UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ

DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA

CAMPUS PONTA GROSSA

Elaine Rafaela Machado Benndorf Pereira Reis

INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES

PONTA GROSSA

2011

UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ

CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA

Elaine Rafaela Machado Benndorf Pereira Reis

INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES

Relatório, solicitado

pelo professor Rolf, como

requisito parcial à avaliação

das aulas práticas da

disciplina de Físico-

Química.

Ponta Grossa

2011

OBJETIVO

Confirmação sobre o aumento da velocidade quando a temperatura dos

reagentes é aumentada, enquanto as outras condições, como concentração e

pressão são mantidas constantes.

Realizar várias reações de tiossulfato de sódio com ácido sulfúrico, em

diferentes temperaturas, observar estas reações, marcar seus tempos de

duração e então compará-las entre si e também com a literatura consultada,

para poderem ser confirmadas.

INTRODUÇÃO

O estudo das velocidades das reações químicas é chamado de cinética

química. Ao estudar-se termodinâmica, leva-se em conta apenas os estados

inicial e final de um processo químico e ignora-se o que acontece entre eles.

Na cinética química, estudam-se as etapas intermediárias do processo, ou

seja, os detalhes das mudanças que os átomos e moléculas sofrem durante as

reações.

A velocidade das reações depende das concentrações das substâncias

envolvidas no processo, essa dependência é resumida de forma simples nas

expressões conhecidas como leis de velocidade. As leis de velocidade têm dois

usos principais. Em primeiro, elas permitem predizer as concentrações dos

reagentes e produtos de uma reação a qualquer instante, assim elas ajudam a

esclarecer como essas reações ocorrem em nível molecular.

A observação qualitativa é que muitas reações acontecem mais

rapidamente quando a temperatura aumenta. Um aumento de 10 ºC na

temperatura normal dobra, em geral, a velocidade de reação de espécies

orgânicas em solução.É por isso que cozinhamos os alimentos. O

aquecimento acelera os processos que levam à ruptura das membranas

celulares e à decomposição das proteínas. Refrigeramos os alimentos para

retardar as reações químicas naturais que levam à sua decomposição.

Um aumento na temperatura aumenta também a energia cinéticas das

moléculas, isso faz com que aumentem as colisões efetivas entre elas,

aumentando assim a velocidade da reação.

Uma relação direta entre temperatura e velocidade das reações dá-se

pela lei de velocidade de Van’t Hoff, onde o efeito da temperatura modifica o

k (constante) na fórmula:

Considerando a seguinte reação:

aA + bB + cC dD + eE + fF

V=k .[A ]a+[B]b+[C ]c

Onde v é a velocidade, k é a constante de velocidade (específica para cada

reação), e A, B e C são os reagentes, elevados a ordem da reação (a, b, c).

A constante de velocidade das reações pode ser obtida traçando uma

tangente das curvas de um gráfico que registre a concentração de uma reação

pelo tempo. E, como a constante da velocidade depende diretamente da

temperatura, em reações que se processam a uma mesma temperatura, a

mesma constante de velocidade se aplica a qualquer concentração inicial de

determinado reagente.

Ao final do século XIX, o químico sueco Svante Arrhenius descobriu que

o gráfico do logaritmo da constante de velocidade contra o inverso da

temperatura absoluta é uma linha reta.

ln k=intercepto+ inclinação x1T

O intercepto é aqui designado ln A e a inclinação é designada –Ea/R,

onde Ea é a energia de ativação das moléculas e R a constante dos gases.

Portanto, a equação de Arrhenius, uma equação empírica é:

ln k=lnA− EaRT

As duas constantes, A e Ea, são conhecidas como parâmetros de

Arrhenius da reação e são determinadas experimentalmente. A é chamado

fator pré-exponencial, e Ea é a energia de ativação, e ambos são

independentes da temperatura, mas dependem da reação que está sendo

estudada.

A energia de ativação,é a energia inicial necessária para que ocorra uma

reação.

Energia de ativação baixa

ln k

Energia de ativação alta

Quente Frio

1/temperatura

Ao analisar a forma da equação de Arrhenius, pode-se ver que quanto

maior for a energia de ativação (Ea), maior será a variação da constante de

velocidade com a temperatura. Reações que têm baixa energia de ativação -

ao redor de 10kJ.mol-1- (gráfico de Arrhenius não muito inclinado), têm

velocidades que crescem muito pouco com a temperatura. As reações que têm

energia de ativação alta –acima de 60kJ.mol-1-(gráfico de Arrhenius muito

inclinado), têm velocidades que dependem fortemente da temperatura.

Agora pode-se entender porque algumas reações espontâneas não

ocorrem. Elas têm energias de ativação muito altas.

A variação da constante de velocidade com a temperatura e sua

sensibilidade à energia de ativação, explica a dependência da constante de

velocidade com a temperatura. Se a reação direta é endotérmica, a energia de

ativação é maior na direção direta que na direção inversa. A energia de

ativação mais alta significa que a constante de velocidade da reação direta

depende mais fortemente da temperatura do que a constante de velocidade da

reação inversa. Portanto,quando a temperatura aumenta, a constante de

velocidade da reação direta aumenta mais do que a da reação inversa. Como

resultado, k aumenta e os produtos são mais favorecidos, exatamente como

predito pelo princípio de Le Chatelier.

MATERIAIS E REAGENTES:

ÁCIDO SULFÚRICO;

ÁGUA DESTILADA;

BALÃO DE FUNDO CHATO;

BÉQUERES;

BURETAS;

CRONÔMETRO;

SUPORTE UNIVERSAL;

TIOSSULFATO DE SÓDIO;

TERMÔMETRO;

TUBOS DE ENSAIO.

PROCEDIMENTO

Inicialmente foi preparada em um béquer uma solução de tiossulfato de

sódio (Na2S2O3) a 0,05 molar a partir de uma solução de tiossulfato 0,3 molar já

existente no laboratório. Foi também preparada em outro béquer, uma solução

a 0,05 molar de ácido sulfúrico (H2SO4) (detalhes do modo de preparação estão

contidos na parte do relatório referente às questões, especificamente na

terceira questão).

Duas buretas foram preenchidas com essas soluções, uma preenchida

com ácido sulfúrico a 0,05 molar e a outra preenchida com tiossulfato de sódio

a 0,05 molar, então foram pegos 8 tubos de ensaio, 4 deles rotulados como

sendo 1, 2, 3 e 4, e foram preenchidos com 4 ml cada um (com auxílio da

bureta nas medições) da solução de ácido sulfúrico 0,05 molar. Os outros 4

tubos de ensaio foram rotulados como sendo 1A, 2A, 3A e 4A, e foram

preenchidos precisamente com o auxílio da bureta com 4 ml cada um, da

solução de tiossulfato de sódio 0,05 molar.

Foi então montado o sistema para a realização do experimento.

Um béquer de 200 ml foi preenchido parcialmente com água e levado ao

aquecimento, com auxílio de um tripé de ferro, tela metálica com amianto e

bico de bunsen.

Antes de ligar o bico de bunsen, foi introduzido no béquer contendo

água o tubo de ensaio 1 e 1A, e então foi colocado nesse sistema um

termômetro, afim de medir a temperatura desse sistema. Esperou-se cerca de

5 minutos para que a temperatura do béquer se iguala-se a dos tubos de

ensaio. Visualizou-se então a temperatura obtida e ela foi anotada.

Foi então passado o conteúdo do tubo 1 (H2SO4) para o tubo 1A.

Imediatamente após esse ato, disparou-se um cronômetro, afim de marcar o

tempo necessário para que ocorresse a reação. Quando a reação se iniciou

(tornou-se esbranquiçada devido a precipitação de enxofre) o cronômetro foi

parado. Anotou-se o tempo gasto.

Ligou-se o bico de bunsen, e foi colocado o béquer contendo água em

aquecimento. Os tubos 4 e 4A foram colocados dentro do béquer em

aquecimento, juntamente com um termômetro. Esperou-se que o termômetro

marcasse 30ºC acima da temperatura ambiente do sistema, então repetiu-se o

processo, foi passado o conteúdo do tubo 4 para o 4A e com o auxílio de um

cronômetro marcou-se o tempo que a reação levou para ocorrer.

Repetiu-se o mesmo procedimento para os tubos 3 e 3A, porém com

uma temperatura 10ºC menor do que a anterior. Anotou-se o tempo gasto para

a ocorrência da reação.

Para os tubos 2 e 2A, a temperatura foi diminuída em 10ºC da

temperatura dos tubos 3 e 3A. Foi então repetido o processo e anotado o

tempo gasto para a ocorrência da reação.

Foram coletados os resultados (tempos e temperaturas) dos outros

grupos, e então foi feita uma média dos valores, sendo assim, com os valores

das médias realizaram-se os cálculos para determinação da velocidade das

reações nas diversas temperaturas marcadas.

RESULTADOS E DISCUSÃO:

De acordo com a “Equação da energia cinética (K)”, onde K é a energia

cinética; m é o valor da massa e v é a velocidade:

K=m ∙v2

2[1]

Conforme se aumenta a temperatura, percebe-se que a agitação das

partículas aumenta proporcionalmente, logo sua velocidade média também é

aumentada. E conforme a equação da energia cinética, este acréscimo que a

velocidade sofre, influi em um aumento na energia cinética.

Logo o aumento da temperatura irá aumentar a velocidade das

partículas e com isso a probabilidade que elas colidam (energia cinética das

mesmas), favorecendo a velocidade das reações químicas.

Preparação dos tubos das reações:

Separar 4 tubos numerados de 1 a 4 e colocar neles a solução de ácido

sulfúrico preparada, dentro das especificações da tabela 1. E em outros 4 tubos

nomeados, colocar a solução de tiossulfato de sódio, também nos valores

especificados na tabela 1.

TUBO H2SO4 (0,05 molar) TUBO Na2S2O3 (0,05 molar)

1 4 mL 1A 4 mL

2 4 mL 2A 4 mL

3 4 mL 3A 4 mL

4 4 mL 4A 4 mL

Tabela 1.

Estes tubos foram separados aos pares (conforme os seus números,

exemplo tubo 1 + tubo 1A), então foram colocados dentro do béquer com água,

deixando eles lá dentro o tempo necessário para atingirem as temperaturas

adequadas, explicadas na tabela 2.

TUBO TEMPERATURA

1 e 1A Ambiente

2 e 2A ambiente + 10ºC

3 e 3A ambiente + 20ºC

4 e 4A ambiente + 30ºC

Tabela 2.

Mantendo-se fixa a concentração dos reagentes em todos os tubos e

alterando apenas a temperatura na qual os reagentes estavam, verificamos

como a mudança da temperatura consegue variar a velocidade da reação.

Graças ao enxofre, visualizar o decorrer da reação e marcar o seu

tempo de duração é possível, pois quando ele é formado, ele começa a

precipitar-se, provocando uma turvação na água.

Os dados da tabela 3 foram obtidos graças aos experimentos dos tubos

especificados na tabela 1.

TUBO Δn (nº de mols que reagiram) TEMPERATURA

1 + 1A 2 ∙ 10-4 mols 23 ºC

2 + 2A 2 ∙ 10-4 mols 33 ºC

3 + 3A 2 ∙ 10-4 mols 43 ºC

4 + 4A 2 ∙ 10-4 mols 53 ºC

TUBO TEMPO VELOCIDADE

1 + 1A 3:20 min 6,0 ∙ 10-5 mol/min

2 + 2A 1:45 min 1,1 ∙ 10-4 mol/min

3 + 3A 1:05 min 1,8 ∙ 10-4 mol/min

4 + 4A 0:45 min 2,7 ∙ 10-4 mol/minTabela 3.

Os dados das tabelas 4 e 5, foram obtidos graças aos experimentos

realizados pelas outras duas equipes, que estavam presentes no laboratório.

TUBO Δn (nº de mols que reagiram) TEMPERATURA

1’ + 1A’ 2 ∙ 10-4 mols 23 ºC

2’ + 2A’ 2 ∙ 10-4 mols 33 ºC

3’ + 3A’ 2 ∙ 10-4 mols 43 ºC

4’ + 4A’ 2 ∙ 10-4 mols 53 ºC

TUBO TEMPO VELOCIDADE

1’ + 1A’ 2:23 min 8,4 ∙ 10-5 mol/min

2’ + 2A’ 1:17 min 1,6 ∙ 10-4 mol/min

3’ + 3A’ 0:52 min 2,3 ∙ 10-4 mol/min

4’ + 4A’ 0:41 min 2,9 ∙ 10-4 mol/minTabela 4.

TUBO Δn (nº de mols que reagiram) TEMPERATURA

1’’ + 1A’’ 2 ∙ 10-4 mols 22 ºC

2’’ + 2A’’ 2 ∙ 10-4 mols 32 ºC

3’’ + 3A’’ 2 ∙ 10-4 mols 42 ºC

4’’ + 4A’’ 2 ∙ 10-4 mols 53 ºC

TUBO TEMPO VELOCIDADE

1’’ + 1A’’ 2:18 min 8,7∙ 10-5 mol/min

2’’ + 2A’’ 1:32 min 1,3 ∙ 10-4 mol/min

3’’ + 3A’’ 0:52 min 2,3 ∙ 10-4 mol/min

4’’ + 4A’’ 0:38 min 3,2 ∙ 10-4 mol/minTabela 5.

O valor do Δn, é obtido da seguinte maneira, onde M é a concentração molar, e V o volume.

∆ n=M 1 ∙V 1

Exemplo: no tubo 1 o valor de Δn, é dado pela equação a seguir, onde

M1 = 0,05 mol/L e V1 = 4 mL de H2SO4.

∆ n=0,05molL

∙4 x10−3L=2 ∙10−4

Obs: O valor de Δn para todos os tubos, de todas as equipes são iguais,

além de que os valores para o ácido sulfúrico são iguais aos valores para

tiossulfato de sódio;

Os valores das temperaturas são iguais em duas equipes, e com a

diferença de apenas uma unidade em outra equipe, porque a temperatura

ambiente era a mesma para todos. A diferença de 1ºC pode ser: efeito de

arredondamento, pequenas diferenças de temperaturas dentro do laboratório,

erro de medida (muito pequeno se for o caso), ou ainda descalibração de um

ou de 2 termômetros.

A equação da velocidade é dada por:

v=∆nt

Onde v é a velocidade média, ∆ n a variação do número de mols e t o tempo

gasto nas reações.

Através dos dados das tabelas 3, 4 e 5, foi criada uma nova tabela

(tabela “média”), com as médias aritméticas de cada categoria. Nesta nova

tabela não entraram os valores de Δn, uma vez que são iguais em todos os

tubos de todas as equipes.

TUBO Médias dos valores dos TUBOS TEMPERATURA

1m (1 + 1A) + (1’ + 1A’) + (1’’ + 1A’’) 23 ºC

2m (2 + 2A) + (2’ + 2A’) + (2’’ + 2A’’) 33 ºC

3m (3 + 3A) + (3’ + 3A’) + (3’’ + 3A’’) 43 ºC

4m (4 + 4A) + (4’ + 4A’) + (4’’ + 4A’’) 53 ºC

TUBO TEMPO VELOCIDADE

1m 2:40 min 7,5 ∙ 10-5 mol/min

2m 1:31 min 1,3 ∙ 10-4 mol/min

3m 0:57 min 2,1 ∙ 10-4 mol/min

4m 0:41 min 2,9 ∙ 10-4 mol/minTabela “média”

Através de todos os dados obtidos experimentalmente, e dos cálculos

realizados para formar a “tabela das médias”, foi construído um gráfico (gráfico

1), que relaciona a velocidade com a temperatura.

20 25 30 35 40 45 50 550

5

10

15

20

25

30

35

VELOCIDADE X TEMPERATURA

TEMPERATURA (ºC)

Vel

oci

dad

e (

∙ 10

-5 m

ol/

min

)

O gráfico 1 confirma experimentalmente o aumento da velocidade, em

função do acréscimo da temperatura. Demonstrando que a temperatura é uma

eficiente forma de se controlar as velocidades das reações.

Mas o gráfico não está em completa concordância com a “Regra de

Von’t Hoff”, que “diz” que para cada 10K (kelvin) de aumento na temperatura de

uma reação, a sua velocidade deve duplicar. Isso deve-se a erros de medida

de temperatura, erros na determinação dos tempos, etc.

A velocidade em função da temperatura, pode ser descrita pela seguinte

equação:

v=v0 ∙2(∆T10 )

Através de uma breve análise desta função, percebe-se que a

velocidade deveria traçar uma exponencial em função da temperatura, mas a

linha que foi desenhada através dos pontos obtidos experimentalmente não se

comportou de tal maneira.

Neste caso os possíveis erros são:

Erro no volume entre um tubo e outro: o possível erro disto não

provocaria mudanças tão expressivas, quanto as que foram observadas;

Erro na medida da temperatura: como já foi citado anteriormente. Devido

ao número de medições e o desvio pequeno, este erro pode ser

desconsiderado;

Erro no controle da temperatura. Não deixar a temperatura estável do

começo ao fim da reação: este erro pode ter influenciado mais

significativamente nos valores obtidos. Uma vez que 2ºC de erro na medida da

temperatura poderiam deixar os valores de acordo com a “Regra de Von’t Hoff”.

Ex:

v=7,5 ∙10−5mol

min∙2

( 810 )=1,3∙10−4mol

min

Logo, se o erro de 2º tiver existido, apenas este erro deixaria os tubos 1,

2 e 3, em acordo com a “Regra de Von’t Hoff”;

Falta de precisão para considerar a reação como acabada: este tipo de

erro justifica a grande margem de diferença entre os valores das equipes, por

terem escolhido um ponto diferente e com isso o tempo de reação foi alterado.

QUESTÕES

1)Escreva a reação envolvida.

R: A reação analisada é entre tiossulfato de sódio e ácido sulfúrico, e é

escrita da seguinte maneira:

H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + SO2 + S + H2O

2)Qual a substância que permitiu visualizar e marcar o tempo da reação

entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico?

R: A substância que permitiu esta visualização, é o enxofre (S), que

conforme é formado, vai se precipitando e deixando a solução esbranquiçada.

3)Cálculos das reações de diluição.

R: A - Preparação de 200 mL de ácido sulfúrico (H2SO4), concentração

0,05 molar:

Para achar a quantidade (volume) do ácido sulfúrico com concentração

de 98%, que deve ser utilizado no preparo da solução, necessitamos saber a

massa molecular do ácido sulfúrico (dado na tabela 6), sua concentração e sua

densidade (disponíveis no frasco no qual ele estava contido, copiados para a

tabela 7).

COMPONENTE Nº DE ELEMENTOS NO

ÁCIDO SULFÚRICO

MASSA MOLECULAR

H 2 1,008 g/mol

S 1 32,06 g/mol

O 4 16,00 g/mol

TOTAL Não se aplica 98,076 g/mol

Tabela 6.

CONCENTRAÇÃO 98%

DENSIDADE 1,84g/cm3

Tabela 7.

Através do produto da concentração desejada pelo volume que se quer,

temos:

N ° demoles dasolução=M ∙V

N ° demoles dasolução=0,05molL

∙0,2=1 ∙10−2mol

Descobrimos que o nº de moles necessários, para se produzir uma

solução de 200 mL, com concentração de 0,05 molar, é igual a 1 ∙ 10-2 mols.

Para descobrir qual a massa de ácido sulfúrico, que representa esta

quantidade de mols, multiplica-se o nº de mols pela massa molecular:

98,076 gmol

∙1∙10−2mol=0,98 g

Levando em consideração a concentração do ácido sulfúrico, que é de

98%, deve-se dividir a massa pela concentração e com isto obter uma massa

maior, que compensará a concentração.

0,98g0,98

=1g

Dividindo este valor da massa, pela sua densidade, obtém-se o volume

desejado.

1 g

1,84 g/cm3=0,54mL

R: B - Preparação de 200 mL de tiossulfato de sódio (Na2S2O3),

concentração 0,05 molar:

Já existia no laboratório uma solução de tiossulfato de sódio a 0,3 molar,

então para preparar os 200 mL a 0,05 molar, foi feita apenas uma diluição

desta solução já existente.

Através da equação:

M 1 ∙V 1=M 2 ∙V 2

Tendo 3 valores, resta apenas achar uma incógnita.

0,3molL

∙V 1=0,05mol

L∙0,2L

Manipulando a equação e eliminado mol/L em ambos os lados, tem-se:

V 1=0,05 ∙0,2L0,3

=0,033 L

Este é o volume necessário da solução 0,3 molar, para diluir até 0,2L e

então obter-se uma solução 0,05 molar.

CONCLUSÃO

Com o experimento comprovou-se a influência da temperatura na velocidade

da reação descrita na literatura. Partindo do conhecimento anteriormente

adquirido de que um aumento na temperatura provoca um aumento na energia

cinética média das moléculas e, com isso, um aumento no número de colisões,

observa-se a variação clara no tempo da reação.

Sabe-se que em um determinado sistema, nem todas as moléculas

possuem a mesma energia cinética, e que somente uma parte destas possui

energia suficiente para reagir.

Observa-se que com a elevação da temperatura, ocorre um aumento na

energia cinética média das moléculas, ou seja, há uma alteração na

distribuição dessa energia.

Sendo assim, há um aumento na quantidade de moléculas com energia

suficiente para reagir e, conseqüentemente, aumento na velocidade da reação.

Observa-se também, que existe variação entre os dados obtidos

experimentalmente e os dados literários, uma vez que por possíveis erros de

medida ou de aferição de equipamentos, uma variação de 10K não apresentou

uma duplicação na velocidade da reação.

Percebe-se a função do enxofre no experimento através de fato de ser o

componente determinante na mudança de cor da solução, que torna-a opaca

quando está terminada.e por fim comprova-se e afirma-se a elevação ou

diminuição da temperatura como eficiente método de controle de reações

REFERÊNCIAS

YOUNG, Hugh D.; FREEDMAN, Roger A. Física III; 12ªedição. Tradução:

YANAMOTO, Sonia M., São Paulo, Pearson, 2009.

RUSSELL, J.B. Química Geral. 5. ed. Rio de Janeiro: McGraww-Hil, 1981.

VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 2. ed. São Paulo: Mestre Jou,

1981.

EBBING, Darrell D. Química Geral. 5 ed. Vol 1. Rio de janeiro: LTC, 1998.

ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.

<http://www.uff.br/gqi/ensino/disciplinas/givexp/fatores.pdf>. Acesso em 7 abr.

2011

<http://www.marco.eng.br/cinetica/trabalhodealunos/CineticaBasica/

influencia.html>. Acesso em 7 abr. 2011.