seminário cinética química

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Cinética Química Giuliana Ferreira Clauson 70100 Guilherme Catarino 61695 Jessica Mayara Ataide 71059

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Cinética Química

Giuliana Ferreira Clauson 70100

Guilherme Catarino 61695

Jessica Mayara Ataide 71059

Teve como enfoque a cinética química.

Foi constituído de duas partes:

- Parte A: foi analisado o efeito da variação de concentração dos reagentes sobre a velocidade da reação;

- Parte B: foi analisado o efeito da temperatura sobre a velocidade da reação.

Resumo

Cinética química é a parte da química que estuda a velocidade (rapidez) de uma reação

química, bem como quais fatores que a influenciam.

A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou a rapidez

com que os produtos são formados.

Introdução

• Fatores que alteram a velocidade da reação:[1]

- Concentração dos reagentes: à medida que aumenta ou

diminui a concentração de reagentes, muda drasticamente a

velocidade da reação;

- Temperatura: a temperatura aumenta a velocidade da reação,

devido ao aumento da energia cinética;

- Catalisador: aumenta a velocidade de uma reação química,

porem não é consumido na reação;

- Área superficial dos reagentes: quanto maior a área superficial

maior a área de contato para a colisão.

• Formas de expressar a velocidade de uma reação:

- Velocidade Média

Calculada a partir da variação da concentração molar de um

reagente, durante um intervalo de tempo.

Consumo: VR = - Δ[R]

Δt

Formação: Vp = Δ[R]

Δt

- Velocidade Instantânea

Pode ser entendida como uma velocidade média calculada em um intervalo de tempo muito curto, em torno de um instante de tempo de referência, ou seja, é o declive da tangente á curva do gráfico [ ] X tempo nesse instante.[1]

VR = Δ[R] = lim Δt → 0 Δ[R]

Δt Δt

Uma equação que mostra como a velocidade depende das concentrações

dos reagentes, é chamada de Lei de Velocidade. Assim, para uma reação

aA + bB → cC + dD

A lei da velocidade geralmente tem a forma:

V = k [A]m[B]n

Onde:

K: constante de velocidade

m e n: ordens de reação

Os valores de “m” e “n” são determinados experimentalmente.

• Ordens de Reação

Na maioria das leis de velocidade as ordens de reação são 0, 1, 2, porém,

ocasionalmente encontramos ordens de reação fracionaria ou até mesmo

negativa.[2]

Concentração X tempo em uma reação de ordem 0

ln[reagentes] X tempo deu uma reta, o que prova que a reação é de ordem 1

1 / [reagentes] X tempo deu uma reta, o que prova que a reação é de ordem 2

Porém a moléculas devem possuir certa quantidade mínima de

energia para reagir. A energia necessária para iniciar uma

reação é chamada de energia de ativação, ou seja, a energia de

ativação é a mínima energia necessária para ocorrer um reação.

Essa energia varia de reação para reação.

Estudo dos parâmetros cinéticos da reação de formação do

enxofre coloidal.

Objetivo

Parte Experimental

Parte A

Estudo cinético envolvendo variação de concentração de reagente.

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5

Na2S2O3 2,5 mL 2 mL 1,5 mL 1 mL 0,5 mL

Água destilada - 0,5 mL 1 mL 1,5 mL 2 mL

Volume total em cada tubo - 2,5 mL

Adição de 2 mL de H2SO4 a cada tubo

Acionamento do cronômetro e homogeneização

Tempo do início de turvação (formação do produto) foi anotado em

uma tabela

Descarte em recipiente apropriado

Parte B

Estudo cinético envolvendo variação de temperatura. Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5

Na2S2O3 2,5 mL 2 mL 1,5 mL 1 mL 0,5 mL

Água destilada - 0,5 mL 1 mL 1,5 mL 2 mL

O procedimento foi repetido nas temperaturas 05 e 35°C

Antes da adição de H2SO4:

- Procedimento a 05°C - tubos mantidos em recipiente com gelo

- Procedimento a 35°C - tubos mantidos em banho-maria

Tubos de ensaio retirados da imersão para adição de H2SO4 e

homogeneização

Resultados e Discussões

Equação química global balanceada :

S2O32-

(aq) + 2H+(aq) S(s) + SO2(g) + H2O(l)

Tubo [S2O32-] (mol/L)

T(21ºC) T(0ºC) T(35ºC)

Tempo(s) Tempo(s) Tempo(s)

1 0,17 15,22 44,99 6,06

2 0,13 18,54 58,12 7,90

3 0,10 25,99 68,80 8,86

4 0,07 35,37 102,97 15,05

5 0,03 90,21 287,01 44,37

Dados Experimentais

• Cálculo da constante de velocidade(k) e da ordem de reação(n)

Tendo em vista que a equação da reta é :

y = bx + a

Podemos comparar esta equação com a equação abaixo, para

obtermos valores de interesse :

log 1/t = log k + n . log [S2O32-]

Onde :

y=log 1/t

a=log k

n=b

x= log [S2O32-]

Os valores encontrados aqui foram obtidos através

da equação da reta gerada no Excel.

Sendo assim, podemos achar os valores de n (ordem

da reação) e k (constante de velocidade) para cada

temperatura.

• Cálculo da constante de velocidade(k) e da ordem de reação(n) (21°C / 294K)

Tubo t (s) 1/t Log 1/t [S2O3

2-] Log [S2O32-]

1 15,22 0,07 -1,18 0,17 -0,77

2 18,54 0,05 -1,27 0,13 -0,89

3 25,99 0,04 -1,41 0,10 -1,00

4 35,37 0,03 -1,55 0,07 -1,15

5 90,21 0,01 -1,96 0,03 -1,52

Linha de tendência

y = 1,0371x - 0,3676

-2,50

-2,00

-1,50

-1,00

-0,50

0,00

-1,60 -1,40 -1,20 -1,00 -0,80 -0,60 -0,40 -0,20 0,00

log[tiossulfato]

log

1/t

• Como:

a= -0,3676

a = log k

k = antilog k

temos que: k = antilog -0,3676 = 10-0,3676 = 0,4289

• Cálculo de n (ordem de reação):

Como:

b = n

temos que: ordem de reação (n) = 1,0371

• Cálculo da constante de velocidade(k) e da ordem de reação(n) 0°C (273K)

Tubo t (s) 1/t log 1/t [S2O32-] log [S2O32-]

1 44,99 0,022 -1,65 0,17 -0,77

2 58,12 0,017 -1,76 0,13 -0,89

3 68,8 0,015 -1,84 0,10 -1,00

4 102,97 0,010 -2,01 0,07 -1,15

5 287,01 0,003 -2,46 0,03 -1,52

Linha de tendência

y = 1,0739x - 0,7996

-3,00

-2,50

-2,00

-1,50

-1,00

-0,50

0,00

-1,60 -1,40 -1,20 -1,00 -0,80 -0,60 -0,40 -0,20 0,00

log[tiossulfato]

log

1/t

• Onde:

a= -0,7996

a = log k

k = antilog k

então, temos que: k = antilog -0,7996 = 10-0,7996 = 0,1586

• Cálculo de n (ordem de reação):

b = n

b = 1,0739

assim: ordem de reação (n) = 1,0739

• Cálculo da constante de velocidade(k) e da ordem de reação(n) 35°C (308K)

Tubo t (s) 1/t log 1/t [S2O32-] log [S2O32-]

1 6,06 0,165 -0,78 0,17 -0,77

2 7,9 0,127 -0,90 0,13 -0,89

3 8,86 0,113 -0,95 0,10 -1,00

4 15,05 0,066 -1,18 0,07 -1,15

5 44,37 0,023 -1,65 0,03 -1,52

Linha de tendência

y = 1,1648x + 0,152

-1,80

-1,60

-1,40

-1,20

-1,00

-0,80

-0,60

-0,40

-0,20

0,00

-1,60 -1,40 -1,20 -1,00 -0,80 -0,60 -0,40 -0,20 0,00

log[tiossulfato]

log

1/t

• Tendo:

a= 0,152

a = log k

k = antilog k

então: k = antilog 0,152 = 100,152 = 1,4190

• Cálculo de n (ordem de reação):

b = n

b = 1,1648

logo: ordem de reação (n) = 1,1648

• Energia de Ativação e parâmetro de Arrhenius

Se pegarmos a equação de Arrhenius , ln k = ln A - Ea/R . 1/T , e a compararmos com a equação da reta: y=a+bx, teremos a seguinte relação:

y = ln k = ln da constante de velocidade

a = ln A = ln da constante pré-exponencial (depende da área de contato)

b = Ea/R = razão entre a energia de ativação e a constante dos gases. Também determinado pela inclinação da reta, coeficiente angular “m” (2-)

x = 1/T = inverso da temperatura

Dados Experimentais

T (K) k lnk 1/T

273 0,1586 -0,8465 0,0037

294 0,4289 -1,8414 0,0034

308 1,4190 -0,3500 0,0032

Parâmetro de Arrhenius

Sendo assim temos :

• Cálculo da Energia de Ativação (Ea):

-Ea/R=b

b=-5110

R=8,3145 (2-)

Então: -Ea=b*R = -5110* 8,3145J/Kmol = -42487,09J/mol = -42,487kJ/mol Ea=+42,487kJ/mol

• Cálculo do fator pré-exponencial:

ln A = a

a = 16,78

A = exp a = exp 16,78 = 19384804/s

Temperatura influencia velocidade de reação: variação da constante de velocidade k;

Energia de ativação influencia velocidade de reação: ↑ energia de ativação, ↓ velocidade de reação;

Catalisadores: encurtam caminhos da reação;

Ordem de reação: quanto a velocidade varia de acordo com uma alteração nas concentrações dos reagentes, ↑ aumento de velocidade, ↑ ordem de reação;

Importância da precisão dos dados, como o tempo de reação, os quais alteram drasticamente todos os resultados posteriores do experimento.

Conclusão

Experimentos de Química das Transformações 2012, UNIFESP, Campus Diadema, 2012.

[1] P. Atkins, Princípios de Química, Bookman, 3ª Edição, Porto Alegre, 2006

[2] Brown, T.,L., Química: a ciência central, Pearson Education – Br, 9ª Edição, São Paulo, 2005.

Referencias Bibliográficas