influência da temperatura na velocidade de reação
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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/
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