Cinética química – Lei de Arrhenius

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1.0 – INTRODUÇÃO 
Por meio da termodinâmica é possível observar a direção e a extensão de uma mudança química, porém não indica como e nem a velocidade conforme a reação se processa [1]. A chamada cinética química estuda a velocidade que as reações químicas acontecem e os fatores que influenciam. Podemos definir reações químicas como sendo um conjunto de fenômenos nos quis duas ou mais substâncias reagem entre si, dando origem a diferentes compostos [2]. A velocidade de uma reação deve ser entendida como a mudança da concentração de um reagente ou produto dividida pelo intervalo de tempo no qual a mudança ocorre [1]. As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e podem ser alteradas por alguns fatores, como: temperatura, concentração dos reagentes, presença de catalisadores e superfície de contato [2]. 
A velocidade de uma reação varia conforme a concentração dos reagentes. Quanto maior a quantidade de soluto por volume da solução, maior o número de colisões entre as partículas. O catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação sem ser consumida. Depois que cessa a reação, pode-se recuperar o catalisador da mistura reacional quimicamente inalterada. Sua presença é indicada escrevendo-se seu nome ou fórmula sobre a seta que indica o acontecimento da reação química em questão. A superfície de contato interfere na velocidade de reação. Quanto menor forem as dimensões das partículas dos materiais reagentes, maior será a área superficial total exposta, o que permite um melhor contato a qualquer instante, resultando em reações mais rápidas [1].
A temperatura influencia bastante na velocidade das reações químicas. O aumento de temperatura aumenta não só a frequência das colisões entre as moléculas reagentes, mas também a energia com que ocorrem as colisões, aumentando a velocidade do processo químico [3]. A velocidade de uma reação, nas proximidades da temperatura ambiente, duplica com a elevação de 10 ºC [1]. Outra forma de ver a influência da temperatura na velocidade das reações está na termodinâmica: o aumento de temperatura causa o aumento da energia cinética média das moléculas. Dessa forma, a fração de moléculas que possuem energia cinética mínima necessária para que ocorra a reação cresce, elevando a velocidade da reação [3]. 
O químico sueco Svante Arrhenius, em 1888, sugeriu que as moléculas devem possuir certa quantidade mínima de energia para reagir. A energia que uma molécula possui depende da natureza da molécula. Se a molécula é um único átomo, ela possui energia cinética devida a sua movimentação. Ela também possui energia adicional se alguns de seus elétrons estão em um estado de maior energia que o estado normal, chamado de estado original. Um átomo ou molécula é dito como estando no estado excitado, especificamente, um estado eletrônico excitado, quando ela possui esta energia adicional [4]. 
Moléculas, as quais contêm mais de um átomo, podem possuir, além da energia cinética e a energia dos elétrons excitados, energia vibracional devida à movimentação dos átomos dentro da molécula relativa aos outros átomos, e as ligações covalentes mantendo-os no lugar. Moléculas possuindo esta energia adicional também é dita como estando no estado excitado, especificamente um estado excitado vibracional. Energia pode ser distribuída por si mesma entre uma série de colisões das moléculas, e a maior parte do estado excitado é de vida curta e suficiente para elas retornarem ao estado original rapidamente [4].
Para reagir, as moléculas que colidem devem ter energia cinética total igual ou maior que um valor mínimo. A energia mínima necessária para iniciar uma reação é chamada de energia de ativação (Ea). Arrhenius também observou que para a maioria das reações, o aumento na velocidade com o aumento da temperatura não é linear. A maioria dos dados de velocidade de reação obedece a uma equação baseada em três fatores: A fração de moléculas que possuem energia igual ou maior que a Ea; o número de colisões que ocorrem por segundo e a fração de colisões que tem orientação apropriada [5,6]. 
Esses três fatores são incorporados na equação de Arrhenius:
k = A e(-Ea/RT) Eq. (1)
onde, k é a constante de velocidade, Ea é a energia de ativação, R é a constante dos gases (8,314 J mol-1 K-1) e T é a temperatura absoluta. O fator de frequência, A, é constante, ou quase constante, à medida que a temperatura varia. Está relacionado com a frequência das colisões e a probabilidade com que as mesmas são orientadas de maneira favorável. Á medida que o valor de Ea aumenta k diminui, isto porque a fração de moléculas que possui a energia necessária é menor [5,6].
2.0 – OBJETIVO 
	Esta prática tem como objetivo testar se os fenômenos de dissolução de alguns efervescentes comerciais seguem a equação de Arrhenius, bem como calcular a energia de ativação do processo de dissolução.
3.0 – METODOLOGIA 
	3.1 – Materiais 
 Tabela 1. Descrição dos materiais utilizados na prática.
	Materiais
	Solvente/Reagente
	Bacia;
	Água destilada;
	Balança analítica;
	Sal Eno (efervescente em pó).
	Béquer de 100 mL;
	
	Béquer de 1000 mL;
	
	Bico de Bunsen; 
	
	Cronômetro;
	
	Espátula;
	
	Proveta de 100 mL;
	
	Suporte para Bico de Bunsen;
	
	Tela de Amianto;
	
	Termômetro.
	
	3.2 – Métodos 
Primeiramente marcou-se de 1 a 5 os béqueres de 100 mL. Com o auxílio de uma balança analítica, pesou-se cerca de aproximadamente 0,20 g de comprimidos efervescentes. Com o auxílio de uma proveta mediu-se 100 mL de uma mistura de água com gelo. Em seguida transferiu-se a solução para o béquer 1. Com a ajuda de um termômetro, mediu-se a temperatura da solução até que se atingiu 5 °C. Em seguida adicionou-se o efervescente. Para o béquer 2, usou-se água em temperatura ambiente. Para os béqueres 3, 4 e 5 usou-se o Bico de Bunsen para que a água atingisse aproximadamente as temperaturas de 50, 65 e 80 °C respectivamente. Após todos os béqueres atingirem as respectivas temperaturas, usou-se o cronômetro e determinou-se, um a um, o tempo que o comprimido levou para se dissolver por completo. 
4.0 – RESULTADO E DISCUSSÃO 
Primeiramente, realizou-se a pesagem do ácido acetilsalicílico nos respectivos béqueres e anotou-se a massa, buscando manter a mesma massa para todos os béqueres. Isto porque, o experimento tem como objetivo verificar a influência da temperatura, assim, é necessário manter a concentração constantes. Os valores obtidos ao decorrer do procedimento, podem ser observados na Tabela 2. 
Tabela 2: Influência da temperatura na velocidade de reação.
	Béquer
	Massa (g)
	Temperatura (°C)
	Tempo de reação (s)
	1
	0,2018
	5
	1989
	2
	0,2020
	25
	886
	3
	0,2014
	50
	168
	4
	0,2007
	65
	120
	5
	0,2012
	80
	47
		Na Tabela 2, nota-se que a unidade de medida da temperatura está estabelecida em graus Celsius (ºC). No entanto, conforme a equação de Arrhenius, a unidade de medida da temperatura da constante dos gases ideais (R) é J K-1 mol-1. Logo, é necessário que se converta ºC em K. Para transformar, soma-se 273,15 com a temperatura em ºC. Os valores obtidos pela conversão, podem ser observados na Tabela 3. 
A Equação de Arrhenius permite calcular a variação da constante de velocidade de uma reação química com a temperatura. É uma equação bastante utilizada na cinética química, onde pode-se, também, determinar a energia de ativação de uma reação. Nesta situação, podemos expressar o logaritmo natural de k em função de 1/T em um plano cartesiano. Como resultado, o declive da própria reta determina a energia de ativação (na expressão equacional, o termo -Ea/R.). Logo, calculou-se o valor de ln k por meio da divisão 1/tempo (s-1). Na Tabela 3, pode-se verificar os valores encontrados para ln k. 
Tabela 3: Valores das constantes de velocidade do processo e suas respectivas temperaturas.
	Béquer
	k (s-1)
	ln k
	Temperatura (K)
	1/T
	1
	3,595 x 10-3
	-7,595
	278,15
	0,0036
	2
	3,354 x 10-3-6,787
	298,15
	0,0034
	3
	3,066 x 10-3
	-5,124
	326,15
	0,0031
	4
	2,957 x 10-3
	-4,787
	338,15
	0,0029
	5
	2,832 x 10-3
	- 3,851
	353,15
	0,0028
Com os valores de ln k e 1/T calculados, foi possível gerar o gráfico para obter, por meio do declive da própria reta a energia de ativação (Ea/R). 
		Figura 1: Representação gráfica dos valores de ln k em função de 1/T.
O cálculo para a determinação Ea e k pode ser observado abaixo.
Pela Eq. 1 já apresentada k = A e(-Ea/RT) temos.
 Eq. 2
Onde ln k = y
Onde ln A = A
Onde Ea/R = B
Onde 1/T = x
		
A partir do gráfico é possível obter os valores de A e B por meio da equação da reta y = A + Bx. Pela equação de Arrhenius, a energia de ativação (Ea/R) se equivale ao coeficiente angular do gráfico, sendo este o valor de B. O ln A equivale ao coeficiente linear (A). 
Pela tabela dos valores obtidas a partir da reta, pode-se calcular o A “Intecep” apresentado na Figura 1, através da equação.
Através dos cálculos acima, determinou-se o A e o Ea. Logo, foi possível realizar a relação dos dados obtidos na Tabela 1 com a temperatura. Pela equação, nota-se que valores inferiores a 65 ºC, resultará em exponenciais positivos. Portanto, para obtenção da constante de velocidade (k) deve-se considerar a temperatura de 65 ºC ou 80 ºC para realizar o cálculo. Neste caso, considerou-se a temperatura de 65 ºC/338 K. 
5.0 – CONCLUSÃO 
Concluímos que, o aumento da temperatura pode afetar diretamente no tempo de reação. Por meio da equação da reta obteve-se os valores de Ea 37,377 KJ mol-1 e A: 53,1347 s-1. No qual, Ea expressa a energia que as moléculas colidem para formar um conjunto instável de átomos fracamente ligados entre si e que pode se decompor em moléculas de reagentes ou de produtos. O valor de A corresponde a probabilidade das moléculas possuírem uma orientação favorável e serem capazes de se estabelecer na colisão.
6.0 – REFERÊNCIA 
[1]	PILLING, S. Físico-Química Experimental I: Prática 3 – Cinética Química. Universidade do Vale do Paraíba, São José dos Campos-SP. Disponível em: http://www1.univap.br/spilling/FQE1/FQE1_EXP3_Cinetica.pdf. Acesso: 28 de fevereiro de 2016. 
[2]	PIBID EDUQUI. Estudando cinética química por meio de aulas experimentais. Disponível em: http://www.pibid.ufsj.edu.br/quimica/enviados/Cinetica.pdf. Acesso: 28 de fevereiro de 2016. 
[3]	DIAS, F. R. C. Projeto Rumo ao ITA: Cinética química. Disponível em: http://www.rumoaoita.com/site/attachments/443_Cin%C3%A9tica%20Qu%C3%ADmica.pdf. Acesso: 28 de fevereiro de 2016. 
[4]	LAVORENT, A. Cinética química. Departamento de Ciências Exatas, ESALQ/USP, Piracicaba – SP: 2002. Disponível em: http://ce.esalq.usp.br/ arquimedes/Atividade09.pdf. Acesso: 28 de fevereiro de 2016. 
[5]	RUSSELL, J. B. Química Geral; 1ª ed., São Paulo, Pearson Makron Books, pág. 162-215, 1994.
[6]	ATKINS, P. Físico-Química; trad. Edilson Clemente da Silva, 8ª ed., Rio de Janeiro, pág 3-19, 2008.