A ENERGIA DE ATIVAÇÃO

UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE – UFRN

            CENTRO DE CIÊNCIA EXATAS DA TERRA – CCET

                            INSTITUTO DE QUÍMICA – IQ

ENERGIA DE ATIVAÇÃO

Natal/RN

2018[pic 2]

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE – UFRN

CENTRO DE CIÊNCIA EXATAS DA TERRA – CCET

INSTITUTO DE QUÍMICA – IQ

ENERGIA DE ATIVAÇÃO

Relatório técnico apresentado como requisito parcial para obtenção de nota na disciplina de Físico-Química Experimental no Curso Química Licenciatura, da Universidade Federal do Rio Grande do Norte, campus Natal.

   

Natal/RN

2018

1. INTRODUÇÃO

Dentro da cinética química a determinação de parâmetros como a constante cinética (k), energia de ativação (Ea) e o fator pré-exponencial (A) é fundamental para entender os moldes reacionais envolvidos em uma reação química. Em 1889 o físico-químico sueco Svante Arrhenius (1859 - 1927) no âmbito de seus estudos cinéticos propôs uma equação capaz de relacionar a constante cinética com a energia de necessária para elevar os reagentes ao um estado intermediário aos produtos (Equação 1), hoje essa energia e denomina de energia de ativação (CHANG e GOLDSBY; 2013). Outro ponto observado por Arrhenius em sues estudos é que a constante cinética, assim como a energia de ativação sobre influência da temperatura, como podemos observar pela equação de Arrhenius (Equação 2) descrita abaixo:

Equação 1 –  R  →  I*  →  P

Equação 2 – [pic 3]

onde, k é constante cinética, A é o fator pré-exponencial, Ea energia de ativação, R a constante dos gases e T a temperatura absoluta (ATKINS e PAULA; 2013). O fator pré-exponencial de Arrhenius está ligado diretamente à probabilidade de uma colisão ocorrer em uma orientação favorável à reação ou, mais especificamente, está ligado à diferença de entropia do sistema, ou seja, a diferença entre o Complexo ativado (estado de transição) e os reagentes, enquanto que a energia de ativação pode ser definida como a energia necessária para a reação ocorrer ou, o gasto energético necessário para que ocorra a formação dos intermediários aos produtos (Figura 1).

Figura 1.  Gráfico energético para uma reação genérica

[pic 4][pic 5][pic 6][pic 7][pic 8]

Fonte: Google Imagens

A determinação dos parâmetros de Arrhenius assim como a constante de velocidade da reação, pode-se determinar aplicando a função de logaritmo natural da constante de velocidade versus o inverso da temperatura (Equação 3), graficamente o valor do coeficiente angular corresponde a energia de ativação e o coeficiente linear o fator pré-exponencial (ATKINS e PAULA; 2013).

Equação 3 – [pic 9]

Usando-se um grande excesso do reagente B, a reação torna-se de pseudo-primeira ordem em relação ao reagente A (Equação 4). Portanto, temos que o tempo necessário para que uma concentração x do reagente seja consumida é dada pela Equação 5,

Equação 4 – A + B → Produtos

              Equação 5 – [pic 10]

Tendo em vista que sempre partimos da mesma concentração inicial para os reagentes e consumimos sempre está mesma quantidade, logo podemos definir a constante de velocidade é proporcional ao inverso do tempo (k ∝ 1/t). Portanto, a expressão logarítmica de Arrhenius pode ser expressa pela Equação 6.

         Equação 6 –  [pic 11]

1. OBJETIVOS

Determinar a energia de ativação de uma reação de primeira ordem (pseudoprimeira ordem) a partir da variação da velocidade da reação com o aumento da temperatura do meio reacional.

1. MATERIAIS E MÉTODOS

O procedimento experimental adotado para a determinação da Viscosidade, é no Índice de refração de Líquidos foi o sugerido pela apostilha de Físico-Química Experimental fornecido pelo professor Tiago Pinheiro Braga, na qual é descrita a seguir.

1. MATERIAIS E REAGENTES  

Os materiais e reagentes utilizados neste procedimento experimental são descritos na Tabela 1, abaixo:

Tabela 1: Materiais, reagentes e equipamentos utilizados na determinação de Energia de ativação

MATERIAIS	REAGENTES E EQUIPAMENTOS
Banho termostático	Água (líquido referência)
Cronômetro	Solução de amido
Erlenmeyer	Solução 0,5 M de KI
Pipetas volumétricas de 10 e 20 mL	Solução 0,02 M de K2S2O8
Termômetro	Solução 0,01 M de Na2S2O3

Fonte: elaborado pelo autor

1. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Em um erlenmeyer de 125 mL, foi adicionado 20 mL de uma solução de KI 0,5 M, 10 mL de uma solução de Na2S2O3 0,01 M e 10 gotas de solução de amido, utilizado como indicador desta reação. Em outro frasco, foi adicionado 20 mL de solução de K2S2O8 0,02 M e em seguida, os dois recipientes foram postos no banho termostático a 10ºC, esperou-se que eles atingissem a temperatura esperada e então, o conteúdo deles foi misturado, ao mesmo tempo em que o cronômetro foi acionado. A mistura reacional foi mantida no banho termostático durante a reação e o cronômetro foi interrompido logo que surgiu uma coloração azul persistente. Esse procedimento foi repetido, variando a temperatura para os valores de 20°C, 30°C, 40°C e 50°C.