Energia de Ativação

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UNIVERSIDADE LUTERANA DO BRASIL
FÍSICO QUÍMICA EXPERIMENTAL
ENERGIA DE ATIVAÇÃO
THIELE AMADOR
BRUNA CENTENARO
LISIANE SEVERO
CANOAS, NOVEMBRO DE 2015
1. OBJETIVOS
Determinar a energia de ativação de uma reação iônica de primeira ordem.
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA
A velocidade de uma reação aumenta, em geral, com a temperatura. A velocidade é o produto de uma constante de velocidade (k) pelas concentrações dos reagentes, elevado a expoentes adequados. A uma temperatura fixa, a constante k tem um valor fixo, mas aumentando a temperatura a constante de velocidade da reação aumenta, e sua dependência em relação à temperatura segue uma lei empírica chamada de equação de Arrhenius:
K = Ae –Ea/RT 
 ln k = ln A – Ea/RT
Onde k é a constante de velocidade da reação, A é o chamado fator pré-exponencial, um parâmetro independente da temperatura e específico da reação, T é a temperatura absoluta, R é a constante dos gases e Ea é a energia de ativação de Arrhenius, ou seja, é a energia de ativação necessária para que a reação ocorra.
A energia de ativação pode ser interpretada como uma barreira energética separando reagentes de produtos, e pode ser estimada quando se conhece a constante de velocidade de reação em, pelo menos duas temperaturas. Seja k1 a constante de velocidade em uma temperatura T1 e k2 a constante de velocidade em uma temperatura T2, conforme equação:
ln k2/k1 = - Ea/R (1/T2 – 1/T1)
A energia de ativação pode também ser estimada por meio de um gráfico do logaritmo natural da constante de velocidade versus o inverso da temperatura (em kelvin), o qual fornecerá uma linha reta descrita pela equação cuja inclinação é - Ea/R:
ln k = - Ea/R x 1/T + ln k0
Em virtude de Ea determinar o coeficiente angular da reta de ln k contra 1/T, quanto mais elevada a energia de ativação, mais forte será a dependência entre a constante de velocidade e a temperatura (isto é, mais inclinada será a reta do gráfico). Uma energia de ativação alta significa uma forte dependência entre a constante de velocidade e a temperatura. Se a energia de ativação for nula, a constante de velocidade não depende da temperatura. Em alguns casos a energia de ativação é negativa, o que mostra a diminuição da constante de velocidade com a elevação da temperatura. Este comportamento é um sinal de que a reação tem um mecanismo complicado.
A reação escolhida para este experimento é dada por:
S2O82- + 2I- ( 2SO4-2 + I2
Esta é uma reação de segunda ordem, isto é, a velocidade da reação depende das concentrações dos íons persulfato e iodeto no meio reacional. Porém, se utilizamos um grande excesso de íons iodeto (de modo que a concentração destes íons possa ser considerada constante) esta reação pode ser considerada como uma reação de primeira ordem em relação aos íons persulfato.
Neste caso, a reação é chamada de uma reação de pseudoprimeira ordem e a constante de velocidade obtida é uma constante de velocidade de pseudoprimeira ordem. Para determinação do tempo necessário para que uma quantidade determinada de reagente seja consumida é dado por:
÷
÷
ø
ö
ç
ç
è
æ
-
=
x
c
c
k
t
0
0
ln
1
Se a concentração inicial for constante, e consumir sempre a mesma quantidade de reagente, a constante de velocidade é inversamente proporcional ao tempo, ou seja:
t
k
b
=
Dessa forma, para obter a energia de ativação da reação, a equação de Arrhenius pode ser reformulada para ser expressa em função do tempo:
RT
E
A
t
RT
E
A
k
A
A
+
-
=
Þ
-
=
´
ln
ln
ln
ln
Porém, deve-se observar que a reação em estudo forma iodo livre, portanto só será possível detectar o final da reação se em todas as determinações for colocado junto com os reagentes uma quantidade de íons tiossulfato insuficiente para reagir com todo o iodo livre que vai se formar, restando, portanto, excesso de iodo no meio reacional. 
Durante a reação, ocorre a formação de iodo e este reage imediatamente com os íons tiossulfato, enquanto eles existirem no meio, de acordo com: 
I2 + 2 S2O32- ( 2I- + S4O62-
Assim, somente teremos uma coloração azul (do amido em presença de iodo livre) depois de todos os íons tiossulfato terem sido consumidos. Adicionando sempre a mesma quantidade de íons tiossulfato ao sistema, e como a quantidade de iodo livre que se forma é diretamente proporcional ao consumo dos íons persulfato da reação em estudo, o surgimento da coloração azul indica o consumo de uma mesma quantidade de íons persulfato em cada reação.
3. METODOLOGIA:
3.1. MATERIAL:
· 8 provetas com fundo removível
· 2 suportes, haste metálica.
· 1 copo de Becker (1000 mL)
· Agitador magnético com aquecimento
· Gelo
· 2 pipetas volumétricas de 20 mL
· 1 pipeta volumétrica de 10 mL
· Cronômetro
· 3 Termômetros
3.2. REAGENTES:
· KI 0,5M
· Na2S2O3 0,01M
· K2S2O8 0,02M
· Solução aquosa 0,5% de amido
3.3. PROCEDIMENTO:
Anotou-se inicialmente a temperatura ambiente, a qual foi de 26°C, e em seguida realizou-se o seguinte procedimento:
Colocou-se, em uma proveta 20mL de solução 0,5 M de KI, 10 mL de solução 0,01 M de Na2S2O3 e 10 gotas de solução de Amido 1%. Em outra proveta colocou-se 20mL de solução 0,02 M de K2S2O8, essas soluções foram colocadas em banho termostático com controle de temperatura, tanto do banho quanto das soluções. 
Após atingir o equilíbrio térmico em 26°C, ou seja, quando os conteúdos das provetas encontravam-se na mesma temperatura do banho, misturou-se o conteúdo das duas provetas e cronometrou-se o tempo decorrido entre o início da mistura e o aparecimento da coloração azul. O mesmo procedimento foi realizado ajustando-se a temperatura do banho termostático para 12°C (com adição de gelo), posteriormente a 32°C e a 45°C com aquecimento do banho.
As temperaturas do banho e das soluções foram mantidas homogêneas durante os procedimentos, sempre levando em consideração cada temperatura a qual a reação ocorreu tomando-se o cuidado para que as mesmas se mantivessem inalterada até o final da reação, com agitação constante.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO:
· Dados experimentais:
	T (ºC)
	12,0
	26,0
	32,0
	45,0
	T (K)
	285
	299
	305
	318
	Tempo (s)
	307
	113
	73
	34
	ln t
	5,73
	4,73
	4,29
	3,53
	1/T
	3,51x10-3
	3,34x10-3
	3,28x10-3
	3,14x10-3
Tabela 1: Resultados Práticos
A partir da análise dos dados, observa-se que a medida que a temperatura aumenta, o tempo de reação diminui.
Através destes dados experimentais, construiu-se o gráfico do ln t x 1/T, conforme segue:
· Determinação do coeficiente angular:
O coeficiente angular pode ser obtido através da equação: 
Onde:
a = coeficiente angular;
y = ponto de ln t;
x = ponto de 1/T.
Porém, para a determinação da energia de ativação foi utilizado o coeficiente angular da reta obtido através do gráfico:
 a = 5,94x10+3
· Determinação da energia de ativação:
Definido o coeficiente angular é possível calcular a energia de ativação utilizando-se a seguinte equação:
 
Onde:
a: coeficiente angular;
EA: energia de ativação; 
R: constante dos gases reais: 8,314JK-1mol-1.
 
Ea=5,94x10+3 X 8,314 = 49432,2 j.mol-1
 
 Ea=49432,2 j.mol-1 / 1000 = 49,434 kj.mol-1
5. FONTES DE ERRO E SUGESTÕES DE MELHORIA:
Durante a realização do experimento, observaram-se alguns fatores como possíveis fontes de erro, tais como:
· Utilização de pipetas volumétricas não calibradas, pode ter ocasionado erros na medição.
· Os termômetros utilizados estavam descalibrados, visto que, para uma mesma solução analisada, apresentavam temperaturas diferentes.
· A leitura das temperaturas no termômetro, também é passível de erro, visto que, o observador pode ter desprezado valores correspondentes ao algarismo significativo da medida. 
· Face a dificuldade para leitura do termômetro quando submerso, este era removido, provocando desta forma, perda de volume da solução.
· A visualização da mudança de fase é passível de erro, visto que, o observador pode ter desprezado o momentoexato do início da transição, o que implica em erro no tempo decorrido de reação. 
· Oscilação da temperatura, visto que, após ter sido averiguado o equilíbrio térmico, cessou-se a realização de aquecimento ou resfriamento da solução, fator este que pode ter conduzido à variação da temperatura no decorrer da reação. 
6. CONCLUSÃO:
Com base nos dados obtidos experimentalmente foi possível determinar a energia de ativação para a reação de formação do iodo.
Observa-se que com o aumento da temperatura ocorre o aumento da velocidade de reação e, a diminuição do tempo para a formação do iodo. 
Também foi possível verificar através da análise do gráfico que a inclinação da reta é negativa, o que mostra a diminuição da constante de velocidade com a elevação da temperatura, fato este atribuído ao complicado mecanismo de reação. 
Conforme comparação com o valor sugerido no artigo The Activation Energy of an Ionic Reaction, o valor obtido experimentalmente, (49,434 KJ.mol-1), apresentou boa aproximação, sendo a variação atribuída a erros ocorridos durante a realização da prática.
7. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
1. ATKINS, Peter; PAULA, Julio de; Físico- Química, volume 3, 7ª ed.; 2004.
_1145348342.unknown
_1145348434.unknown
_1145348213.unknown