DETERMINAÇÃO DA ENERGIA DE ATIVAÇÃO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE FÍSICO-QUÍMICA 
 
LABORATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL 
 
EXPERIMENTO: DETERMINAÇÃO DA ENERGIA DE ATIVAÇÃO DE UMA 
REAÇÃO QUÍMICA 
 
PROFESSORA: PEDRO ALIJÓ 
 
DATA DE REALIZAÇÃO DA PRÁTICA: 26/05/2017 
DATA DE ENTREGA DO RELATÓRIO: 09/06/2017 
 
 
COMPONENTES DO GRUPO: 
CAROLINE REIS 
DIOGO DUARTE 
RAFAELA NEPOMUCENO 
VICTOR PONTES 
 
 
SUMÁRIO 
 
I. INTRODUÇÃO TEÓRICA 
II. OBJETIVO 
III. METODOLOGIA 
IV. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
V. CONCLUSÕES 
VI. BIBLIOGRAFIA 
 
I. INTRODUÇÃO TEÓRICA 
O cientista Arrhenius foi o primeiro a perceber a relação da constante de 
velocidade com a temperatura, formulando então a expressão: 
k = A.𝑒
−𝐸𝑎
𝑅.𝑇 
onde K é a constante cinética; Ea é a energia de ativação; A é o fator pré-
exponencial; R é a constante dos gases (8,314 J.K-1.mol-1 ) e T é a 
temperatura absoluta, sendo possível perceber que a constante de velocidade 
é função da energia de ativação e da temperatura. 
 Linearizando a expressão anterior, obtêm-se: 
ln k = ln A – 
𝐸𝑎
𝑅
.
1
𝑇
 
onde ln A é o coeficiente linear e – 
𝑬𝒂
𝑹
 é o coeficiente angular, sendo possível 
observar que quanto maior a energia de ativação, maior a inclinação, 
acarretando em uma elevada sensibilidade em relação a temperatura. 
Para transformar reagentes em produtos têm-se uma situação 
intermediária que é a formação do complexo ativado. Essa etapa depende das 
colisões moleculares e da diferença de energia, quando o complexo ativado 
tem uma energia máxima que está associada a formação do complexo ativado, 
sendo essa energia denominada energia de ativação. 
 No experimento, tem-se a oxirredução entre o persulfato e o iodeto: 
S2O82- + 2I- ↔ 2 SO42- + I2 
Ao inserir iodeto em excesso, obtêm-se uma reação de pseudo primeira 
ordem em relação aos íons persulfato, possibilitando determinar a constante 
cinética da reação pela equação: 
ln [S2O82-]0 – ln [S2O82-]t = k.t 
onde os índices 0 e t indicam, respectivamente, a concentração de persulfato 
inicial e após um tempo t. 
Ao aplicar-se a função logaritmo neperiano a equação anterior, tem-se 
que: 
ln(ln [S2O82-]0) – ln(ln [S2O82-]t)= ln k + ln t 
Fazendo a substituição na expressão linearizada de Arrhenius, obtém-se 
uma nova equação: 
ln t = 
𝐸𝑎
𝑅.𝑇
 – ln A + ln(ln [S2O82-]0) – ln(ln [S2O82-]t) 
 
Analisando a nova equação gerada e sabendo-se do fato de que A e R 
são constantes, bem como [S2O82-]0 e [S2O82-]t, é possível observar que há uma 
relação linear entre o logaritmo neperiano de t (tempo) e o inverso da 
temperatura. Ou seja: 
ln t = 
𝐸𝑎
𝑅.𝑇
 ∴ (ln t).T = 
𝐸𝑎
𝑅
 ∴ 
ln 𝑡
1 𝑇⁄
 = 
𝐸𝑎
𝑅
 
Aplicando-se a mudança de base (e em um logaritmo natural) para a 
base decimal, tem-se que: 
ln t = loget 
loget = 
log 𝑡
log 𝑒
 
Como log e é aproximadamente 0,43, tem-se: 
loget = 
log 𝑡
0,43
 = 
1
0,43
 . log t = 2,3.log t 
Substituindo obtém-se a expressão que será utilizada para a 
determinação da energia de ativação. 
2,3.log 𝑡
1 𝑇⁄
 = 
𝐸𝑎
𝑅
 ∴ 
log 𝑡
1 𝑇⁄
 = 
𝐸𝑎
2,3.𝑅
 
 
II. OBJETIVO 
 
O objetivo da prática é determinar a energia de ativação da reação de 
oxirredução entre S2O82- e o I-. 
 
III. METODOLOGIA 
 
Materiais e reagentes utilizados: 
- 4 erlenmeyers de 125 mL; 
- 2 pipetas de 20 mL; 
- 1 pipeta de 10 mL; 
- Cronômetro (celular); 
- 1 termômetro (0-100ºC); 
- 1 banho termostático; 
- 150 mL de KI 0,5 mol/L; 
- 100 mL de Na2S2O3 0,01 mol/L; 
- 150 mL de K2S2O8 0,02 mol/L; 
 - Solução de amido 1%; 
 - Gelo. 
. 
Colocou-se em um erlenmeyer de 10 mL de solução de KI e 5 mL de 
solução de Na2S2O3 e, em um segundo erlenmeyer, 10 mL de K2S2O8 e 1 mL 
de solução de amido. Sob temperatura ambiente (24ºC), misturou-se as 
soluções dos dois erlenmeyers e, com pronto acionamento do cronometro e 
sob constante agitação, mediu-se o tempo que levou para que a solução 
atingisse a coloração azul. 
O procedimento foi repetido, agora com os erlenmeyers em banho 
termostático, em temperaturas diferentes (vide tabela), respeitando o tempo de 
10 minutos referente ao equilíbrio da temperatura. Ao final, obteve-se uma 
relação entre temperatura e tempo de reação. 
 
 
IV. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
 Após o processo descrito acima, foi possível montar uma tabela com os 
valores das temperaturas em que as reações ocorreram, bem como o tempo 
nas quais as mesmas sucederam. 
 
Temperatura (ºC) Temperatura (K) Tempo final (min) Tempo final (s) 
24 297,15 03:22:82 202 
30 303,15 02:25:13 145 
35 308,15 01:59:75 119 
40 313,15 01:37:81 97 
45 318,15 01:06:89 66 
Tabela: Temperatura (em Celsius e Kelvin) e tempo (em minutos e segundos) da 
reação de oxirredução entre S2O8
2- e o I-. 
 
 Com os dados tabelados montou-se um gráfico de logaritmo do tempo 
gasto para que a solução adquirisse uma coloração azul em função do inverso 
da temperatura absoluta. 
 
 
 Sabendo-se que [d (log t)/d (1/T)]=Ea/(2,3.R) (como já fora comprovado) 
e que a equação da reta do gráfico é dada por log (t) = 2079,7.
1
𝑇
 – 4,6875, foi 
possível determinar a energia de ativação (Ea) através do coeficiente angular 
da reta obtida graficamente. Com isso, sabendo-se que a constante universal 
dos gases R é, aproximadamente, 8,314 J/mol.K: 
 
𝐸𝑎
(2,3).(8,314)
 = 2079,7 .·. Ea = 39,77 kJ/mol 
 
 
 
V. CONCLUSÕES 
Portanto, ao colocar I- em excesso foi possível garantir que a reação 
fosse de primeira ordem em relação ao persulfato, enquanto a adição de 
tiossulfato de sódio foi responsável pela regeneração do iodeto oxidado na 
oxirredução. Quando todo tiossulfato em solução foi consumido, a solução 
adquiriu coloração azul devido à complexação de I2⬆ com a goma de amido, 
marcando o fim da reação. 
y = 2079,7x - 4,6875
R² = 0,9824
0
0,5
1
1,5
2
2,5
0,0031 0,00315 0,0032 0,00325 0,0033 0,00335 0,0034
lo
g 
(t
)
1/T (K-1)
Gráfico log(t) x (1/T)
E, com os tempos obtidos ao se alcançar o tom azulado, verificou-se que 
o aumento da temperatura tornou a reação mais rápida, uma vez que 
aumentava a energia cinética das moléculas, que colidiam mais umas com as 
outras. Assim, o aumento da temperatura foi responsável por fornecer às 
moléculas energia. Quanto maior T, maior o calor fornecido sendo convertido 
em energia cinética, sendo então necessário um tempo menor para que estas 
alcançassem o complexo ativado e transpusessem a barreira energética, que é 
a energia de ativação. 
 Desse modo, com os dados experimentais foi viável a construção do 
gráfico log(t) x (1/T), onde, por meio do coeficiente angular da equação de reta 
obtida, a energia de ativação da reação foi determinada: Ea = 39,77 kJ/mol. 
 
 
VI. BIBLIOGRAFIA 
➢ Roteiro “Práticas de Físico-Química Experimental II”, Rio de Janeiro, 
pág 11. 
➢ http://www.geocities.ws/ramos.bruno/academic/arrhenius.pdf 
➢ http://www.joinville.udesc.br/portal/professores/carlad/materiais/09_Ci
netica.pdf