Lei de arrehnius

Universidade Federal de Minas Gerais – UFMG
Instituto de Ciências Exatas – ICEx
Departamento de Química – DQ

Cinética Química

Lei de Arrehnius

Professora: Vanya Pasa
Aluno:
Mauro de Souza Lima Prates Junior Guilherme Augusto de Melo Jardim
22 de Abril de 2010 Objetivo Determinar a energia de ativação de uma reação química iônica pelo efeito da variação da temperatura sobre a sua constante de velocidade.

Introdução Lei de Arrhenius : K = Ae –E/RT [1] Ou na forma logarítmica, ln K = ln A – E/RT [2] Equação esta que tem forma linear. Encontra-se a energia de ativação e o fator de freqüência de uma reação A através do gráfico lnK x T-1. Sendo T a temperatura, R a constante dos gases ideais (8,31447Jmol-1K-1) e K a constante da velocidade da reação. Sabe-se que os íons persulfato e iodeto reagem para formar o íon sulfato e iodo: S2O82- + 2I- → 2SO4 2- + I2 De conhecimento prévio que esta reação é de segunda ordem, sua velocidade é: -d[S2O82-] = K[S2O82-].[I-] [3] d t Se [I-] é constante, então:

-d[S2O82-] = K’ [S2O82-] [4] d t onde: K’ = K[I-], uma reação “pseudo-primeira ordem”. Reações paralelas e rápidas:

I2 + 2S2O32- → 2S4O6 2- + 2I- I2 + amido → complexo azul I2 + I- → I3- (vermelho-alaranjado) B(K2S2O8)=0,01 mol/L; B(Na2 S2O3)=0,01 mol/L; B(KI)=0,5 mol/L

ln([S2O82-]/[ S2O82-]o) = -K’t ou K’ = t-1 ln([S2O32-]o/[ S2O32-])

Materiais e reagentes Tubos de