pratica 04,05,06 - cinetica química

Prévia do material em texto

24
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ
DEPARTAMENDO DE CIÊNCIA EXATAS E TECNOLÓGICAS
ENGENHARIA QUÍMICA
PRÁTICA 04, 05 e 06 – CINÉTICA QUÍMICA
CAROLINE DA COSTA PAGANI
(201310339)
ISABELLA PORTO OLIVEIRA
(201311197)
THAYANNAH MOREIRA C. RIBEIRO
(20310885)
ILHÉUS - BA
2014
,
CAROLINE DA COSTA PAGANI (201310339)
ISABELLA PORTO OLVEIRA (201311197)
THAYANNAH MOREIRA DO CARMO RIBEIRO (20130885)
CINÉTICA QUÍMICA
Relatório apresentado como parte dos critérios de avaliação da disciplina CET835 – no curso de Engenharia de Química - Turma P09. Dia de execução do experimento: 16/09/2014.
Professor: Acácia Pinho
ILHÉUS - BA
2014
RESUMO
 Realizar o primeiro experimento tinha como objetivo estudar os fatores que afetam a velocidade de uma reação química, como a concentração dos reagentes, a temperatura de reação, a superfície de contato entre os reagentes e o uso de catalisadores para aumentar a velocidade de uma reação. Para cada fator foi feito um experimento:
Quanto maior a concentração dos reagentes, mais rápida a reação. 
O aumento da temperatura faz aumentar a energia cinética, o que significa aumento da frequência nos choques entre as partículas, interferindo, por fim, na velocidade da reação.
Quanto maior a superfície de contato mais rápida será a reação. 
Os catalisadores tem a função de aumentar a velocidade de uma reação. 
Para o segundo experimento o objetivo é determinar a constante cinética de decomposição do acetato de etila em meio ácido. Nesse experimento foi necessário a utilização de HCl e acetato de etila em meio reacional. Retiraram-se quatro alíquotas e armazenou. Depois misturou NaOH, água destilada e fenolftaleína e colocou quatro erlenmeyer na geladeira a intenção de que a baixa temperatura diminuísse a velocidade da reação com o passar dos minutos. As amostras foram retiradas da geladeira após 25 minutos em intervalos, entre cada uma, de 15 minutos. Depois titulou uma a uma e mediu a quantidade gasta de HCl. Observou-se que houve um gasto maior de HCl e o correto deveria ser a diminuição no volume titulado, provando que a temperatura influencia na velocidade da reação: quanto maior a temperatura, mais rápida a reação. Depois plotou os gráficos das três ordens e determinou posteriormente a constante K.
No experimento 3, deve-se medir o tempo necessário para se completar a reação entre sacarose e o permanganato de potássio em diferentes condições experimentais e a diferentes temperaturas e determinar a energia de ativação. Utilizaram-se quatro tubos com concentrações diferentes de sacarose e cronometrou o tempo de reação entre a sacarose e o permanganato. Percebeu-se que os tempos eram diferentes e quanto maior a concentração de sacarose menor era o tempo de reação. Plotou-se um gráfico de ordem 0 para explicar a decomposição mais rápida do permanganato, quando esta em altas concentrações. Posteriormente para encontrar a constante cinética dessa reação, plotou um gráfico do logaritmo natural da concentração de sacarose em função do tempo de descoramento, e assim, a partir do coeficiente angular obtido pela reta do gráfico, determinou-se a constante. Comparou os dados com os dos colegas e calculou o erro relativo referente a constante cinética dessa reação.Realizou-se o mesmo procedimento pórem com uma temperatura de 60°C. Pôde-se determinar a Energia de Ativação pois os experimentos foram feitos com temperaturas diferentes.
OBJETIVOS
Estudar fatores que afetam a velocidade de uma reação química, como a concentração dos reagentes, a temperatura de reação, a superfície de contato entre os reagentes e o uso de catalisadores;
 Determinar a constante cinética de decomposição do acetato de etila em meio ácido;
Medir o tempo necessário para se completar a reação entre sacarose e o permanganato de potássio em diferentes condições experimentais e a diferentes temperaturas e determinar a energia de ativação.
INTRODUÇÃO
Cinética é a parte da Química que estuda a velocidade das reações (formação do produto e consumo dos reagentes), bem como os fatores que a influenciam, são eles:
Estado físico dos reagentes: o estado gasoso é o mais rápido nas reações, enquanto o sólido é o mais lento. Quanto maior a área da superfície de contato, mais rápido ocorrerá a reação; logo, se tivéssemos um reagente sólido e outro, também sólido, triturado, esse último reagiria mais facilmente.
Concentração dos reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes, mais rápida a reação. Tal fator pode ser comprovado através da Lei de Ação das Massas, na qual a velocidade da reação é proporcional à concentração dos reagentes.
Temperatura dos reagentes: o aumento da temperatura faz aumentar a energia cinética, o que significa aumento da frequência nos choques entre as partículas, interferindo, por fim, na velocidade da reação. De acordo com a Regra de Van’t Hoff, a cada 10ºC a velocidade duplica.
Presença de catalisador: os catalisadores diminuem a energia de ativação necessária para ocorrência da reação, portanto, ela ocorre mais rapidamente que uma reação sem o catalisador. Apesar disso, o catalisador não participa da reação entre os reagentes, isto é, da mesma forma que entram, saem. Reações com e sem catalisadores possuem o mesmo início e final, o que difere é o caminho percorrido pela última. A diferença entre a energia do produto e a energia do reagente é conhecida por Entalpia da Reação.
 Eq.1
Figura 1 - Gráfico EnergiaxTempo com e sem catalisador. 
Fonte: http://www.infoescola.com/wp-content/uploads/2009/08/full-1-ebce47ba6d.jpg
Quando reagentes e catalisador se encontram no mesmo estado, ocorre a Catálise Homogênea. Já quando reagentes e catalisadores se encontram em estados diferentes, ocorre a Catálise Heterogênea.
Pressão: quanto maior a pressão exercida nos reagentes, maior o número de colisões entre as moléculas e maior os choques efetivos.
Luz: através da fotólise as moléculas são quebradas, influenciando no acontecimento da reação.
Eletricidade: a presença de faíscas, por exemplo, garantem maior energia ao sistema, a qual gera energia de ativação que acelera a reação. 
A velocidade média de uma reação química é dada pela equação abaixo:
 Eq. 2
Já a velocidade instantânea equivale a inclinação da reta do gráfico Concentração x Tempo:
 Eq. 3
A velocidade de aparecimento do produto é a mesma da velocidade do consumo, por exemplo:
2A + B C
 Eq. 4
Percebe-se que para as velocidades serem iguais, faz-se necessário a equivalência estequiométrica da reação. No exemplo acima foram consumidos 2 mol de A e 1 mol de B para produzir 1 mol de C, por esse motivo utilizou-se ½. Já o sinal negativo faz referência ao consumo dos reagentes.
Como já foi mencionado anteriormente, a Lei da Ação das Massas propõe que a cada temperatura, a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, elevado a expoentes determinados experimentalmente. Logo:
aA + bB cC + dD
 Eq.5
A Ordem da Reação são os expoentes utilizados na equação da velocidade para os reagentes, já a soma dos mesmos expoentes equivale a Ordem Global. 
Os tipos mais comuns de ordem são:
Ordem Zero: a velocidade não se altera porque o expoente utilizado na equação da velocidade para esse tipo é zero, logo, a velocidade é a própria constante da velocidade:Eq.6
A equação da Concentração X Tempo para essa ordem é:
 Eq.7
E o tempo de meia vida para essa ordem, é:
 Eq.8
Primeira Ordem: a velocidade depende da concentração dos reagentes elevada a potência unitária:
 Eq.9
A equação da Concentração X Tempo para essa ordem é:
 Eq.10
E o tempo de meia vida para essa ordem, é:
 Eq.11
Segunda Ordem: a velocidade depende da concentração ao quadrado ou de concentrações de dois reagentes, cada elevado à unidade:
 Eq.12
A equação da Concentração X Tempo para essa ordem é:
 Eq.13
E o tempo de meia vida para essa ordem, é:
 Eq.14
A ocorrência de reações além da segunda ordem é muito difícil, por isso, consideraremos apenas até a mesma.
As reações podem ser:
Elementares: as colisões ocorrem em uma única etapa entre os reagentes.
Não elementares: as colisões ocorrem em mais de uma etapa, sendo classificadas como lenta e rápida. Neste tipo de reação faz-se necessário a somatória das etapas para encontrar a Reação Global, a velocidade da reação será dada pela etapa mais lenta.
As moléculas dos reagentes devem ter orientação de certa maneira para que uma reação ocorra, seja efetiva e forme produtos. Além disso, elas devem ter uma energia mínima para reagir, chamada Energia de Ativação (Ea), a qual varia de reação para reação.
Quanto a energia liberada ou absorvida na reação, elas podem ser:
Endotérmica: a energia do reagente é menor que a energia do produto, logo, a energia de ativação é maior que o valor da entalpia. (∆H>0)
Exotérmica: a energia do reagente é maior que a energia do produto, logo, a energia de ativação é menor que o valor da entalpia. (∆H<0)
Quanto maior a temperatura, uma fração muito maior de moléculas tem energia igual ou maior que a energia de ativação, resultando em uma maior velocidade. A equação da Fração de Moléculas com Energia de Ativação é:
 Eq. 15
Na qual, R é a constante dos gases (8,312 J/mol.K) e T é a temperatura absoluta dada em Kelvin.
A Equação de Arrhenius é dada por três fatores:
A fração de moléculas que possuem energia igual ou maior que a Energia de Ativação;
O número de colisões que ocorrem por segundo;
A fração de colisões que tem orientação apropriada;
Todos esses fatores levaram a:
 Eq. 16
Na qual, A é o fator de frequência que pode ou não ser constante à medida que a temperatura varia. À medida que o valor da Energia de Ativação aumenta, a constante da velocidade (K) diminui, porque a fração de moléculas que possui a energia necessária menor. Logo, as velocidades de reação diminuem enquanto a energia de ativação aumenta.
Outra forma de encontrarmos a constante de velocidade K é a partir da equação abaixo, na qual têm-se duas temperaturas (T1 e T2), a constante dos gases (R) e a Energia de Ativação (Ea):
 Eq. 17
MATERIAIS E MÉTODOS
A seguir serão apresentados os materiais e os métodos usados neste experimento.
Primeiro experimento
Materiais
8 tubos de ensaio;
4 béqueres;
Reagentes
Água destilada;
NaOH (1,0 mol/L);
HCl (1,0 mol/L);
Gelo;
Tiras pequenas de alumínio;
2 comprimidos;
FeCl3;
CuCl2;
Água Oxigenada (H2O2);
Procedimentos
Influência da Concentração
Em um tubo de ensaio adicionar 10 mL da solução aquosa de ácido clorídrico 5mol/L, e em outro tubo adicionar 5 mL da solução aquosa de ácido clorídrico 5mol/L e 5mL de água destilada. Introduza, simultaneamente, um pedaço de alumínio em cada tubo de ensaio e compare a velocidade de reação nos dois sistemas em função da quantidade de gás produzido e pelo tempo gasto para consumir o metal.
Influencia da Temperatura
Adicionar 10 mL da solução aquosa de ácido clorídrico 5mol/L em 3 tubos de ensaio. Em um béquer introduza cubos de gelo e 100mL de água. Introduza um dos tubos de ensaio com ácido no banho de gelo por 5 minutos.
Aqueça 100 mL de água em outro béquer entre 40 e 50ºC e introduza o segundo tubo de ensaio com ácido por 5 minutos. O terceiro tubo deixe a temperatura ambiente. Retire os tubos do banho e coloque no suporte, de modo que possa comparar os 3 tubos. Adicione simultaneamente em cada um dos tubos um pedaço de alumínio e observe o que ocorre.
Superfície de Contato
Pegue um comprimido de sonrisal e triture. Reserve outro comprimido de sonrisal. Coloque 15 mL de água destilada em um béquer de 50 mL e adicione o comprimido triturado. Conte o tempo percorrido até que a reação se complete.
Repita o procedimento com o comprimido não triturado.
	
Ação de um Catalisador
Colocar em cada um dos 3 tubos de ensaio 1ml água oxigenada a 30%. Ao mesmo tempo adicionar 1 gota de FeCl3 (solução saturada), ao outro 1 gota de CuCl2 (solução saturada) e ao terceiro, uma gota de FeCl3 e CuCl2. Comparar as velocidades de decomposição do peróxido de hidrogênio nos 3 tubos. Classifique as reações como reação lenta, reação rápida e reação muito rápida.
1ª Reação: 2
2ª Reação: 2
3ª Reação: 2
Segundo experimento
Materiais
Bureta de 50 ml;
Pipeta volumétrica de 10 ml;
Pipeta volumétrica de 5 ml;
Erlenmeyers de 125 ml;
Recipientes para banho de gelo;
Termometro;
Proveta de 150 ml;
Reagentes
NaCl (comercial);
NaOH (0.25 mol/L);
HCl (1,0mol/L);
Acetato de etila;
Fenoftaleína;
Procedimentos
Preparar 500 mL de uma solução de NaOH 0,25 mol/L. Retirar 3 alíquotas de 10 mL cada e padronizar com hidrogênio biftalato de potássio. Secar biftalato de potássio em estufa 100ºC por 1 a 2h. Resfriar em dessecador. Como indicador utilizar a fenoftaleína.
Preparar 250 mL de HCl (1mol/L). Retirar 5 mL desta solução e titular com NaOH padronizado. Como indicador utilizar fenoftaleína. Determine Vo.
Preparar um banho de gelo para 3 erlenmeyer de 125 mL contendo cada uma ponta de espátula de NaCl e 10 ml de água e gotas de fenoftaleína.
Determinação da constante de velocidade a 25ºC: Num erlenmeyer colocar 100 ml de HCle 5 mL de acetato de etila concentrado. Homogeneizar bem a solução. Manter temperatura constante.
Retirar alíquota de 5 mL do meio reacional em intervalos de 15 minutos até um total de 3 medidas.
Cada alíquota deve ser colocada em um erlenmeyer já contendo um pouco de água e fenoftaleína (previamente deixado em banho de gelo) para reduzir a velocidade de reação. Em seguida titular rapidamente com o NaOH . O gelo deve permanecer até o fim da titulação. Isto permitirá medir o volume de ácido acético liberado num tempo qualquer (Vt).
Terceiro experimento
Materiais 
4 tubos de ensaio;
Termômetro;
Aquecedor;
2 buretas;
2 béqueres de 100 ml;
1 béquer de 250 ml;
Reagentes
Permanganato de potássio (KMnO4);
Sacarose;
Água destilada;
Procedimentos
Temperatura Ambiente (30ºC)
Mantenha a concentração das soluções mol/L de permanganato de potássio constante e variar as concentrações das soluções de sacarose. Para isto prepare baterias de tubo de ensaio como segue, homogeneizando bem as soluções:
Tubo 01: 	10 ml de solução sacarose.
Tubo 02: 	7 ml de soluçãode sacarose + 3 ml de água destilada.
Tubo 03: 	5 ml de solução de sacarose + 5 ml de água destilada.
Tubo 04: 	3 ml de solução de sacarose + 7 ml de água destilada.
Aferir a temperatura das soluções. Adicione 1mL de solução de permanganato a cada tubo de ensaio, homogeneíze rapidamente e anote o tempo gasto em cada reação.
Temperatura alta (60ºC)
Mantenha a concentração das soluções constante e variar variar as concentrações das soluções de sacarose. Para isto prepare baterias de tubo de ensaio como segue, homogeneizando bem as soluções:
Tubo 01: 	10 ml de solução sacarose.
Tubo 02: 	7 ml de solução de sacarose + 3 ml de água destilada.
Tubo 03: 	5 ml de solução de sacarose + 5 ml de água destilada.
Tubo 04: 	3 ml de solução de sacarose + 7 ml de água destilada.
Colocar os tubos em banho-maria a aproximadamente 60ºC dentro de um béquer, use um aquecedor e um termômetro. Adicione 1 mL de solução de permanganato a cada tubo de ensaio, homogeneíze rapidamente e anote o tempo gasto em cada reação.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Primeiro Experimento
Influência da Concentração
Para realizar o experimento, tinha-se no tubo 1 ácido clorídrico concentrado e no tubo 2 ácido clorídrico diluído ao adicionar simultaneamente um pedaço de alumínio em cada um, podemos perceber que o tubo reage muito mais rápido. Comprovando que a concentração influência a velocidade de reação, quanto mais concentrado, mais rápida a reação acontece.
Figura 
2
 -
 Tubos a diferentes concentrações de 
HCl
.
Créditos: Isabella Porto
Influência da Temperatura
Realizando o experimento, tinha-se no tubo 1 solução aquosa de HCl em banho de gelo por 5 minutos, no tubo 2 solução aquosa de HCl na temperatura de 50ºC e no tubo 3 solução aquosa de HCl na temperatura ambiente. Ao adicionar um pedaço de alumínio simultaneamente nos três, pode-se perceber que a reação ocorria muito mais rápida no tubo onde a temperatura era mais elevada. Comprovando assim que a temperatura influência na velocidade de reação, quanto mais alta a temperatura mais rápida acontece.
Figura 
3
 - 
Tubos em diferentes temperaturas. 
Créditos: Isabella Porto
Superfície de Contato
Para realizar o experimento no béquer 1 foi adicionado um comprimido de Sonrisal triturado e no béquer 2 foi adicionado um comprimido de Sonrisal inteiro, em ambos foi adicionado água. Pode-se comprovar então que a superfície de contato é importante para uma reação, pois quanto maior for essa superfície – no caso, o comprimido triturado – a reação ocorria mais rapidamente.
Figura 
4
 - 
Reação do comprido com água.
Créditos: Igor 
Halla
Ação de um Catalisador
Ao realizar o experimento, tínhamos a seguinte configuração de reações:
1ª Reação: 2 - Muito rápida
2ª Reação: 2	- Lenta
3ª Reação: 2 - Rápida
Figura 
5
 -
 
Reação de decomposição de H2O2 com catalisadores. 
Crédito: 
Lukas
 Gabriel
Segundo Experimento
Tabela 1 - Volume de NaOH titulado em cada tempo para todos os grupos.
	Grupos
 Horário
	
11h35min
	
11h50min
	
12h05min
	
12h20min
	Titulação HCl e acetato
	1
	---
	28,0 ml
	28,5 ml
	28,0 ml
	19,5 ml
	2
	22,0 ml
	28,0 ml
	22,0 ml
	24,0 ml
	21,0 ml
	3
	23,0 ml
	23,5 ml
	23,6 ml
	24,2 ml
	21,3 ml
	4
	23,0 ml
	23,2 ml
	24,0 ml
	24,2 ml
	21,4 ml
	5
	22,2 ml
	22,6 ml
	23,4 ml
	24,2 ml
	21,5 ml
	6
	22,0 ml
	21,9 ml
	23,5 ml
	24,2 ml
	21,5 ml
	7
	23,0 ml
	23,5 ml
	24,0 ml
	25,0 ml
	22,0 ml
	8
	21,5 ml
	23,0 ml
	23,3 ml
	23,3 ml
	21,4 ml
A partir do estudo dos dados da tabela acima, percebe-se um aumento gradativo no volume titulado de NaOH. O correto deveria ser a diminuição no volume titulado, provando que a temperatura influencia na velocidade da reação: quanto maior a temperatura, mais rápida a reação; além disso, teríamos um decréscimo do HCl com o passar do tempo a partir da hidrólise do acetato. Porém, o que ocorreu foi a titulação do produto, no lugar do reagente; isso pode ter acontecido por erro na determinação da concentração do HCl no momento em que foi sintetizado, fazendo com que o acetato de etila participasse da reação liberando H+ no meio. Portanto, o que realmente foi titulado foi o produto com a interferência do hidrônio liberado pela reação entre acetato de etila e ácido clorídrico. 
Tabela 2 - Tempo em volume gasto com o NaOH.
	Tempo
	Volume de NoOH gasto
	
	Vo (HCl)
	Vt (H+)
	Vt – Vo
	Ln(Vt-Vo)
	1/Vt-Vo
	0
	19,4 ml
	19,40 ml
	0,00
	
	
	1
	19,4 ml
	19,60 ml
	0,20
	-1,6094
	5
	2
	19,4 ml
	20,15 ml
	0,75
	-0,2877
	1,33333333
	3
	19,4 ml
	20,70 ml
	1,30
	0,2624
	0,76923077
	4
	19,4 ml
	21,20 ml
	1,80
	0,5878
	0,55555556
	5
	19,4 ml
	21,60 ml
	2,20
	0,7885
	0,45454545
	6
	19,4 ml
	21,95 ml
	2,55
	0,9361
	0,39215686
	7
	19,4 ml
	22,30 ml
	2,90
	1,0647
	0,34482759
	8
	19,4 ml
	22,57 ml
	3,17
	1,1537
	0,31545741
De acordo com a tabela a cima, foi possível plotar os gráficos das três ordens: zero, primeira e segunda. A curva que for mais retilínea será a utilizada para determinação da velocidade da reação. A tangente da reta determinará a constante K da velocidade.
Gráfico 1- Concentração x Tempo.
Gráfico 2 - Ln da concentração x Tempo.
Gráfico 3 - 1/concentração x tempo.
Com isso, percebe-se que o Gráfico 1 é o mais linear entre os três. Logo, a equação da velocidade será determinada por ele, que é o gráfico para ordem 0.
O valor de K será a tangente do gráfico, portanto:
Dessa forma, a equação da velocidade, de acordo com a Eq. 06, será a própria constante porque é de ordem zero.
Figura 
6
 - 
Imagens representativas do experimento. 
Créditos: Isabella Porto.
Terceiro Experimento
Sabendo que a concentração inicial da sacarose era de Ci = 0,5 mol/L , Vi variável e Vf = 10 ml, temos:
	Tubo
	[sacarose] (mol/L)
	ln [sacarose] (mol/L)
	1/[sacarose] (L/mol)
	1
	0,50
	-0,693
	2,00
	2
	0,35
	-1,04
	2,85
	3
	0,25
	-1,38
	4,00
	4
	0,15 
	-1,89
	6,67
Quadro 1 - Concentrações correspondentes.
Temperatura ambiente (30ºC = 303 K)
	Tubo
	Tempo (s)
	1
	570 
	2
	650 
	3
	1052 
	4
	1268 
Quadro 2 - Resultados do experimento.
Assim, a partir dos dados obtidos nos quadros 1 e 2, foi plotado o gráfico 1, da concentração da sacarose em função do tempo necessário para a reação com permanganato ocorrer. 
Gráfico 4 - Concentração (mol/L) x tempo.
Analisando os dados obtidos no gráfico 1, pode-se confirmar a teoria onde com o auxílio da lei das velocidades para reações de primeira ordem pode-se notar uma relação exponencial no tempo de decomposição quando em função da concentração do mesmo reagente inicial. Em simples palavras, essa teoria explica o motivo da decomposição mais rápida do permanganato, quando esta em altas concentrações.
Para encontrarmos a constante cinética dessa reação, bastaríamos plotar um gráfico do logaritmo natural da concentração de sacarose em função do tempo de descoramento, e assim, a partir do coeficiente angular obtido pela reta do gráfico, determinarmos a constante. 
Gráfico 5 - ln [concentração] x tempo.
	
	Para confirmar a ordem de reação, foi feito um gráfico de 1/[sacarose] x tempo:
Gráfico 3 - Gráfico para ordem 2.
	Como podemos perceber, o gráfico de ln [concentração] x tempo, deu mais próximo de uma reta, assim essa reação tem ordem 1. Determinando a constante de velocidade e a equação de velocidade:
 Eq. 10 
					-1,89 = - 0,69 – k 698 s
					K1 = 1,71 x 
	Assim, ordem de reação=1:
 	 Eq.9
		
Comparando os resultados obtidos com os resultados obtidos pra turma:
	Tubo
	Tempo 1 (s)
	Tempo 2 (s)
	Tempo 3 (s)
	Média (s)
	1
	583 
	570 
	670 
	607,6 
	2
	830650 
	1020 
	833,3 
	3
	1298 
	1052 
	1380 
	1243,3 
	4
	2213
	1268 
	1648
	1709,6 
Quadro 3- Resultados da turma.
Gráfico 4 - concentração x tempo.
Podemos observar que o gráfico também é exponencial para ordem 0, da média da turma. E o de ln [concentração] x tempo, é um gráfico linearizado.
Gráfico 5 - ln [concentração] x tempo.
Não foi feito o gráfico para ordem 2, pois já foi mostrado anteriormente que essa reação se encaixa melhor em um gráfico de ordem 1. Assim, determinando a constante de velocidade e a equação de velocidade:
 Eq. 10 
					-1,89 = - 0,69 – k 1102 s
					K1 = 1,08 x 
	Assim, ordem de reação=1:
 	 Eq.9
Houve um erro relativo dos dados obtidos em comparação com os dados médios encontrados pela turma.
 
	Um erro considerado aceitável, pois os experimentos foram feitos por pessoas diferentes, com possíveis erros no manuseio e na execução do experimento.
Temperatura quente (60ºC = 333K)
O mesmo experimento realizado anteriormente foi repetido na temperatura alta com as mesmas concentrações de sacarose.
	Tubo
	Tempo 1 (s)
	Tempo 2 (s)
	Tempo 3 (s)
	Média (s)
	1
	115 
	84 
	104 
	101 
	2
	160 
	108 
	101 
	123 
	3
	 185 
	148 
	115 
	149,3
	4
	305 
	288 
	142 
	245 
Quadro 4- Resultados da turma para temperatura alta.
Assim, a partir dos dados obtidos nos quadros 1 e 4, foi plotado o gráfico 1, da concentração da sacarose em função do tempo necessário para a reação com permanganato ocorrer.
Gráfico 6 - concentração x tempo.
Podemos observar que o gráfico também é exponencial para ordem 0, da média da turma. E o de ln [concentração] x tempo, é um gráfico linearizado.
Gráfico 7 - ln [concentração] x tempo.
Determinando a constante de velocidade e a equação de velocidade:
 Eq. 10 
					-1,89 = - 0,69 – k 144 s
					K2 = 8,33 x 
	Assim, ordem de reação = 1:
 	 Eq.9
Um fator importante que pode ser determinado é a Energia de Ativação dessa reação, pois foi realizado experimentos a temperaturas diferentes. Utilizando a equação, onde R = 8,314 J/K.mol:
 Eq. 17
-6,8 – (-4,79) = 	
-2,01 . 8,314 = - 3 Ea
Ea = 55,70 kJ
Figura 
7
 - 
Imagens representativas do experimento realizado. 
Créditos: 
Thayannah
 Moreira.
CONCLUSÃO
Através dos principais fatores que interferem na velocidade das reações, comprovamos que a temperatura, a superfície de contato, a concentração e o catalisador interferem diretamente na velocidade das reações, no caso do experimento tivemos reações rápidas e lentas variando a temperatura, assim como na concentração. As reações químicas ocorrem em diferentes velocidades, variando dependendo de fatores como catalisadores, temperatura, a natureza e concentração dos reagentes, luminosidade, entre outros. Percebemos que quanto maior a temperatura maior a velocidade da reação, uma vez que proporciona o aumento da frequência de choques moleculares. O mesmo aplica-se a concentração dos reagentes. Todos os objetivos do experimento foram realizados com sucesso e foi comprovado que os fatores (temperatura, superfície de contato, concentração e catalisadores) interferem na velocidade das reações.
No segundo experimento utilizamos a titulação de uma ácido com uma base com temperaturas diferentes, assim perceberíamos que a temperatura influencia diretamente na quantidade utilizada de HCl que deveria diminuir com o passar do tempo. Porém, o que ocorreu foi a neutralização do produto, no lugar do reagente fazendo com que o acetato de etila participasse da reação liberando H+ no meio.Mesmo assim conseguiu-se chegar ao seu objetivo que era determinar a constante K.O valor encontrado da constante foi de .
Com os resultados obtidos na terceira experiência percebe-se que quanto menor a concentração de sacarose maior foi o tempo de reação com o KMnO4. No experimento fator temperatura o tempo de reação foi menor quando comparada com o experimento a temperamento ambiente. A concentração também influencia na velocidade da reação da sacarose com o KMnO4. Isso pode ser explicado por que durante a reação o açúcar desempenha o papel de agente redutor, sendo oxidado pelo permanganato, ou seja, fornecendo os elétrons que ele e o manganato necessitam para serem reduzidos em cada etapa, formando um corpo de fundo. O experimento foi realizado com duas temperaturas diferentes para poder determinar a energia de ativação. O valor encontrado foi de Ea = 1,20 kJ. O experimento aconteceu como era esperado e os objetivos foram alcançados com sucesso.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
RUSSEL, John B. Química Geral; tradução e revisão técnica Márcia Guekazian – 2º Ed. – São Paulo: Makron Books, 1994.
ATKINS, P.W. Físico-Química, Vol. 1, 6ª Ed., LTC, 1999, Rio de Janeiro.
BROWN, T.L.; LE MAY JR., H.E.; BURSTEN, B.E. Química a Ciência Central, 9ª edição, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2005.