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1. INTRODUÇÃO 1.1 – Fundamentos teóricos O objetivo principal da cinética é o estudo da velocidade das reações químicas, e para isso é preciso o conhecimento de: o desenvolvimento de métodos experimentais que permitam medir as velocidades das reações, desde as mais lentas até as mais explosivas; o estudo dos fatores que influenciam nas velocidades das reações; e o estudo do “caminho” percorrido pelas reações. Uma reação química ocorre quando três fatores envolvidos no mundo micromolecular acontecem. Eles são: 1 - O choque de uma espécie química com outras ou com as paredes do recipiente na qual a mesma estiver. 2 - A geração de alguma maneira de algum tipo de energia que permita que a espécie química reagente atinja um patamar mínimo de energia para que a reação possa ocorrer (Energia de Ativação). 3 - A posição do choque. (fator muito importante nas reações orgânicas onde estiverem envolvidas substâncias com grandes cadeias). O estudo cinético em sua quase totalidade depende de valores experimentais da reação que está sendo estudada. A velocidade de uma reação é definida como sendo a variação da concentração de um reagente por unidade de tempo. Essas concentrações são normalmente expressas em mol por litro (mol/L), e o tempo em minutos (min) ou segundos (s). As leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética química, tais equações são classificadas de acordo com a ordem da reação. A ordem de uma reação é definida como sendo a soma das potências dos termos de concentração que aparecem na equação de velocidade da reação química. É normalmente, um número inteiro pequeno, podendo em casos especiais, ser zero ou fracionário. É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma grandeza que normalmente é obtida a partir de dados experimentais, em grande parte das vezes sem o conhecimento real do mecanismo da reação. Quando uma reação química possui uma baixa velocidade e se deseja de alguma forma acelerar esta velocidade, existem várias maneiras pelas quais esta ativação pode ser feita. As formas mais comuns de ativação de uma reação química são através da variação da temperatura ou a introdução de um catalisador no meio reacional.
A velocidade da reação depende também da pressão, da área das superfícies em contato com os reagentes, da concentração dos reagentes, e dos choques entre as moléculas que reagem. Pela teoria da colisão, para haver reação é necessário que as moléculas dos reagentes colidam entre si; a colisão ocorra com geometria favorável à formação do complexo ativado; a energia das moléculas que colidem entre si seja igual ou superior à energia de ativação. O aumento da temperatura do meio reacional faz com que a energia cinética das espécies químicas reagentes se eleve o que normalmente acelera a quebra de ligações e a formação de novas moléculas. Uma elevação da temperatura aumenta a velocidade de uma reação porque aumenta o número de moléculas dos reagentes com energia superior à de ativação. Uma lei muito antiga, dos primórdios do estudo da Cinética é a Lei de Van´t Hoff: “Um aumento de 10ºC na temperatura de uma reação dobra a sua velocidade”. O mais importante é o conceito que esta lei embute o conceito de que um aumento de temperatura provoca um aumento significativo de velocidade da reação. Catalisadores são substâncias que permitem acelerar uma reação sem serem consumidas. O catalisador não modifica o equilíbrio da reação, mas permite atingi-lo mais rapidamente, pois ele modifica o mecanismo da reação, executando-a em uma seqüência de etapas cujas energias de ativação são todas bem inferiores à da reação não catalisada. Normalmente, apenas uma quantidade muita pequena de catalisador é usado e pode transformar uma quantidade ilimitada de reagentes. 1.2 – Objetivo Este experimento tem por objetivo verificar os fatores que afetam na velocidade das reações químicas, e obter os valores da constante de velocidade e da energia de ativação para a reação estudada, nas temperaturas de ensaio. 2. PARTE EXPERIMENTAL 2.1 Material necessário 2.1.1 - Vidraria: Proveta de 100 mL; Becker de 50 mL;
Balão volumétrico de 500 mL; Erlenmeyes de 250 mL. 2.1.2
- Reagentes: Hodróxido de sódio; Acetato de etila; Água destilada. – Outros
2.1.3
pH-gâmetro; Banho termoestatizado; Cronômetro; Agitador magnético. 2.2 – Procedimento I. Em erlenmeyers de 250 mL separou-se alíquotas de 50 mL de NaOH 0,02 mol/L e Acetato de Etila 0,02 mo/L à temperatura ambiente. II. Separou-se alíquotas iguais para ficar em banho termoestatizado de 35˚C e 45˚C. III. No calorímetro limpo e seco, adicionou-se os 50 mL de NaOH à temperatura ambiente e colocou-se no agitador magnético em contato com os eletrodos do pH-gâmetro. Realizou-se a leitura do pH e adicionou-se os 50 mL de acetato de etila, acionando o cronômetro e passando a registrar as leituras de 30 em 30 segundos, até 10 minutos. IV. Repetiu-se o mesmo procedimento com as soluções à temperatura de 35˚C e 45˚C. 3. RESULTADOS E DISCUSSÃO 3.1 – Dados coletados e gráficos A
reação
é
considerando-a de 2ª ordem temos:
, , assim teremos:
Abaixo temos os gráficos de 1/[OH] em função do tempo para as 3 temperaturas, e o valor da constante de velocidade (k) para cada uma. A unidade de medida da constante de velocidade é:
, onde n é a ordem da reação e t
a unidade medida utilizada para o tempo. Gráfico 1 – Temperatura de 25,7 °C
200
180
1/[OH]
160
140
1/[OH] = 1/[OH]0 + k.t k = 8,66 ± 0,09 (mol/L)
-1
.min-1
120
100 0
2
4
6
8
10
t (min)
Gráfico 2 – Temperatura de 31,7 °C
350
1/[OH]
300
250
200
.
1/[OH] = 1/[OH]0 + k t -1
k = 18,2 ± 0,4 (mol/L) .min
-1
150
0
2
4
6
t (min)
8
10
Gráfico 3 – Temperatura de 42 °C 1000 900 800 700
1/[OH]
600 500 400
.
1/[OH] = 1/[OH]0 + k t -1
300
k = 55,17 ± 1,25 (mol/L) .min
-1
200 100 0
2
4
6
8
10
t (min)
Agora vamos utilizar a equação de Arrhenius:
Assim, construindo um gráfico de
por 1/T, o coeficiente angular será
podendo obter, assim, a energia de ativação para a reação. Gráfico 4 – ln k versus inverso da temperatura
4,2 4,0 3,8 3,6
ln k
3,4 3,2 3,0
.
2,8
lnk = lnk0 - E/R 1/T
2,6
-E/R = -10249,08 ± 87,86 K
2,4 2,2 0,00316 0,00318 0,00320 0,00322 0,00324 0,00326 0,00328 0,00330 0,00332 0,00334 0,00336 -1
1/T (K )
,
A partir do gráfico (
temos que
, assim temos:
3.2 – Discussão As soluções foram colocadas em banho termoestatizado para que ficassem a temperatura desejada. Porém, ao se retirar a solução do banho, até que começasse a reação, a solução já teve sua temperatura diminuída. As temperaturas desejadas eram: ambiente, 35 °C e 45 °C, porém as temperaturas de ensaio foram: 25,7 °C; 31,7 °C e 42 °C. Os gráficos foram construídos utilizando a concentração de OH, ou seja, o NaOH. Poderia também ser utilizada a concentração de acetato, pois como a reação ocorre 1:1, os resultados esperados deviam ser os mesmos. 4. CONCLUSÃO Pode-se então verificar os fatores que alteram a velocidade das reações químicas, e obter a constante da taxa de reação, para cada temperatura de ensaio, e a energia de ativação para a reação estudada, no intervalo da temperatura de ensaio. 5. REFERÊNCIAS Disponível em: http://www.pucrs.br/quimica/mateus/cinetica.pdf, acessado dia 20 de maio de 2010. Disponível em: http://www.ebah.com.br/relatorio-quimica-cinetica-doc-a46489.html, acessado dia 20 de maio de 2010.
ANEXOS 1. Qual o valor da constante de taxa de reação para a saponificação do acetato de etila nas temperaturas testadas? Ver resultados: gráficos 1, 2 e 3. 2. Qual o valor da energia de ativação para essa reação no intervalo de temperatura do ensaio? Ver resultados. 3. A que corresponde o fator pré-exponencial da equação de Arrhenius? Corresponde a freqüência de choques que ocorrem na reação.
