Química das Transformações

Relatório 04 – Experimento 09: cinética química.

Campus Diadema

2013

Aline Nunes de Viveiros

Iracema Monteiro Ishikawa

Mariana Pereira da Soledade

Marília Ceolin Camargo

Turma A – Ciclo básico/noturno

Relatório 04 – Experimento 09: cinética química.

Campus Diadema

2013

Resumo

A cinética química é o estudo da velocidade em que as reações ocorrem.

Sabendo-se que para que haja a formação de produtos é necessária a

interação entre as moléculas reagentes, procurou-se estudar o efeito da

concentração e temperatura do meio na velocidade de conversão de tiossulfato

de sódio e ácido sulfúrico em enxofre coloidal. Os dois reagentes foram

colocados em 5 tubos de ensaio identificados, variando-se a concentração do

tiossulfato em cada um deles. A cada um dos tubos foram adicionados 4 mL de

ácido sulfúrico, cronometrando-se o tempo levado para o início da turvação da

solução. O mesmo experimento foi realizado em três temperaturas diferentes

(temperatura ambiente, 5ºC e a 35ºC). Os dados mostraram que quanto menor

a temperatura e a concentração, menor a velocidade da reação, já que tais

condições não favorecem a interação entre as moléculas reagentes para a

formação de produtos.

1. Introdução

1.1 Definição de Cinética Química

É a área da química que está relacionada com a velocidade das reações em que se observa que quanto maior a frequência de colisões das moléculas, maior a velocidade da reação. Dentre os fatores que afetam as velocidades estão: estado físico dos reagentes; concentração dos reagentes em que a velocidade é maior se houver um aumento na concentração de um ou mais reagentes; e a temperatura na qual a reação ocorre, em que o aumento de energia fornecida à reação faz com que aumente as energias cinéticas das moléculas de tal forma que aumenta a velocidade da reação.

A velocidade de uma reação química é a variação na concentração dos reagentes ou produtos por unidade de tempo. Em uma reação hipotética, temos para A → B:

Velocidade B = ∆[B]/∆t Velocidade A = - ∆[A]/∆t

∆[B]/∆t= - ∆[A]/∆t

1.2 Lei da velocidade

A taxa de velocidade de uma reação química, a uma dada temperatura, é diretamente proporcional ao produto de uma constante pelas concentrações dos reagentes, elevadas aos seus respectivos expoentes determinados experimentalmente:

aA + bB → cC + dD

v=k.[A]a.[B]b

Os expoentes em uma lei de velocidade são importantes para a determinação da ordem da reação, sendo a ordem da reação a soma das ordens em relação a cada reagente na lei da velocidade. Já a constante de velocidade (k), varia com a temperatura.

1.3 Reações de primeira ordem e segunda ordem

Reação de primeira ordem é aquela cuja velocidade depende da concentração de um único reagente elevado a primeira potencia. Para uma reação do tipo A → produtos:

Reações de segunda ordem é aquela cuja velocidade depende da concentração do reagente elevado a segunda potencia ou da concentração de reagentes diferentes, cada um elevado a primeira potencia, e através da lei da velocidade, tira-se a seguinte equação:

E através dessas equações, são montados dois gráficos, um ln[A]t x t para averiguar se é de primeira ordem e outro 1/[A]t x t para o caso de ser de segunda ordem, o que se aproximar mais de uma reta indicará a ordem da reação.

1.4 Energia de Ativação

A Energia de ativação, Ea, varia de reação para reação e corresponde a energia mínima necessária para iniciar uma reação. A fração de moléculas que tem energia igual ou maior que Ea é dada pela expressão:

E para determinaçao da Energia de ativação:

1.5 Equaçao de Arrhenius

Para a maioria das reações, o aumento na velocidade com o aumento da temperatura não é linear, e a maioria dos dados de velocidade de reação obedece a seguinte:

2. Objetivos

2.1 Estudar os parâmetros cinéticos da reação de formação do enxofre coloidal.

3. Materiais e métodos

Os experimentos relatados foram realizados no dia 11 de março de 2013,

como parte do conteúdo pogramático das aulas práticas da disciplina “Química

das transformações”.

3.1 Procedimento experimental A – Estudo cinético envolvendo variação

de concentração de reagente.

3.1.1. Materiais utilizados:

5 Tubos de ensaio com mesmas dimensões

Cronômetro

Pipetas Graduadas

Água destilada

Solução de tiossulfato de sódio 0,3 M

Solução de ácido sulfúrico 0,3 M

3.1.2. Métodos utilizados:

Em tubos de ensaio enumerados, adicionou-se 1,5 mL de solução de

tiossulfato de sódio ao tubo correspondente número 1. Aos demais tubos

adicionou-se os volumes de 4,3,2 e 1 mL de tiossulfato, respectivamente em

ordem crescente da enumeração dos tubos.

No tubo correspondente ao número 2, acrescentou-se 1 mL de água

destilada. Aos tubos de numeração 3,4 e 5 acrescentou-se respectivamente 2,3

e 4 mL de água destilada. Para homogeneizar a solução os tubos foram

agitados.

Com o auxilio de uma pipeta graduada, mediu-se 4 mL de solução de

ácido sulfúrico e transferiu-a para o tubo de número 1, quando acionou-se a

contagem de um cronômetro. Agitou-se para homogeneizar a solução e a partir

dos primeiros indícios de turvação na reação, o cronômetro foi parado. O

mesmo procedimento foi realizado para os outros tubos. Os dados obtidos

encontram-se em uma tabela no presente relatório.

3.2 Procedimento experimental B – Estudo cinético envolvendo variação

de temperatura.

3.2.1. Materiais utilizados:

10 Tubos de ensaio com mesmas dimensões.

Cronômetro

Pipetas Graduadas

Béqueres

Termômetro

Água destilada

Solução de tiossulfato de sódio 0,3 M

Solução de ácido sulfúrico 0,3 M

Banho de gelo

Banho Termostático

3.2.2. Métodos utilizados – Parte I (Temperatura 5°C):

Com o auxilio do banho de gelo, béqueres e termômetro, gelou-se a 5°C

soluções de tiossulfato de sódio, ácido sulfúrico e água destilada. A partir do

resfriamento repetiu-se o mesmo procedimento experimental descrito na parte

A do experimento, no entanto com os reagentes a 5°C e não mais a

temperatura ambiente.

3.2.3 Métodos utilizados – Parte II (Temperatura 35°C):

A partir do auxilio do banho termostático, termômetro e béqueres, foi

possível alterar a temperatura das soluções de tiossulfato de sódio, ácido

sulfúrico e água destilada para 35°C. A partir da estabilização da temperatura,

repetiu-se o mesmo procedimento experimental descrito na parte A do

experimento, no entanto com os reagentes a 35°C e não mais a temperatura

ambiente.

4. Resultados obtidos

Para encontrar o valor da ordem de reação em relação ao tiossulfato

utilizou-se o gráfico que relaciona o logaritmo natural da concentração deste

com o tempo transcorrido entre a adição do ácido sulfúrico e a observação da

precipitação de enxofre.

Partindo do pressuposto de que a observação do início da turbidez – a

precipitação de enxofre – marca os processos em um mesmo ponto, onde há

uma mesma quantidade de formação de produtos, relaciona-se esses dados

independentes em um mesmo gráfico.

Reação estudada:

H2SO4 (aq) + Na2S2O3 (aq) → Na2SO4 (aq) + H2O(l) + SO2(aq)↑ + S(s)↓

Tabela 1 – Tempo de aparecimento da turbidez relacionados com a temperatura e concentrações analisadas

[S2O3-2]

Temperatura (5°C)

Temperatura ambiente

Temperatura (35°C)

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

0,16 mol/L 00:16,8 00:09,9 00:05,40,13 mol/L 00:31,7 00:14,2 00:06,40,10 mol/L 00:51,1 00:19,3 00:07,80,06 mol/L 01:11,6 00:27,6 00:11,80,03 mol/L 01:40,5 00:37,7 00:24,8

Tabela 2 – O logarítmo natural da concentração de S2O32-

[S2O3-2] ln [S2O3

-2]

0,16 mol/L -1,832580,13 mol/L -2,040220,10 mol/L -2,302590,06 mol/L -2,813410,03 mol/L -3,50656

Gráfico 1 – Relação do logaritmo natural das concentrações de S2O3-2 pelo

tempo em que foi observada a turbidez, à temperatura ambiente.

Gráfico 2 – Relação do logaritmo natural das concentrações de S2O3-2 pelo

tempo em que foi observada a turbidez, à temperatura de 5°C.

Gráfico 3 – Relação do logaritmo natural das concentrações de S2O3-2 pelo

tempo em que foi observada a turbidez, à temperatura de 35°C.

Para reações de primeira ordem o gráfico do logaritmo natural da

concentração contra o tempo é linear, o que foi observado. Na literatura, o valor

de ordem para esta reação em relação ao tiossulfato de sódio é 1,2

(FORMOSINHO, 1983).

A partir da inclinação do gráfico calcula-se a constante de velocidade

para a temperatura em questão.

Para o Gráfico 1 tem-se a inclinação abaixo:

Inclinação = ∆ [S 2O3-2 ] = -3,50656 – (-1,83258) = - 0,06

∆ t 37,7 – 9,9

Para o Gráfico 2 tem-se a inclinação abaixo:

Inclinação = ∆ [S 2O3-2 ] = -3,50656 – (-1,83258) = - 0,02

∆ t 100,5 – 16,8

Para o Gráfico 3 tem-se a inclinação abaixo:

Inclinação = ∆ [S 2O3-2 ] = -3,50656 – (-1,83258) = - 0,09

∆ t 24,8 – 5,4A partir da inclinação calculada, obtém-se o valor da constante de

velocidade para as temperaturas estudadas:

Inclinação = -k

O valor da constante de velocidade para a temperatura ambiente: 0,06

O valor da constante de velocidade para a temperatura 5°C: 0,02

O valor da constante de velocidade para a temperatura 35°C: 0,09

Energia de ativação:

Para calcular a energia de ativação a partir dos dados disponíveis

construiu-se um gráfico de Arrhenius que relaciona o logaritmo da constante de

velocidade, ln k, contra 1/T, sendo T a temperatura em Kelvin.

Tabela 2: Dados observados experimentalmente com a constante de velocidade calculada a partir de seu valor

ln [S2O3-2] [S2O3

-2] (mol.L-1)

Temperatura (5°C)

Temperatura ambiente

Temperatura (35°C)

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

-1,83258 0,16 00:16,8 00:09,9 00:05,4-2,04022 0,13 00:31,7 00:14,2 00:06,4-2,30259 0,10 00:51,1 00:19,3 00:07,8

-2,81341 0,06 01:11,6 00:27,6 00:11,8-3,50656 0,03 01:40,5 00:37,7 00:24,8

   

k (s-1) 0,02 0,06 0,09

ln k -3,912023 -2,813410717 -2,407951/T (K-1) 0,0035971 0,003355705 0,003247

A partir destes dados, foi construído o seguinte gráfico:

Gráfico 4 – Gráfico de Arrhenius da reação de tiossulfato de sódio com ácido sulfúrico

O gráfico será linear para substâncias que possuem comportamento de

Arrhenius, ou seja, que a velocidade da reação aumenta com o aumento da

temperatura. Para esses casos, a inclinação da reta proporciona a seguinte

expressão:

Inclinação = - Ea

R

Onde, Ea = energia de ativação

R = Constante dos gases (8,3145 J.K-1.mol-1)

Inclinação = ∆ ln k = -2,40795 – (-3,912023) = - 4296,12 ∆(1/T) 0,003247 – 0,0035971

- Ea = - 4296,12 => Ea = - 4296,12 x 8,3145 = 35720,09 J R

Energia de ativação: 35720,09 J ou 35,72 kJ

Parâmetro de Arrhenius – A

Para cálculo do parâmetro de Arrhenius utilizou-se a seguinte expressão:

ln k = ln A - Ea R.T

Considerando a constante de velocidade encontrada para a temperatura

ambiente tem-se:

-2,81 = ln A – 35720,09 8,3145 x 298

A = 110194,25 = 1,10x105

Considerando a constante de velocidade encontrada para a temperatura 5°C tem-se:

-3,91 = ln A – 35720,09 8,3145 x 278

A = 106292,80 = 1,06x105

Considerando a constante de velocidade encontrada para a temperatura 35°C tem-se:

-2,40= ln A – 35720,09 8,3145 x 308

A = 103618,83 = 1,03x105

5. Discussão dos resultados

5.1 Procedimento experimental A – Estudo cinético envolvendo variação

de concentração de reagente.

Analisando os resultados obtidos, verificou-se que com o aumento da

concentração dos reagentes, no caso o aumento da concentração tiossulfato

de sódio, a velocidade da reação é maior, ou seja, a reação para a formação

de produtos ocorre de forma muito mais rápida. Para a concentração de 0,16 M

de [S2O3-2], a reação experimental em temperatura ambiente ocorre a 00:09,9

s enquanto que para uma concentração menor de 0,03 M a velocidade

experimental da reação é de 00:37,7 s .

A explicação para o aumento de a concentração aumentar a velocidade da

reação é que conforme aumenta o número de moléculas, ocorre o aumento do

número de colisões entre elas. Isso faz com que a probabilidade de colisões

efetivas acontecerem para a formação do complexo ativado seja maior.

5.2 Procedimento experimental B – Estudo cinético envolvendo variação

de temperatura.

A partir do experimento, foi notável que com o aumento da temperatura,

maior a velocidade da reação. Pois para uma mesma concentração de

reagentes em diferentes temperaturas, ocorre variação da velocidade. Para a

mesma concentração de S2O3-2 0,1 M a 5°C a velocidade de reação é de

00:51,1 s enquanto que a 35°C é de 00:07,8 s. Portanto a temperatura interfere

na velocidade e a constante de velocidade de uma mesma reação, pois o valor

de K a temperatura de 5°C é de 0,03 e de 0,06 e 0,09, respectivamente a

temperatura ambiente e a 35°C. O que ocorre de acordo com a equação de

Arrhenius, o valor da constante de velocidade k deve aumentar com a

temperatura, pois com o aumento da temperatura, aumenta a energia cinética

média das moléculas em um sistema e consequentemente o número de

colisões efetivas entre elas.

6- Conclusão

Entender a velocidade com que as reações ocorrem é de extrema

importância para a indústria, por exemplo, pois a partir destes dados é possível

o desenvolvimento de catalisadores que podem acelerar os processos

químicos, garantindo alta produtividade.

Existem quatro fatores que permitem a variação da velocidade das

reações. São eles: o estado físico dos reagentes; a concentração dos

reagentes; a temperatura na qual ocorre a reação e a presença de um

catalisador. No presente experimento, foram estudados a concentração e a

temperatura como agente causadores de variação da velocidade das reações.

Os dados mostraram que o aumento da temperatura e aumento da

concentração dos reagente provocou um aumento na velocidade de consumo

dos reagentes para produção dos produtos (enxofre). A explicação para estes

fatos fundamentam-se na interação das moléculas dos reagentes para a

formação dos produtos. Esta interação envolve o encontro entre as moléculas,

as quais chocam-se com maior frequência se estiverem em maior quantidade

em uma solução. Esta frequência também será aumentada se a temperatura

do meio permitir que haja um aumento da energia cinética das moléculas.

7- Referências bibliográficas

1- ATKINS, P; JONES, L. Princípios de Química.3ed.Porto Alegre: Bookman, 2006.

2 - BROWN, T. L et al. Química: a ciência central.9ed.São Paulo: Pearson, 2010

3 - Apostila: “Experimentos de química de Transformações 2011”, UNIFESP, Campus Diadema, 2011”.