Aplicação Da Lei De Arrhenius

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUÍMICA
	
APLICAÇÃO DA LEI DE ARRHENIUS 
Aluna:
Randiérika Patrícia de Araújo Dantas
Matrícula: 116111736
Profº: Eudésio de Oliveira Vilar
Disciplina: LEQ I
Turma: 02
Campina Grande – PB, 2017.2.
OBJETIVO
Determinar a energia de ativação (Ea) da reação de oxidação do íon iodeto pelo persulfato e a constante de Arrhenius A.
INTRODUÇÃO 
Arrhenius observou que para a maioria das reações, o aumento na velocidade com o aumento da temperatura é não linear. Descobriu que 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 E0; O número de colisões que ocorrem por segundo; A fração de colisões que tem orientação apropriada. Tais fatores são inc
orporados na equação de Lei e Arrheinus. (Brown, Lemay, Burster, pág. 503). 
REFERENCIAL TEÓRICO
3.1 - Energia de ativação. Equação de Arrhenius
	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. 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 dita como estando no estado excitado, especificamente um estado eletrônico excitada, quando ela possui esta energia adicional. Moléculas, as quais contêm mais de um átomo, pode possuir, além da energia cinética e a energia dos elétrons excitados, energia vibracional devida a 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.
	A distribuição da energia total em uma reação química segue a distribuição de
Maxwell-Boltzmann, a qual simplificando para fins de uso em cinética química toma a forma: 
 ou
Onde:
M = número total de moléculas de M;
ME = número de moléculas tendo uma energia maior que Ea;
R = constante geral dos gases;
T = temperatura absoluta (K);
	A velocidade de uma reação química é proporcional à concentração total de
moléculas que podem reagir, [ME], a qual é o produto de concentração total de moléculas presentes [M] e a fração tendo energia maior que Ea, então:
	Uma vez que para reações de primeira ordem -d[M]/dt = k[M]
Onde: 
k = constante da velocidade da reação;
A = valor pré-exponencial ou fator frequência;
Ea = energia de ativação;
R = constante geral dos gases;
T = temperatura absoluta ( K )
	Esta equação é denominada de equação de Arrhenius, a qual foi sugerida em 1889, e a energia Ea é denominada de energia de ativação da reação. A fim de reagir, as moléculas no estado inicial devem adquirir uma energia adicional, descrita como energia de ativação ou energia livre de ativação; a reação então e apenas nesta condição se desenvolverá espontaneamente para o estado final o qual possui energia menor que a do estado inicial. 
	A energia livre exigida para ativação é retornada assim que a reação ocorre para dar produtos de menor energia. A equação de Arrhenius pode ser usada para obter tanto o valor do coeficiente pré-exponencial A como também o valor da energia de ativação Ea, desde que a constante da velocidade de uma reação possa ser medida em diferentes temperaturas.
	Tanto A como Ea são valores constantes para uma dada reação química. A equação de Arrhenius pode ser explicada em termos de uma simples teoria cinética.
Ea representa a barreira de energia para uma reação química, de acordo com a figura abaixo, e-Ea/RT representa a proporção de moléculas que possuem energia > Ea e, portanto capazes de transpor a barreira de energia. À medida que a temperatura aumenta e-Ea/RT também aumenta. (Cinética Química, USP).
Figura 1 - Gráfico de ln K versus 1/RT.
Fonte: USP, sem data.
MATERIAIS NECESSÁRIOS
	MATERIAL NECESSÁRIO
	REAGENTES
	Bécker;
Pipetas;
Cronometro;
Termômetro;
Banho térmico ( Termostato) – LAUDA -ALPHA
	Água destilada.
Amido.
Iodeto de Potássio . 0,3 M
Persulfato de Potássio . 0,1 M
Tiossulfato de Sódio . 0,02 M
METODOLOGIA
Separamos 6 béqueres;
Enumeramos os 3 primeiros com A, e os outros com B;
Foram preparadas as soluções a partir de KI (0,3 M), Na2S2O3 (0,02 M) e K2S2O8 (0,1 M), amido e água destilada;
Aquecemos as combinações A1-B1 com as temperaturas, conforme a Tabela 2;
Depois que a temperatura desejada foi atingida, os pares foram misturados e o cronômetro foi acionado; 
Observou-se e após a mudança de coloração o tempo foi medido. Os dados encontram-se na Tabela 3. O procedimento repetiu-se até a última combinação.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Tabela 1 – Dados referentes ao becker A e B.
	
	Béqueres A
	Béqueres B
	Combinações (A e B)
	KI (ml)
	S2O3-2 (ml)
	H2O (ml)
	S2O8-2 (ml)
	Amido (gotas)
	1
	10
	1
	8,6
	0,4
	4
	2
	10
	1
	8,6
	0,4
	4
	3
	10
	1
	8,6
	0,4
	4
 Fonte: Elaborada pelos autores.
Tabela 2 – Temperatura pré-estabelecida.
	Combinações
	Temperatura (ºC)
	Temperatura (K)
	1
	35
	308,15
	2
	40
	313,15
	3
	45
	318,15
Fonte: Elaborada pelos autores.
Tabela 3 – Tempos medidos.
	Combinação
	Tempo (s)
	1 - A e B
	
T = 215,3
	2 – A e B 
	
T = 179,0
	3 – A e B
	
T = 151,7
Fonte: Elaborada pelos autores.
Concentrações iniciais na mistura:
Tabela 4 – Concentrações.
	Soluções
	Concentração (M)
	Volume Retirado (ml)
	n (mols)
	Concentração na mistura (M)
	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
Fonte: Elaborada pelos autores.
Constante cinética da reação:
- Através da lei de velocidade inicial a concentração de persulfato pode ser determinada da seguinte forma:
- Como foi demonstrado no último experimento, a reação é de ordem 2, considerando a ordem igual a 1 em relação a cada elemento, o valor da constante vai ser determinada da mesma forma do procedimento a seguir:
- Para o ensaio 1:
- Para o ensaio 2:
- Para o ensaio 3:
Gráfico de versus :
Tabela 5 – 
	Combinação
	
	
	1
	
	
	2
	
	
	3
	
	
Fonte: Elaborada pelos autores.
Figura 2 - Gráfico de ln K versus 1/T.
Fonte: Gráfico elaborado com o auxílio do software MATLAB.
Observando a fórmula:
O coeficiente linear corresponde a e o coeficiente angular , assim:
CONCLUSÃO
	. Pode-se de fato comprovar a determinação da energia de ativação através da lei de Arrhenius. Observou-se também a influência da temperatura no cálculo da constante específica. Quanto maior a temperatura, maior a velocidade de reação.
REFERÊNCIAS 
RODRIGUES, M. G. F. Apostila de Cinética Química. Departamento de Engenharia Química – DEQ. Universidade Federal de Campina Grande – UFCG, 2013.
	BROWN, Theodore L; LEMAY Jr, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E; BURDGE, 	Julia R. Química: a ciência central. Tradução de Robson Mendes Matos. (ed. 	São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p. Título original Chemistry – The 	central science. 
USP, Universidade Federal de São Paulo. Apostila de Cinética Química. Disponível em: http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade09.pdf. Acessado no dia 13 de dezembro de 2017.