Reação de 1°ordem e Lei de Arrhenius

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ 
CENTRO DE TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA 
 
Laboratório de Engenharia Química III 
 
 
Reação de 1ª Ordem e 
Lei de Arrhenius 
 
 
Acadêmicos: 
Gabriela Boisa Garcia RA: 100680 
Larissa Yukie Pianho RA: 98776 
Leticia Pinto de Toledo RA: 100693 
Leticia Ayumi Okuno RA: 94216 
 
Professora: Dra. Gisella M. Zanin 
 
 
MARINGÁ, OUTUBRO DE 2020. 
 RESUMO 
 A prática realizada no Laboratório de Engenharia Química III tem por 
objetivo verificar a cinética de primeira ordem da reação de descoloração da 
violeta genciana em meio básico, e determinar os parâmetros cinéticos da 
reação: constante de velocidade (k), fator de frequência (A) e energia de ativação 
(E). Utilizou-se os dados obtidos na prática da curva de calibração de violeta 
genciana para obter as concentrações a partir da absorbância, e então aplicada 
uma equação de reação de pseudo-primeira ordem. Calculou-se os valores de 
concentração para fazer gráficos de concentração versus tempo em cada 
temperatura estudada. Plotou-se o gráfico de ln k por 1/T para observar o efeito 
da temperatura sobre a constante de velocidade da reação. A partir disso, 
obteve-se 𝐴 = 6,78. 108𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙, 𝐸 = 62,97 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 e a expressão de Arrhenius 
ln 𝑘 = 20,335 − 7577
1
𝑇
. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
O trabalho de Graduação “Reação de 1ªa ordem- Módulo do Lab 3” tem 
como objetivo a verificação da cinética de primeira ordem e obtenção dos 
parâmetros cinéticos: a constante de velocidade (k), o fator de frequência (Ko) e 
a energia de ativação (Ea) para a reação de descoloração do cristal violeta em 
meio básico. 
A reação com cristal violeta foi escolhida em face do baixo preço dos 
reagentes, e da facilidade para controle da reação, proporcionada pelo corante 
violeta genciana. 
Durante a reação foram colhidas amostras, e analisadas em 
espectrofotômetro a um comprimento de onda de 595nm, a fim de se obter a 
conversão em função do tempo, através das medidas de absorbância. 
Com os dados da conversão em função do tempo efetuou-se o estudo 
sobre a influência da temperatura sobre a constante de velocidade da reação, e 
o ajuste dos dados à equação de Arrhenius, obtendo os parâmetros cinéticos 
energia de ativação e fator de frequência. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
2.1 Conceito de velocidade de reação 
Cinética química é o estudo da velocidade das reações, de como a 
velocidade varia em função das diferentes condições e quais os mecanismos de 
desenvolvimento de uma reação. 
Velocidade de uma reação química é o aumento na concentração molar 
do produto por unidade de tempo ou o decréscimo na concentração molar do 
reagente na unidade de tempo. 
 Constante da velocidade, k, é uma constante de proporcionalidade que 
relaciona velocidade e concentração. Tem valor constante a uma temperatura e 
varia com a temperatura. 
Fatores que afetam a velocidade de uma reação química: 
● Concentração dos reagentes. Geralmente quanto mais 
concentrado mais rápido é a velocidade. Existem exceções a esta 
regra; 
● Temperatura. Normalmente a velocidade das reações aumenta 
com o aumento da temperatura. Um aumento de 10°C chega a 
dobrar a velocidade de uma reação; 
● Estado físico dos reagentes. Normalmente a velocidade segue esta 
ordem: gases > soluções > líquidos puros > sólidos. Devido ao 
aumento da superfície específica; 
● Presença (concentração e forma física) de um catalisador ou 
inibidor. Catalisador acelera e inibidor diminui a velocidade de uma 
reação química; 
● Luz. A presença de luz de certo comprimento de onda também 
pode acelerar certas reações químicas. 
● A extensão (progresso ou desenvolvimento) de uma reação 
química é medida através da quantidade da substância que reagiu. 
A velocidade (taxa) de uma reação química é uma derivada da 
extensão da reação com relação ao tempo. 
Para reações homogêneas a extensão é medida em termos de 
concentração (c) ou pressão parcial (p), enquanto a velocidade é medida como 
uma derivada ou velocidade instantânea, dc/dt ou dp/dt. 
A velocidade de uma reação química depende das condições nas quais a 
reação está ocorrendo, tais como a temperatura, pressão, e as concentrações 
ou pressão parcial de algumas substâncias presentes. 
É importante conhecer tanto a extensão como a velocidade de uma 
reação química ao mesmo tempo, porque a velocidade observada de uma 
reação depende normalmente das concentrações ou pressão parcial de alguns 
se não todos os reagentes e, na maioria das reações, as concentrações ou 
pressões parciais de todos os reagentes diminui gradativamente à medida que 
a reação se desenvolve. 
A velocidade de uma reação na qual é conhecida a estequiometria, pode 
ser avaliada pela medida da velocidade de aparecimento de algum produto ou a 
velocidade de desaparecimento de algum reagente. O aparecimento é indicado 
normalmente como uma velocidade positiva, com um sinal positivo, e o 
desaparecimento como uma velocidade negativa, com um sinal negativo. 
Uma vez que a velocidade de uma reação depende frequentemente da 
concentração ou pressão parcial de um reagente, porém não de um produto, 
velocidades de reação são normalmente escritas em termos de velocidade de 
consumo de reagentes. 
2.2 A Ordem de reação 
Ordem de uma reação química é igual ao valor do expoente ao qual os 
reagentes estão elevados e expressos na equação da lei da velocidade. 
Lei de velocidade de uma reação química é uma equação que relaciona 
a velocidade de uma reação com a concentração dos reagentes elevadas a uma 
potência. 
Para uma reação química geral: 
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 
A seguinte lei da velocidade é obtida: 
−𝑟𝐴 = 𝑘𝐶𝐴
𝑎𝐶𝐵
𝑏 
Onde a e b são os expoentes dos reagentes e são determinados 
experimentalmente. Os valores de a e b são as ordens da reação química, 
portanto esta reação é de ordem a em relação ao reagente A e de ordem b em 
relação ao reagente B, e de ordem (a + b) para a reação total. 
A constante de proporcionalidade k é chamada de constante de 
velocidade da reação. Tanto a ordem de uma reação química como a constante 
de velocidade devem ser determinadas experimentalmente. 
Com exceção para a lei de velocidade de zero ordem, na qual a 
velocidade é independente da concentração, a velocidade de uma reação 
química varia à medida que a reação se desenvolve porque as concentrações 
dos reagentes e produtos variam assim que a reação se desenvolve. 
2.3 Reações de primeira ordem 
Reações de primeira ordem são aquelas nas quais a velocidade da reação 
química é proporcional à concentração de um reagente. A lei da velocidade de 
primeira ordem é uma das formas mais comuns da lei da velocidade. 
Para uma reação geral: 
𝐴 → 𝐵 
A lei da velocidade de primeira ordem, num reator batelada isotérmico a 
volume constante é escrita pela equação: 
−
𝑑𝐶𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘𝐶𝐴 
Esta lei de velocidade pode ser rearranjada para: 
𝑑𝐶𝐴
𝐶𝐴
= −𝑘 𝑑𝑡 
A qual por integração de ambos os lados fornece: 
𝑙𝑛 𝑙𝑛 𝐶𝐴 = −𝑘𝑡 + 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 
Uma vez que a concentração original [A]0 estava presente no início da 
reação onde t = 0, então a constante de integração = ln[A]0. A lei da velocidade 
integrada para a reação de primeira ordem será então: 
𝑙𝑛 𝑙𝑛 𝐶𝐴 = −𝑘𝑡 +𝑙𝑛 𝑙𝑛 𝐶𝐴0 
Ou: 
𝑙𝑛 𝑙𝑛 
𝐶𝐴
𝐶𝐴0
 = −𝑘𝑡 (1) 
A fração convertida XA de um dado reagente A é definida como a fração 
de reagente convertida em produto: 
𝑋𝐴 =
(𝑁𝐴−𝑁𝐴0)
𝑁𝐴0
 (2) 
Onde: 
NA0 = Número de moles de A no início (t = 0). 
NA = Número de moles de A no tempo t. 
Então, como: 
𝐶𝐴 =
𝑁𝐴
𝑉
=
𝑁𝐴0(1−𝑋𝐴)
𝑉
= 𝐶𝐴0(1 − 𝑋𝐴) (3) 
Substituindo a Eq. (3) na Eq. (1) tem-se: 
𝑙𝑛 𝑙𝑛 (1 − 𝑋𝐴) = −𝑘𝑡 (4) 
Uma outra forma de expressar a função convertida é emtermos de 
absorbância (A), se esta depender linearmente da concentração. 
𝑋𝐴 =
(𝐴0 − 𝐴𝑡)
𝐴0
 
Onde: 
A0 = absorbância inicial no tempo t=0. 
At = absorbância no tempo t. 
Assim: 
𝐴𝑡
𝐴0
= (1 − 𝑋𝐴) 
Então: 
𝑙𝑛 𝑙𝑛 (
𝐴𝑡
𝐴0
) = −𝑘𝑡 (5) 
2.4 Reações de pseudoprimeira ordem 
𝐴 + 𝐵 → 𝐶 
Se a concentração inicial de A é muito maior que a concentração inicial 
de B, a concentração de A mudará muito pouco durante a reação. 
A concentração de A em excesso pode ser considerada constante. Assim 
a velocidade da reação passa a ser dependente apenas de B. 
𝑟 = −
𝑑𝐶𝐵
𝑑𝑡
= 𝑘′𝐶𝐵 (6) 
Onde: 
𝑘′ = 𝑘𝐶𝐴 
Rearranjando: 
−
𝑑𝐶𝐵
𝐶𝐵
= 𝑘′𝑑𝑡 (7) 
Integrando-se a Eq. (7): 
𝑙𝑛 𝑙𝑛 𝐶𝐵 = 𝑘
′𝑡 + 𝑐𝑡𝑒 (8) 
A constante de integração pode ser avaliada com uma condição de 
contorno. Em t = 0 a concentração de B é C0. 
Portanto: 
𝑐𝑡𝑒 =𝑙𝑛 𝑙𝑛 𝐶𝐵0 (9) 
Assim: 
𝑙𝑛 𝑙𝑛 𝐶𝐵 =𝑙𝑛 𝑙𝑛 𝐶𝐵0 − 𝑘
′𝑡 (10) 
Ou: 
𝐶𝐵 = 𝐶𝐵0 − 𝑘𝑡 (11) 
A Lei de Arrhenius sugere que a dependência com a temperatura da 
velocidade de reação específica, kA, possa ser correlacionada por uma equação 
do tipo: 
𝑘𝐴(𝑡) = 𝐴 ∙ 𝑒
−
𝐸
𝑅𝑇 
Sabendo que: 
A = fator pré-exponencial ou fator de frequência 
E = energia de ativação, J/mol ou cal/mol 
R = constante dos gases = 8,314 J/mol.K = 1,987 cal/mol.K 
T = temperatura absoluta, K 
A equação de Arrhenius tem sido verificada empiricamente, fornecendo o 
comportamento com a temperatura para a maioria das constantes de velocidade 
de reação, dentro da precisão experimental, para grandes intervalos de 
temperatura. 
A energia de ativação E tem sido interpretada como a energia mínima que 
as moléculas reagentes devem possuir antes que a reação possa ocorrer. Da 
teoria cinética dos gases, o fator 𝑒−
𝐸
𝑅𝑇 fornece a fração das colisões entres as 
moléculas que juntas possuem esta energia mínima E. Alguns sugerem que E 
nada mais é do que um parâmetro empírico correlacionando a velocidade de 
reação específica com a temperatura. A interpretação de Tolman para a energia 
de ativação é que ela é a diferença entre a energia média daquelas moléculas 
que de fato reagem e a energia média de todas as moléculas reagentes. 
Entretanto, a postulação da equação de Arrhenius mantém o passo simples mais 
representativo dado na cinética química e retém sua utilidade até os dias de hoje, 
quase um século mais tarde. 
A energia de ativação é determinada experimentalmente realizando a 
reação em várias temperaturas diferentes, calculando-se a partir da equação: 
𝑙𝑛 𝑙𝑛 𝑘𝐴 =𝑙𝑛 𝑙𝑛 𝐴 −
𝐸
𝑅
(
1
𝑇
) 
Um gráfico de 𝑙𝑛 𝑙𝑛 𝑘𝐴 em função de 1/T deveria produzir uma linha reta 
cuja inclinação é proporcional à energia de ativação. 
 
3. MATERIAIS E MÉTODOS 
3.1 Materiais 
Para esta prática, foi utilizado os seguintes materiais: 
• Solução estoque de violeta genciana (3,525 x 10-5) 
• Solução de hidróxido de sódio (4,0 x 10-2) 
• Banho Termostatos nas temperaturas 30ºC, 35ºC, 40ºC e 45ºC 
• Cronômetro 
• Reator batelada 
• Espectrofotômetro 
• Pipetas volumétricas 
• Béqueres 
• Erlenmeyer de 250 mL 
• Provetas de 250 mL 
• Tubos de Ensaio 
• Gelo 
 
3.2 Metodologia 
Antes de iniciar o experimento, colocou-se os tubos de ensaio em um 
banho de gelo dentro de um erlenmeyer. 
Para realizar este experimento primeiramente foi regulado o banho na 
temperatura de 30ºC. Em seguida, com o auxílio de uma proveta, mediu-se 150 
mL da solução de Violeta Genciana, e em outra proveta, mediu-se a mesma 
quantidade da solução de Hidróxido de Sódio. 
Adicionou-se a solução de Hidróxido de Sódio diretamente no reator. Com 
o reator tampado, ligou-se a agitação. 
Adicionou-se a solução de Violeta Genciana no erlenmeyer, e colocou-a 
no banho. Periodicamente agitou a solução para que a temperatura ficasse 
homogênea em toda a solução. Com auxílio do termômetro, acompanhou-se a 
temperatura até que ela atingisse 30ºC. 
Quando a temperatura da solução de Violeta Genciana atingiu os 30º 
graus, tirou-a do banho, adicionou-a no reator e acionou o cronômetro. Em 
seguida, com auxílio da pipeta, retirou-se 4 mL da primeira amostra, referente ao 
tempo zero, e colocou essa amostra em um dos tubos de ensaio, que estava no 
banho de gelo. Agitou-se a amostra e em seguida colocou-a na cubeta e no 
espectrofotômetro para fazer a leitura. 
Anotou-se o primeiro valor que apareceu no espectrofotômetro. Tomou-
se o cuidado de anotar o primeiro valor que apareceu, pois a reação continua 
ocorrendo dentro da cubeta. 
Feito isso, trocou-se a ponteira da pipeta repetiu-se os passos acima a 
cada 60 segundos até que se atingiu um tempo total de 540 segundos. 
Depois de retirada as amostras, desconectou-se o reator, lavou-o com 
água destilada, ajustou-se o banho para a próxima temperatura e iniciou-se o 
processo novamente. 
Repetiu-se os passos acimas para cada banho de temperatura, e em cada 
um, o tempo de retirada entre uma amostra e outra variou, pois a medida que a 
temperatura aumenta, a velocidade da reação também aumenta. 
Em resumo, na temperatura de 30ºC as amostras foram retiradas a cada 
60 segundos até que atingiu-se 540 segundos. Na temperatura de 35ºC as 
amostras foram retiradas a cada 40 segundos até que atingiu-se 360 segundos. 
Na temperatura de 40ºC as amostras foram retiradas a cada 30 segundos até 
que atingiu-se 240 segundos. E, por fim, na temperatura de 45ºC as amostras 
foram retiradas a cada 15 segundos até que atingiu-se 165 segundos. 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
Para cada temperatura, foi realizada a leitura da absorbância em 
intervalos de tempo pré-determinados. A temperaturas maiores, velocidade de 
reação também é maior, o que torna necessário um intervalo de tempo de 
retirada da amostra menor para que se possa observar melhor a reação 
acontecendo. 
Para encontrar a concentração da solução a partir da absorbância, é 
utilizada a curva de calibração para a solução de cristal violeta obtida no relatório 
anterior foi: 
𝐴 = 55860 ∗ 𝐶 − 0,013 
 
Assim, para calcular a concentração da solução é feito o seguinte cálculo: 
 
𝐶 = 
𝐴 + 0,013
55860
 
 
Para uma reação de pseudo-primeira ordem é dada a equação: 
ln 𝐶 = −𝑘′. 𝑡 + 𝑙𝑛𝐶0 
Onde 
𝑘 =
𝑘′
𝐶𝑂𝐻
 
Com COH sendo a concentração do reagente colocado em excesso, nesse 
caso o hidróxido de sódio a uma concentração de 4.10-2 mol/L, k’ a constante de 
velocidade da pseudo-primeira ordem e k a constate de velocidade da reação. 
As tabelas abaixo apresentam o conjunto de dados obtidos no 
experimento. A partir desses dados, foram feitos os gráficos das concentrações 
em função do tempo afim de observar até qual concentração a reta apresentava 
um comportamento linear. Isso é necessário pois, a partir de determinado tempo, 
a velocidade de reação permanece praticamente constante. Após isso, foi 
plotado um gráfico do logaritmo da concentração pelo tempo, utilizando apenas 
as concentrações nas quais se observou um comportamento linear no gráfico 
anterior. A partir do gráfico do ln C, foi obtida a equação da velocidade de reação 
da pseudo-primeira ordem. 
Tabela 1 – Dados experimentais para a temperatura a 30°C 
tempo (s) ABS C (mol/L) ln C 
0 0,850 1,54493E-05 -11,0779 
60 0,610 1,11529E-05 -11,4038 
120 0,470 8,64662E-06 -11,6583 
180 0,361 6,69531E-06 -11,9141 
240 0,254 4,77981E-06 -12,2511 
300 0,176 3,38346E-06 -12,5966 
360 0,124 2,45256E-06 -12,9184 
420 0,097 1,96921E-06 -13,1379 
480 0,062 1,34264E-06 -13,5209 
540 0,038 9,12997E-07 -13,9065 
 
 
 
Figura 1 – Perfil de concentração em função do tempo para o ensaio a 30°C. 
 
 
0
0,000002
0,000004
0,000006
0,000008
0,00001
0,000012
0,000014
0,000016
0,000018
0 100 200 300 400 500 600
C
 (
m
o
l/
L)
t(s)
30 °C
 
Figura 2 - ln C em função do tempo para o ensaio a 30°C. 
 
Para o ensaio a 30°C, foram utilizadas apenas os dados do tempot = 0 
até 360s. A equação obtida foi: 
ln 𝐶 = −0,0051. 𝑡 − 11,064 
Assim, para a temperatura de 30°C, a constante de velocidade é: 
𝑘′ = 0,0051 𝑚𝑖𝑛−1 
 
Tabela 2 – Dados experimentais para a temperatura a 35°C 
tempo (s) ABS C (mol/L) ln C 
0 0,889 1,61475E-05 -11,0337 
40 0,682 1,24418E-05 -11,2944 
80 0,521 9,55961E-06 -11,5580 
120 0,384 7,10705E-06 -11,8544 
160 0,274 5,13784E-06 -12,1789 
200 0,184 3,52667E-06 -12,5552 
240 0,157 3,04332E-06 -12,7026 
280 0,090 1,8439E-06 -13,2036 
320 0,069 1,46796E-06 -13,4316 
360 0,050 1,12782E-06 -13,6952 
 
y = -0,0051x - 11,064
R² = 0,9971
-13,5
-13
-12,5
-12
-11,5
-11
-10,5
0 50 100 150 200 250 300 350 400
ln
 C
t(s)
30 °C
 
Figura 3 – Perfil de concentração em função do tempo para o ensaio a 35°C. 
 
 
 
Figura 4 - ln C em função do tempo para o ensaio a 35°C. 
 
Para o ensaio a 35°C, foram utilizadas apenas os dados do tempo t = 0 
até 200 s. A equação obtida foi: 
ln 𝐶 = −0,0075. 𝑡 − 10,992 
Assim, para a temperatura de 35°C, a constante de velocidade é: 
𝑘′ = 0,0075 𝑚𝑖𝑛−1 
0
0,000002
0,000004
0,000006
0,000008
0,00001
0,000012
0,000014
0,000016
0,000018
0 50 100 150 200 250 300 350 400
C
 (
m
o
l/
L)
t(s)
35 °C
y = -0,0075x - 10,992
R² = 0,9948
-12,8000
-12,6000
-12,4000
-12,2000
-12,0000
-11,8000
-11,6000
-11,4000
-11,2000
-11,0000
-10,8000
0 50 100 150 200 250
ln
 C
t(s)
35 °C
Tabela 4 – Dados experimentais para a temperatura a 40°C. 
tempo (s) ABS C (mol/L) ln C 
0 0,820 1,49123E-05 -11,1133 
30 0,592 1,08306E-05 -11,4331 
60 0,436 8,03795E-06 -11,7313 
90 0,312 5,81812E-06 -12,0545 
120 0,203 3,86681E-06 -12,4631 
150 0,142 2,77479E-06 -12,7949 
180 0,090 1,8439E-06 -13,2036 
210 0,064 1,37845E-06 -13,4946 
240 0,042 9,84604E-07 -13,8310 
 
 
Figura 5 – Perfil de concentração em função do tempo para o ensaio a 40°C. 
 
 
0
0,000002
0,000004
0,000006
0,000008
0,00001
0,000012
0,000014
0,000016
0 50 100 150 200 250 300
C
 (
m
o
l/
L)
t(s)
40 °C
 
Figura 6 - ln C em função do tempo para o ensaio a 40°C. 
Para o ensaio a 40°C, foram utilizadas apenas os dados do tempo t = 0 
até 150 s. A equação obtida foi: 
ln 𝐶 = −0,0113. 𝑡 − 11,087 
Assim, para a temperatura de 35°C, a constante de velocidade é: 
𝑘′ = 0,0113 𝑚𝑖𝑛−1 
 
Tabela 4 – Dados experimentais para a temperatura a 45°C. 
tempo (s) ABS C (mol/L) ln C 
0 0,860 1,56284E-05 -11,0664 
15 0,674 1,22986E-05 -11,3060 
30 0,531 9,73863E-06 -11,5394 
45 0,416 7,67991E-06 -11,7769 
60 0,322 5,99714E-06 -12,0242 
75 0,241 4,54708E-06 -12,3010 
90 0,184 3,52667E-06 -12,5552 
105 0,153 2,97172E-06 -12,7264 
120 0,111 2,21984E-06 -13,0181 
135 0,085 1,75439E-06 -13,2534 
150 0,060 1,30684E-06 -13,5479 
165 0,045 1,03831E-06 -13,7779 
 
y = -0,0113x - 11,087
R² = 0,9976
-13,0000
-12,8000
-12,6000
-12,4000
-12,2000
-12,0000
-11,8000
-11,6000
-11,4000
-11,2000
-11,0000
0 20 40 60 80 100 120 140 160
ln
 C
t(s)
40 °C
 
Figura 7 – Perfil de concentração em função do tempo para o ensaio a 45°C. 
 
 
 
Figura 8 - ln C em função do tempo para o ensaio a 45°C. 
 
Para o ensaio a 45°C, foram utilizadas apenas os dados do tempo t = 0 
até 90 s. A equação obtida foi: 
ln 𝐶 = −0,0165. 𝑡 − 11,052 
Assim, para a temperatura de 35°C, a constante de velocidade é: 
𝑘′ = 0,0165 𝑚𝑖𝑛−1 
0
0,000002
0,000004
0,000006
0,000008
0,00001
0,000012
0,000014
0,000016
0,000018
0 20 40 60 80 100 120 140 160 180
C
 (
m
o
l/
L)
t(s)
45 °C
y = -0,0165x - 11,052
R² = 0,9992
-12,8000
-12,6000
-12,4000
-12,2000
-12,0000
-11,8000
-11,6000
-11,4000
-11,2000
-11,0000
-10,8000
0 20 40 60 80 100
ln
 C
t(s)
45 °C
 
Com as constantes de velocidade das reações de pseudo-primeira ordem 
de cada temperatura, foi possível calcular a constante de velocidade da reação 
através do cálculo: 
𝑘 =
𝑘′
4. 10−2
 
 
 
Para calcular a energia de ativação da reação, utiliza-se a equação de 
Arrhenius: 
𝑘 = 𝐴. 𝑒−𝐸𝑎/𝑅𝑇 
 
Onde A é o fator de frequência, Ea é a energia de ativação, R é a constante 
dos gases ideias, 8,311434 J/mol.K, e T a temperatura absoluta. 
Aplicando o logaritmo na equação: 
ln 𝑘 = ln 𝐴 −
𝐸𝑎
𝑅𝑇
 
 
Os dados foram ajustados para a equação de Arrhenius e estão 
apresentados na tabela abaixo. 
 
Tabela 5 –Dados ajustados à equação de Arrhenius. 
k' (min-1) k (min-1) ln k T (K) 1/T (K-1) 
0,0051 0,009421 -4,6648 303 0,0033 
0,0075 0,013854 -4,2791 308 0,0032 
0,0113 0,020874 -3,8692 313 0,0032 
0,0165 0,03048 -3,4907 318 0,0031 
 
Com os dados apresentados na Tabela 5, foi plotado o gráfico de ln k por 
1/T. A partir do gráfico, é possível observar o efeito da temperatura sobre a 
constante de velocidade da reação. 
 
Figura 9 - Efeito da temperatura sobre a constante de velocidade da reação. 
 
A equação da reta é: 
 
ln 𝑘 = 20,335 − 7577
1
𝑇
 
Assim, o fator de frequência é: 
ln 𝐴 = 20,335 
𝐴 = 6,78. 108𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
E a energia de ativação é: 
−
𝐸
𝑅
= −7577 
𝐸 = 62,97 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
Marcato, Bueno e Cardoso (1984) encontram para a energia de ativação 
e o fator de frequência os valores de 50 kJ/mol e 1,215.108 L/mol.s, 
respectivamente. A energia de ativação calculada apresento um erro baixo, 25%, 
quando comparado com o erro do fator de frequência. 
Os desvios podem ser atribuídos a diversos fatores, como falta de 
destreza no momento de retirar a amostra do reator e demora na leitura da 
absorbância, o que provoca uma diminuição na temperatura. Além disso, como 
o valor da absorbância varia a todo momento, pode ter sido feita a leitura errada. 
Ademais, a curva de calibração de violeta genciana utilizada pode não ter sido 
corretamente calculada e pode ter ocorrido a propagação de erros nos cálculos. 
y = -7577x + 20,335
R² = 0,9997
-5,0000
-4,5000
-4,0000
-3,5000
-3,0000
-2,5000
-2,0000
-1,5000
-1,0000
-0,5000
0,0000
0,0031 0,00315 0,0032 0,00325 0,0033 0,00335
ln
 k
1/T (min^-1)
Outra possível fonte de erros são as cubetas, que eram de plástico e estavam 
gastas, o que interfere na leitura da absorbância. 
 
 
5. Conclusão 
Através do experimento, foi possível observar a influência da temperatura 
na velocidade de reação. As constantes de velocidade para as reações à 30, 35, 
40 e 45 °C foram, respectivamente, 0,009421, 0,013854, 0,020874 e 0,03048 
min-1. Assim, quanto maior era a temperatura, maior era a taxa de decomposição 
da solução de violeta genciana. 
Além disso, a expressão de Arrhenius obtida foi: 
 
ln 𝑘 = 20,335 − 7577
1
𝑇
 
Com a energia de ativação igual a 62,97 kJ/mol e o fator de frequência 
6,78.108 L/mol.s.