruim de detectores de cromatografia e de espectroscopia Os erros na análise clássica incluem a solubilização de precipitados e decomposição ou volatilização por ignição de precipitados na gravimetria.
Há também os erros aleatórios (indeterminados) esses se manifestam na forma de pequenas variações nas medidas de uma amostra, feitas em sucessão pelo mesmo analista, com todas as precauções necessárias e em condições praticamente idênticas. Eles são produzidos por fatores sobre os quais o analista não tem controle e, em geral, não podem ser controlados. [5]
3.2. Reação de 1ª ordem e lei de Arrhenius
Velocidade da reação
A cinética química estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam. Reação química é definida como um conjunto de fenômenos nos quais duas ou mais substâncias reagem entre si, dando origem a diferentes compostos. Equação química é a representação gráfica dessa reação, onde os reagentes aparecem à esquerda e os produtos à direita da flecha.
	A + B → C + D
	(Equação 5)
A velocidade de reação (-rA) pode ser entendida com a rapidez com que os reagentes são consumidos ou com que os produtos são formados. É o número de mols de A reagindo por unidade de tempo e de volume (mols/dm³.s). Se rj é a velocidade de formação da espécie j, se esta for um reagente, o valor numérico do símbolo será negativo e se for um produto, será positivo.
Tais velocidades são determinadas por leis empíricas, as leis de velocidade, deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade da reação.
As reações ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas, pois além de depender da concentração de reagentes e produtos, dependem também da concentração das espécies, temperatura, pressão ou tipo de catalisador. A equação de velocidade é independente do tipo de reator.
A extensão de uma reação é medida pela quantidade de substância que reagiu e a taxa desta é uma derivada da extensão da reação em relação ao tempo.
Leis de Velocidade
Ordem de reação é a soma dos expoentes aos quais estão elevadas as concentrações na lei de velocidade, e não estão relacionados aos coeficientes estequiométricos. [1]
Para a reação: 
	aA +bB → cC +dD
(Equação 6)
 
A expressão de velocidade é:
	
(Equação 7)
Na qual:
Α= ordem de reação em relação ao reagente A;
Β= ordem de reação em relação ao regente B;
Α+β= ordem global da reação;
α ≠ a e β ≠ b.
A ordem é determinada experimentalmente, no caso da cinética empírica, ou por modelos matemáticos, a partir de dados espectroscópicos e de química teórica sobre as moléculas participantes, na cinética química teórica. A seguir serão apresentadas as reações com ordens mais importantes e comuns.
Reação de ordem zero
Possuem velocidade constante, independente da concentração do reagente e sempre são não-elementares. [1]
Para uma reação de ordem zero, do tipo A → produtos, tem-se:
	
(Equação 8)
Pois a concentração do reagente (CA) é elevada a zero, não aparecendo na equação.
Sendo assim, a constante de velocidade k para essas reações tem unidades de [concentração]x[tempo-1].
Integrando-se a equação e considerando-se conhecida CA0 em t=0:
	
(Equação 9)
	
(Equação 10)
A partir da equação resultante, conclui-se que a concentração do reagente diminui linearmente com o tempo e o gráfico abaixo mostra tal comportamento. A constante de velocidade k é obtida pelo coeficiente angular da reta.
A taxa de conversão (XA) que é a fração de reagente já transformada em produtos em um dado tempo, pode ser introduzida para uma troca de variáveis: [1]
	
(Equação 11)
Isolando-se CA, obtém-se:
	
(Equação 12)
Diferenciando-se em relação ao tempo:
	-
(Equação 13)
Substituindo em (8), temos: 
	
(Equação 14)
Integrando:
	
(Equação 15)
	
(Equação 16)
Isolando o tempo (t) necessário para atingir uma determinada conversão de A: 
	
(Equação 17)
Reações de primeira ordem
É aquela na qual a velocidade é diretamente proporcional à concentração do reagente. 
Para uma reação monomolecular, irreversível, de primeira ordem, ocorrendo a volume constante e do tipo A → produtos (concentração de A elevada a 1), temos: 
	
(Equação 18)
Sendo que o membro à esquerda da equação (18) é a velocidade de decomposição de A. [1]
A unidade de medida de k para as reações de primeira ordem é [tempo-1].
Separando as variáveis e integrando entre limites:
	
(Equação 19)
	
(Equação 20)
	
(Equação 21)
Plotando um gráfico de em função do tempo, podemos obter experimentalmente a constante de velocidade da reação pelo coeficiente angular.
A Equação 21 na forma exponencial fica:
	
(Equação 22)
Utilizando-se a taxa de conversão Equação 11, isolando CA da Equação 12 e derivando em relação ao tempo, obtem-se a Equação 13 multiplicando ambos os lados dessa por -1, substituindo o membro direito da (18) na equação resultante da multiplicação e substituindo (12) em CA, obtemos em função de XA: 
	
(Equação 23)
Dividindo-a por CA0:
	
(Equação 24)
Separando-se as variáveis e integrando:
	
(Equação 25)
	
(Equação 26)
Assim, o tempo necessário para atingir uma determinada conversão numa reação de primeira ordem é:
	
(Equação 27)
Efeito da temperatura sobre a velocidadedas reações 
Na maioria dos casos, a velocidade da reação química aumenta com o aumento da temperatura. Van’t Hoff, analisou empiricamente que a cada 10°C de elevação da temperatura, a velocidade de reação duplica.
	
	(Equação 28)
 Mas experimentalmente, observou-se que este quociente na verdade fica entre 2 e 4.
Svante Arrhenius propôs outra equação empírica para melhores resultados:
Equação de Arrhenius          
	
	(Equação 29)
k = constante de velocidade;
Ea = energia de ativação;
R = constante dos gases ;
T= temperatura absoluta;
A= fator de frequência / pré-exponencial;
Tal equação pode ser escrita de várias formas:
	
(Equação 30)
	
(Equação 31)
(Equação 32)
O fator pré-exponencial é dado pela extrapolação em 1/T=0 e não é adimensional, possui as mesmas dimensões da constante de velocidade, variando então com a ordem de reação. É ligeiramente dependente da temperatura mas este efeito pode ser desprezado para pequenos intervalos de temperatura. Ea representa a energia de ativação, obtida pela inclinação da reta e é a energia mínima que os reagentes devem ter para que os produtos sejam formados. Com esse raciocínio, processos com baixa energia de ativação são rápidos, enquanto os com elevada energia de ativação são mais lentos, pois a barreira para a conversão é maior. [1]
O conceito de energia de ativação não é restrito a reações químicas, sendo usado em vários processos físicos e a variação de sua velocidade com a temperatura pode ser descrita pela equação de Arrhenius.   
As leis de velocidade e suas constantes permitem o entendimento dos processos moleculares das mudanças químicas. A primeira auxilia na verificação dos detalhes dos mecanismos de reação. As teorias da colisão e a do complexo ativado fornecem explicações sobre os valores numéricos das constantes de velocidade além de contribuírem para a explicação de como ocorrem as reações químicas.
4. Materiais e Métodos [4]
4.1. Curva Padrão de Violeta Genciana
Materiais
Solução de cristal violeta com Peso Molecular = 408,30; Fórmula química: C25H30CIN3; código de Identificação = CI.42535;
Concentração da solução de estoque de violeta genciana 7,048x10-4 M;
 Pipetador;
Cubetas para utilização no espectofotômetro;
Suporte para as cubetas;
Agitador;
Béqueres;
Água destilada;
Espectrofotômetro FEMTO modelo 435 e comprimento de onda: 595 nm.
Metodologia
Após a diluição da solução estoque de cristal violeta 7,049x10-4 M, retirou-se alíquotas desta, conforme indicado na apostila, para preparação de amostras com diferentes concentrações que foram misturadas em um agitador, colocadas em cubetas e direcionadas ao espectrofotômetro. Cada teste foi feito em duplicata.
4.2. Reação de primeira ordem e Lei de Arrhenius
Materiais
 Solução estoque de Violeta Genciana 7,049x10-5 M;
 Solução de Hidróxido de Sódio 4x10-2 M;
Temperaturas 30°C, 35°C, 40°C e 45°C;
 Cronômetro;
 Proveta Graduada;
 Erlenmeyer 250 mL;
 Água Destilada;
 Pipetador;
 Ponteiros para pipetador;
 Cubetas;
 Espectofotômetro FEMTO modelo 435 e comprimento de onda: 595 nm;
Reator batelada como mostrado na Figura 3, composto por banho termostático, balão de três bocas, agitador mecânico, termômetro, erlenmeyer 250 mL.
	Figura 3 - Módulo experimental para Reação de Primeira Ordem. Constituído por um balão de vidro, acoplado a um misturador, mergulhado em banho para controle de temperatura.
Metodologia
Retirou-se 150 mL das soluções estoque de violeta genciana e de hidróxido de sódio com o auxílio da proveta graduada. A primeira foi colocada em um erlenmeyer e a segunda no balão de vidro do módulo experimental, ambos instrumentos deixados em um banho a 30 ºC, sendo monitorado a temperatura da solução de violeta até que atingisse a temperatura do banho e após isso, misturou-a com a solução alcalina, ligou-se a agitação e imediatamente, tirou-se uma amostra para o tempo zero.
 Continuou-se a coleta com amostras de 4 mL em intervalos de 1 minuto, anotando-se os tempos em que foram feitas as leituras, até obter-se 10 amostras. Todas foram imediatamente colocadas em cubetas para leitura no espectrofotômetro. Tal processo foi repetido para as temperaturas de 35, 40 e 45 ºC, sendo que as duas últimas foram retiradas em intervalos de 30 segundos.
5. Resultados e Discussão
5.1. Curva Padrão de Violeta Genciana
Após a diluição da solução estoque de cristal violeta (, de concentração , na proporção 5:200, atinge-se uma solução de concentração .
 Ao adicionar as alíquotas desta solução em água destilada, até obter-se 4 mL de volume final, obtêm-se a concentração de violeta genciana para essa, por meio da fórmula . Por exemplo, ao diluir 0,2 mL de uma solução de violeta genciana, cuja concentração é igual a ao volume final de 4 mL, a concentração final da solução é de:
Os dados encontram-se na tabela I com suas respectivas concentrações e absorbâncias.
	Tabela I – Dados de concentração e absorbância obtidos experimentalmente.
	N° Tubo
	Solução de Cristal Violeta (mL)
	Água Destilada (mL)
	Concentração (mol/L)
	Absorbância Tubo A
	Absorbância Tubo B
	Absorbância média
	01
	0,00
	4,00
	0,00
	0,000
	0,000
	0,000
	02
	0,20
	3,80
	8,81.
	0,024
	0,022
	0,023
	03
	0,40
	3,60
	1,76.
	0,050
	0,047
	0,049
	04
	0,60
	3,40
	2,64.
	0,077
	0,077
	0,077
	05
	0,80
	3,20
	3,52.
	0,098
	0,102
	0,100
	06
	1,00
	3,00
	4,41.
	0,130
	0,123
	0,127
	07
	1,20
	2,80
	5,29.
	0,163
	0,163
	0,163
	08
	1,40
	2,60
	6,17.
	0,200
	0,185
	0,193
	09
	1,60
	2,40
	7,05.
	0,208
	0,212
	0,210
	10
	1,80
	2,20
	7,93.
	0,227
	0,235
	0,231
	11
	2,00
	2,00
	8,81.
	0,280
	0,260
	0,270
	12
	2,20
	1,80
	9,69.
	0,293
	0,298
	0,296
	13
	2,40
	1,60
	1,06.
	0,354
	0,320
	0,337
	14
	2,60
	1,40
	1,15.
	0,346
	0,369
	0,358
	15
	2,80
	1,20
	1,23.
	0,414
	0,413
	0,414
	16
	3,00
	1,00
	1,32.
	0,387
	0,403
	0,395
	17
	3,20
	0,80
	1,41.
	0,435
	0,422
	0,429
	18
	3,40
	0,60
	1,50.
	0.494
	0,467
	0,481
	19
	3,60
	0,40
	1,59.
	0,509
	0,514
	0,512
	20
	3,80
	0,20
	1,67.
	0,516
	0,523
	0,520
	21
	4,00
	0,00
	1,76.
	0,573
	0,522
	0,548
Mediante os valores de concentração versus absorbância média da tabela I, ajustou-se uma reta da forma aos pontos experimentais. Obtendo,
Figura 4 - Curva de calibração para soluções de cristal violeta (violeta genciana).
Por meio da figura 4, temos que os dados possuem grande precisão já que o coeficiente de correlação linear é de aproximadamente 1 (R2=0,996). E também, a esta figura fornece a relação entre concentração e absorbância, permitindo a transformação de uma unidade na outra, pela Equação 33, que posteriormente será utilizada para reação de primeira ordem e lei de Arrhennius.
	
(Equação 33)
5.2. Reação de 1ª Ordem e Lei de Arrhenius
Para cada temperatura realizou-se a leitura da absorbância em tempos pré-determinados para a reação de descoloração do cristal violeta com o hidróxido de sódio. Os dados obtidos experimentalmente, foram ajustados na reta na forma dada pela equação 34 e a constante de velocidade da reação é dada pela equação 35 .
	
(Equação 34)
	
(Equação 35)
Em que é a concentração em excesso de hidróxido de sódio (4.mol/L), k’ é a constante de pseudo-primeira ordem, e k é a constante de velocidade da reação.
Desta forma, para cada temperatura os conjuntos de dados e suas retas de ajuste foram calculados, conforme as tabelas e figuras abaixo.
Tabela II – Dados experimentais para reação á temperatura de 30°C.
	tempo (s)
	Absorbância
	Concentração
	C/C0
	ln(C/C0)
	0
	0,683
	2,18526.
	1
	0
	40
	0,506
	1,61767.
	0,740263543
	-0,300749017
	80
	0,398
	1,27436.
	0,583162518
	-0,539289369
	120
	0,313
	1,00112.
	0,458125915
	-0,780611209
	160
	0,231
	7,39085.
	0,338213763
	-1,084077149
	200
	0,192
	6,14304.
	0,281112738
	-1,268999488240
	0,156
	4,98802.
	0,228257687
	-1,477280084
	280
	0,124
	3,96738.
	0,181551977
	-1,706213294
	320
	0,107
	3,41707.
	0,15636896
	-1,855536933
	360
	0,093
	2,96914.
	0,135871157
	-1,99604822
	400
	0,074
	2,37403.
	0,10863836
	-2,219730709
	440
	0,066
	2,10207.
	0,096193265
	-2,341395934
Figura 5 – Determinação da constante de velocidade de reação para temperatura de 30 °C.
	
(Equação 36)
Tabela III – Dados experimentais para reação á temperatura de 35°C
	tempo (s)
	Absorbância
	Concentração
	C/C0
	ln(C/C0)
	0
	0,634
	2,02816.
	1
	0
	30
	0,480
	1,53640.
	0,757532734
	-0,27768853
	60
	0,360
	1,15022.
	0,567124152
	-0,56717704
	90
	0,265
	8,48187.
	0,418204764
	-0,8717841
	120
	0,197
	6,30302.
	0,31077457
	-1,16868748
	150
	0,152
	4,87284.
	0,240258716
	-1,42603895
	180
	0,123
	3,94818.
	0,194667929
	-1,6364601
	210
	0,103
	3,28589.
	0,162012936
	-1,8200791
	240
	0,076
	2,44122.
	0,120365988
	-2,11721827
	270
	0,069
	2,19806.
	0,108376716
	-2,22214201
	300
	0,060
	1,91330.
	0,094336646
	-2,36088555
Figura 6 - Figura – Determinação da constante de velocidade de reação para temperatura de 35 °C.
	
(Equação 37)
Tabela IV – Dados experimentais para reação á temperatura de 40°C.
	tempo (s)
	Absorbância
	Concentração
	C/C0
	ln(C/C0)
	0
	0,656
	2,09919.
	1
	0
	30
	0,407
	1,30124.
	0,619875019
	-0,4782374
	60
	0,298
	9,52171.
	0,453589392
	-0,7905629
	90
	0,199
	6,35101.
	0,302545344
	-1,1955241
	120
	0,137
	4,38971.
	0,209114464
	-1,5648735
	150
	0,104
	3,34028.
	0,159122085
	-1,8380835
	180
	0,081
	2,60119.
	0,123914037
	-2,0881672
Figura 7 – Determinação da constante de velocidade de reação para temperatura de 40 °C.
	
(Equação 38)
Tabela V – Dados experimentais para reação á temperatura de 45°C.
	tempo (s)
	Absorbância
	Concentração
	C/C0
	ln(C/C0)
	0
	0,616
	1,96993.
	1
	0
	20
	0,424
	1,35595.
	0,688322235
	-0,373498186
	40
	0,274
	8,77943.
	0,445671593
	-0,808172936
	60
	0,195
	6,22303.
	0,315900601
	-1,152327669
	80
	0,139
	4,43771.
	0,225272048
	-1,490446505
	100
	0,098
	3,13871.
	0,159330843
	-1,836772465
	120
	0,082
	2,63319.
	0,133668995
	-2,012388724
	140
	0,059
	1,88131.
	0,095501056
	-2,348617977
	160
	0,050
	1,59975.
	0,081208381
	-2,510736826
	180
	0,040
	1,2702.
	0,064479454
	-2,741408644
Figura 8 – Determinação da constante de velocidade de reação para temperatura de 45 °C.
	
(Equação 39)
Os resultados experimentais dos quatro ensaios encontram-se dispostos na Figura 9, sob a forma de concentração adimensional em função do tempo, observa-se que para maiores temperaturas de reação a descoloração do corante ocorre mais rápido.
Figura 9 – Concentração adimensional em função do tempo, para as temperaturas 
Dessa maneira, foi possível determinar os valores das constantes de pseudo-primeira ordem e as constantes de velocidade da reação para as temperatura, conforme a Tabela VI e a Equação 35.
Tabela VI – Constantes de Pseudo-Primeira Ordem e Constante de Velocidade da Reação.
	T(°C)
	T(K)
	1/T (K-1)
	k’(s-1)
	k(mol/L.s)
	ln(k)
	30
	303,15
	0,003299
	0,0053
	0,1325
	-2,02117
	35
	308,15
	0,003245
	0,0081
	0,2025
	-1,59702
	40
	313,15
	0,003193
	0,0116
	0,2900
	-1,23787
	45
	318,15
	0,003143
	0.0152
	0,3800
	-0,96758
Figura 10 - Determinação do fator de frequência e energia de ativação para reação de pseudo-primeira ordem do cristal violeta.
Com base nos quatro valores das constantes cinéticas, é possível, por meio da lei de Arrhenius, calcular a energia de ativação, a partir da inclinação da reta de ajuste, e o fator frequência, esses valores são calculados abaixo.
Fator frequência:
Energia de ativação:
De acordo com Marcato, Bueno e Cardoso (1984), os respectivos valores para a energia de ativação e o fator de frequência são de 50 kJ/mol e 1,215. L/mol.s, que diferem ligeiramente dos valores obtidos neste experimento. [3] Estes desvios podem ser atribuídos a atraso de retirada da amostra e demora da leitura da absorbância da mesma, imprecisão do espectrofotômetro, uso de cubetas de plástico sujas ou riscadas e propagação de erros nos cálculos.
6. Conclusão
Como o coeficiente de correlação linear da curva padrão da violeta genciana é preciso, pois R2=0,996, a equação da reta obtida foi utilizada para obter a concentração ao longo das reações nas temperaturas pré-determinadas por meio da absorbância lida.
Com a realização desse experimento pode-se observar que a temperatura é uma variável de grande influência, pois conforme seu valor é acrescido a constante de velocidade da reação é maior, já que a 30°C foi de 13,25 mol/L.s, a 35°C de 20,15 mol/L.s, a 40°C de 29,00 mol/L.s e a 45°C de 38,00 mol/L.s . O valor da energia de ativação obtido foi de 56,50 kJ/mol e do fator frequência foi de .
7. Referências Bibliográficas 
[1] FOGLER, H. S.; “Elementos de Engenharia das Reações Químicas” – 4ª Edição – Editora LTC, Rio de Janeiro, 2009.
[2] SKOOG, D. A.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R., “Fundamentos da Química Analítica” – Tradução da 8ª Edição Norte Americana, Editora Thomson, São Paulo, 2006.
[3] MARCATO, R.; BUENO, J. M. C.;CARDOSO, D.; “Desempenho de um reator Tubular para fins didáticos”, Universidade Federal de São Carlos, São Paulo, 1984;
 [4] ZANIN, GISELLA MARIA. Laboratório de Engenharia Química III-Notas de Aula. 
[5] VOGEL; Análise Química Quantitativa, 6ª Edição, LTC Editora, Rio de Janeiro, 2002.