Ativação da reação química, aplicando a equação de Arrhenius

Disciplina: Química Geral 2 Experimental

Docentes: Kellen Cristina M.Borges

EXPERIMENTO: 08

“CINÉTICA QUÍMICA”

Equipe

Matrícula Nome do aluno(a)

131412 Fernanda Macedo Rodrigues

132789 Gisele Apolinário Mendes

132804 Priscilla Ferreira Duarte

122814 Vanelle Nayara Vaz de Oliveira

09 de Janeiro de 2014

Catalão – GO

1. Introdução

A cinética química nos permite estudar as velocidades das reações químicas em nível macroscópico e em nível atómico. Em nível atómico, a cinética química compreende a natureza e os mecanismos das reações químicas, já em nível macroscópico as mesmas nos permitem a modelagem de sistemas complexos. Portanto, a velocidade das reações químicas pode ser descritas por expressões simples que nos permitem dizer a composição de uma mistura de reação a qualquer instante e nos sugerem as etapas pelas quais as mesmas ocorrem. [1]

No final do século XIX, o químico sueco Svante Arrhenius observou que quase todas as velocidades apresentam semelhanças em suas dependências de temperaturas. Ele notou que um gráfico de lnK, onde K é a constante de velocidade para a reação, em função de 1/T, onde T é a temperatura em relação à qual K é medido, resulta em uma reta com um coeficiente angular que é característico da reação. A constante de velocidade varia com a temperatura de acordo com:

lnK = interseção + coeficiente angular x 1/T,

ou como K = Ae-Ea/RT essa expressão é também conhecida como a equação de Arrhenius.

Assim, uma elevada energia de ativação corresponde a uma velocidade de reação que é muito sensível a temperatura. De modo inverso, uma pequena energia de ativação indica uma velocidade de reação que varia apenas com a temperatura. [2]

Enfim, uma vez conhecida a energia de ativação de uma reação a questão de se prever o valor de K, na temperatura T,, a partir de seu valor de K, numa outra temperatura T se torna um cálculo simples.

2. Objetivo

Designar a energia de ativação de uma reação química aplicando a equação de Arrhenius.

3. Parte Experimental

3.1 Materiais e Reagentes

MATERIAL REAGENTE

Béquer de 600 mL Solução de ácido sulfúrico (H2SO4 0,05 mol/L)

Tubos de ensaio Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3 0,05 mol/L)

Cronômetro Água destilada

Termômetro

Pipeta graduada 5 mL

3.1 Procedimento Experimental

Numerou-se quatro tubos de ensaio, limpos e secos, como: 1, 2, 3 e 4. Transferiu-se 4 mL da solução de ácido sulfúrico (H2SO4 0,05 mol/L), para cada um dos tubos. Posteriormente enumerou-se outros quatro tubos de ensaio, limpos e secos, como: 1ª , 2ª, 3ª e 4ª e transferiu-se 4 mL da solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3 0,05 mol/L).

Colocou-se água destilada em um béquer de 600 mL até a metade, com o auxilio de um termômetro, mediu-se a temperatura da água destilada e anotou-se. Em seguida, introduziu-se os tubos 1 e 1ª, no béquer. Esperou-se dois minutos para que as temperaturas das soluções contidas nos tubos igualem-se à temperatura da água destilada.

Adicionou-se o conteúdo do tubo 1 ao 1ª , mantendo-se este sempre imerso na água, e acionou-se imediatamente o cronômetro. Observou-se o tubo 1ª até que ocorreu-se uma turvação e, então parou-se o cronômetro e anotou os dados da temperatura e tempo da reação.

Aqueceu-se a água contida no béquer em 10º C, ou seja, aproximadamente 35º C em banho-maria. Colocou-se os tubos 2 e 2ª e repetiu-se o mesmo procedimento.

Em seguida, aqueceu-se a água contida no béquer em mais 10º C, sendo-se aproximadamente 45º C e colocou-se os tubos 3 e 3ª repetindo-se o mesmo procedimento.

Por ultimo, aqueceu-se a água contida no béquer em mais 10º C, isto é, aproximadamente 55º C e colocou-se os tubos 4 e 4ª repedindo-se o mesmo procedimento.

4. Resultados e Discussões

Ao realizar-se o experimento, transferindo-se os tubos de ensaio