vanessai_relatório_pratica2_QUI198

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PRÁTICA II 
 
 
Determinação dos parâmetros de Arrhenius da reação de redução do persulfato de 
potássio pelo íon iodeto em meio aquoso 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
A constante de velocidade de uma reação química depende de vários fatores 
como a temperatura, pressão, presença ou não de catalisador, etc. 
Para pequenos intervalos de temperaturas, a constante de velocidade de uma 
reação varia exponencialmente com a temperatura de acordo com a lei de Arrhenius. 
Matematicamente, a lei de Arrhenius é expressa pela constante de velocidade de uma 
reação química como: 
 
 𝒌 = 𝑨𝒆−
𝑬𝒂
𝑹𝑻 (equação 1) 
 
Na lei de Arrhenius, Ea é a energia de ativação da reação química (em unidades 
de energia por mol), R a constante dos gases ideais e A, o fator pré-exponencial, é uma 
constante independente da temperatura. 
A energia de ativação de uma reação química corresponde, em termos clássicos, 
ao conteúdo mínimo de energia que os reagentes devem possuir para que a reação 
química se inicie. 
Neste experimento será determinada, em diferentes temperaturas, a constante 
de velocidade da reação de redução do persulfato de potássio (S2O82-) pelo íon iodeto (I-
) em meio aquoso: 
 
 S2O82- (aq) + 2 I-(aq)→2 SO42-(aq) + I2(aq) (reação 1) 
 
 
Esta reação possui cinética de segunda ordem e a equação de velocidade é dada 
abaixo: 
 
 −
𝒅[𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−]
𝒅𝒕
= 𝒌[𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−][𝑰−] (equação 2) 
 
onde k é a constante de velocidade da reação. 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS 
INSTITUTO DE CIENCIAS EXATAS - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
Nome: Izabella Figueiredo Gagliardi Lamari Matrícula: 2015063603 
Professor: João Paulo Ataide Martins Disciplina: Cinética Quimica 
Se a concentração dos íons iodeto for mantida constante então a cinética da 
reação passa a ser de pseudo-primeira ordem com relação ao íon persulfato. A equação 
de velocidade passa então a ser expressa por: 
 −
𝒅[𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−]
𝒅𝒕
= 𝒌′[𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−], 𝒐𝒏𝒅𝒆 𝒌′ = 𝒌[𝑰−] (equação 3) 
 Escrevendo a equação acima na forma integrada temos 
 ∫ −
𝒅[𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−]
𝒅𝒕
= ∫ 𝒌′[𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−]𝒅𝒕 ∴ 𝒍𝒏[𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−] = −𝒌′𝒕 + [𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−]
𝟎
 (equação 4) 
onde [S2O82-]0é a concentração inicial dos íons persulfato. 
Podemos reescrever a equação 4 na forma: 
 𝒌′ =
𝟏
𝒕
𝒍𝒏[𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−]
𝟎
𝒍𝒏[𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−]
 (equação 5) 
Com a equação 5 é possível calcular a constante de velocidade do processo de 
pseudo-primeira ordem k’, medindo a concentração de íons persulfato, [S2O82-], em 
função do tempo de reação t. Para que a concentração de iodeto se mantenha 
constante, o mesmo é regenerado através da reação competitiva do iodo produzido na 
reação 1 com o íon tiossulfato: 
I2(aq) + 2S2O32- (aq)→ 2I-(aq)+S4O62-(aq) (reação 2) 
 
Como a reação 2 é muito mais rápida do que a reação 1, então o iodo (I2) 
somente será detectado após todo o tiossulfato ser consumido. Quando não houver 
mais íons tiossulfato no meio, então o iodo restante formará um complexo azul com o 
amido. Este é o momento da viragem no experimento, o tempo t, no qual todo o 
tiossulfato é consumido. 
É comum observar que após algum tempo a solução adquire a coloração verde 
pois além da complexação do iodo com o amido reação 3 também ocorre a formação 
do íon I3- reação 4 que é vermelho-alaranjado, resultando em uma coloração verde. 
 
 I2 + amido → complexo azul (reação 3) 
I2 + I-→ I3- (vermelho-alaranjado (reação 4) 
 
A reação global então pode ser escrita somando-se a reação 1 e 2: 
 
 S2O82- (aq) + 2S2O32- (aq) → 2SO42-(aq) + S4O62-(aq) (reação global) 
 
Observando a reação global vemos que, 1 mol de persulfato reage com 2 mols 
de tiosulfato. O número de mols iniciais de persulfato (n0 S2O82-) e tiosulfato (n0 S2O32-) 
podem ser calculados multiplicando-se as concentrações molares das suas soluções pelo 
volume de solução usado: 
 𝒏𝟎(𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−) = [𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−] ∗ 𝑽 (𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−) (equação 6) 
 
 
 𝒏𝟎(𝑺𝟐𝑶𝟑
𝟐−) = [𝑺𝟐𝑶𝟑
𝟐−] ∗ 𝑽 (𝑺𝟐𝑶𝟑
𝟐−) (equação 7) 
 
 𝒏(𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−) = 𝒏𝟎(𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−) −
− 𝒏𝟎(𝑺𝟐𝑶𝟑
𝟐−)
𝟐
 (equação 8) 
 
A constante de velocidade k’ pode ser determinada em diferentes temperaturas 
através da medida do tempo necessário para que o tiosulfato adicionado seja 
consumido pelo iodo, de acordo com a equação 9: 
 
 𝑘′ =
1
𝑡
𝑙𝑛 {
𝑛0(𝑆2𝑂8
2−)
𝑛(𝑆2𝑂8
2−)
} (equação 9) 
 
OBJETIVO 
 
Este experimento, portanto, consiste em determinar a energia de ativação e o 
fator frequência da reação. Além de determinar a fração de íons persulfato que reage 
no intervalo de tempo cronometrado. 
 
 
MATERIAIS E EQUIPAMENTOS 
 
➢ Solução 0,5 mol.L-1 de iodeto de potássio; 
➢ Solução 0,01 mol.L-1 de persulfato de potássio; 
➢ Solução 0,01 mol.L-1 de tiosulfato de potássio 
➢ Solução de amido 
➢ 2 tubos de ensaio ou erlenmeyers de 100 mL; 
➢ Béquer de 2,0 L ou recipiente que sirva como banho; 
➢ Um cronômetro com precisão de décimos do segundo 
➢ Duas provetas 25 mL 
➢ 1 proveta de 10 mL 
➢ Um termômetro com graduação de ±0,1oC 
➢ Suporte com haste metálica e garras 
➢ Gelo 
➢ Chapa de agitador mecânico com aquecimento 
➢ Barra de agitação magnética 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
A sequência de procedimentos práticos abaixo permite a realização de um 
experimento para medir o tempo necessário para que a reação em estudo ocorra em 
diferentes temperaturas: 
 
1- Colocou-se em um tubo de ensaio 20 mL da solução de iodeto de potássio e 10 mL 
da solução de tiossulfato de sódio (Tubo 1). 
2- Em outro tubo de ensaio colocou-se 20 mL da solução de persulfato de sódio e 4 
gotas da solução de amido (Tubo 2). 
3- Fixou-se cada tubo em uma garra no suporte metálico. 
4- Preparou-se um banho de gelo e água à temperatura de aproximadamente 150C 
(verificou-se com o termômetro a temperatura do banho). Anotou-se a 
temperatura. 
5- Posicionou-se o banho abaixo da montagem preparada no item 3. Certificou-se de 
que os dois tubos estão imersos no banho de gelo. Retirou-se os dois tubos das 
garras presas ao suporte e agitou-se dentro do banho e aguardou-se 2 minutos (para 
que atinjam o equilíbrio térmico com o banho). 
6- Adicionou-se o conteúdo do Tubo 1 no Tubo 2 (mante-se o Tubo 2 dentro do banho), 
acionando-se imediatamente o cronômetro. Agitou-se o Tubo 2 no banho e anotou-
se o tempo gasto para que a mistura fique azul. 
7- Repetiu-se os procedimentos 1, 2, 3, 4, 5 e 6 com banhos de água nas temperaturas 
de aproximadamente 20, 25, 30 e 350C. 
8- Para realizar o experimento em temperaturas superiores à ambiente colocou-se o 
banho de água sobre a chapa de agitação magnética e colocou-se o agitador 
magnético dentro do banho. Ligou-se o aquecimento da chapa até que a 
temperatura do banho atinja o valor desejado. Verificou-se a temperatura do banho 
com um termômetro. 
 
TRATAMENTO E ANÁLISE DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
Utilizando as equações 6, 7 e 8, foram obtidos os respectivos valores: 
 
 
 
Tabela 1. Numero de mol de ions da reação. 
 
n0(S2O82-) n0(S2O32-) n(S2O82-) 
2E-4 mol 1E-4 mol 1,5E-4 mol 
 
 
A partir disto, foram calculadosvalores de K’ e ln K’ através da equação 9, e foi 
construída a seguinte tabela: 
 
Tabela 2. Determinação da constante de velocidade 
 
T/(ºC) 
Tempo 
(s) 
1/t (s) T/K 
1/T/K-1 
(10-3) 
K' ln K’ 
10 477 2,10E-03 283 3,532 6,03E-04 -7,41 
15 322 3,11E-03 288 3,47 8,93E-04 -7,02 
20 219 4,57E-03 293 3,411 1,31E-03 -6,63 
25 142 7,04E-03 298 3,354 2,03E-03 -6,20 
30 110 9,09E-03 303 3,299 2,62E-03 -5,95 
 
De posse dos valores, construiu-se o gráfico ln k’ x 1/T, conforme apresentado 
abaixo. 
 
 
 
 
 
A equação de Arrhenius (ln K = ln A – Ea/RT) pode ser descrita da forma: 
 𝑦 = 𝐵𝑥 + 𝐴 
 𝑙𝑛𝐾 = −
𝐸𝑎
𝑅𝑇
+ 𝑙𝑛𝐴 
y = -6,4519x + 15,378
R² = 0,9963
-8,00
-7,00
-6,00
-5,00
-4,00
-3,00
-2,00
-1,00
0,00
3,25 3,3 3,35 3,4 3,45 3,5 3,55
ln
 k
'
T-1 / 10-3 K-1
 
 
 
Através do gráfico, e pelo ajuste, vemos que ele se comporta linearmente. 
Através da linearização obtemos os valores de A e B, sendo eles 15,378 e -6,4591 
respectivamente. Temos então que ln A = 15,378 e -Ea/R = -6,4591x103. 
 Logo a Ea = 8,314 x 6,4591 x 103 = 53,70 kJ/mol. 
e ln A= 15,378 A = e 15,378 = 4,77x106 s-1 
 Ea = energia de ativação por mol = 53,70 KJ/mol 
 
 
 A = fator de frequência = 4,77 x 106 s-1 
 
 
Para determinar a fração de íons persulfato que reage no intervalo de tempo 
cronometrado usamos a seguinte reação: 
 
 S2O82- (aq) + 2S2O32- (aq) → 2SO42-(aq) + S4O62-(aq) 
 
Sabendo que 1 mol de persulfato reage com 2 mol de tiossulfato, e usando os 
valores obtidos na tabela 1, podemos calcular: 
 
 𝐧𝟎(𝐒𝟐𝐎𝟖𝟐−) 
𝒏( 𝐒𝟐𝐎𝟖𝟐− )
= 
𝒏𝟎( 𝐒𝟐𝐎𝟖𝟐−)
𝑛0( 𝐒𝟐𝐎𝟖𝟐 − ) − 
𝒏𝟎( 𝐒𝟐𝐎𝟖𝟐− )
𝟐⁄
 
 
 𝐧𝟎(𝐒𝟐𝐎𝟖𝟐−) 
𝒏( 𝐒𝟐𝐎𝟖𝟐− )
= 
𝟐𝑬 − 𝟒
(𝟐𝑬 − 𝟒) − 
(𝟏𝑬 − 𝟒)
𝟐⁄
= 𝟏, 𝟑𝟑𝟑𝟑𝟑 
Podemos concluir que houve um consumo de um pouco mais da metade da 
quantidade dos íons persulfato no intervalo de tempo cronometrado. 
 
 
CONCLUSÃO 
 
Pode-se perceber através da construção do gráfico e de acordo com os dados 
obtidos que a relação da constante k’ com a temperatura é direta e linear, logo o 
aumento ou diminuição da mesma causa alteração na constante. Quanto maior a 
constante e quanto maior for a temperatura, maior será o número de colisões efetivas. 
Em relação aos dados experimentais, é possível verificar que o método empregado é 
válido e possibilita 
o estudo e determinação dos parâmetros de Arrhenius, fornecendo valores coerentes e 
satisfatórios, R2= 0,9963, mostrando assim um bom ajuste de linearização. Erros 
experimentais podem estar relacionados com a medição da temperatura pelo 
termômetro e no uso do cronometro, que são erros humanos cabíveis à praticas 
experimentais. 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
➢ Atkins, P. W. e de Paula, J, Físico-Química, vol.1, 7ª. Edição,LTC – Livros Técnicos 
e Científicos Editora S.A., Rio de Janeiro, 2003; 
➢ Roteiro de Aulas Práticas de Cinética Química. UFMG 2020.