Relatório FQ - Arrhenius

Páginas: 7 (1510 palavras) Publicado: 17 de setembro de 2014






Experimento de cinética química
Lei de Arrhenius





Alunos: Adelmo Menezes de Aguiar Filho
Davi Félix Queiroz
Gabriel Nunes Guerra

Professora: Isabel Rigoli
Disciplina: Físico-Química C (QUIA17)





Salvador
2013
Objetivos

Determinar a energia de ativação e constante pré-exponencial de uma reação química iônica em meio aquoso.
Analisar a influênciada temperatura na constante de velocidade da reação.
























Introdução

Na cinética química, na maior parte das reações, as constantes de velocidade aumentam com o aumento da temperatura, na qual o gráfico de lnk contra 1/t leva a representação de uma reta. Esse comportamento linear segue a lei geral das equações do primeiro grau y=ax+b, representada pelaequação de Arrhenius como:


(1)

O fato de Ea (energia de ativação) ser dada pelo coeficiente angular da reta, mostra que quanto mais elevada for a energia de ativação, maior será a dependência entre temperatura e constante de velocidade. Dessa forma, para analisarmos os parâmetros de Arrehnius e interpretá-los, precisamos escrever a sua equação na forma:


(2)


Onde: K é a constantede velocidade, A é o fator pré-exponecial, Ea é a energia de ativação, R é a constante geral dos gases e T é a temperatura absoluta.

A teoria de colisões nos mostra que para que ocorra uma reação química, deve ocorrer um choque perfeito entre as espécies da reação. Essa teoria é utilizada para gases perfeitos, porém ela pode ser utilizada para analisar a equação de Arrhnenius.

Desta forma,temos que o fator pré-exponencial A indica o número total de colisões que ocorreram no sistema, independente da forma como ocorreram. O fator exponencial indica a fração de colisões com energia mínima necessária para que ocorra a reação. Portanto, a constante de velocidade representa o número de colisões bem-sucedidas, que realmente fizeram com que houvesse a reação.

Para realizar esse estudo,utilizamos a reação de persulfato de potássio pelo íon iodeto em meio aquoso em diferentes temperaturas:

S2O8 2- + 2I- → 2SO4 2- + I2
(3)

Sabe-se que a reação é de segunda ordem, na qual a velocidade pode ser apresentada por:

-d[S2O82 - ] = K[S2O82-].[I-] dt
(4)

Se [I-] e constante, então:
-d[S2O82 - ] = K’ [S2O82-]dt
(5)

Onde:
K’ = K[I-]
(6)

Ou seja, a “reação problema”torna-se de pseudo-primeira ordem, na qual fica mais fácil de resolver e avaliar. Representando-se por [S2O82-]0 a concentração inicial dos íons persulfato, por [S2O82-] a concentração presente de persulfato em um tempo t, quando integrada, resulta em:

ln[S2O82-] / [S2O82-]0 = -k’t = - ln[S2O82-]0 / [S2O82-]
(7)

k’ = (1/t).ln[S2O82-]0 / [S2O82-]
(8)

Para se manter constante e controladaa concentração do íon iodeto, este será regenerado pela reação entre o íon tiossulfato e o iodo resultante da oxidação do iodeto pelo persulfato:

I2 + 2S2O32- → 2S4O6 2- + 2I- (reação competitiva)
(9)

Como esta reação e muito mais rápida do que a reação-problema, o iodo não será detectado antes de os íons tiossulfato terem sido inteiramente consumidos. Para uma quantidade definida de íonstiossulfato adicionada a mistura inicial de proporções conhecidas de íons iodeto e de íons persulfato, pode-se medir o tempo (t) correspondente ao consumo de uma fração preestabelecida de persulfato.

Quando todo o tiossulfato for consumido, os primeiros traços em excesso de iodo, produzidos na reação entre os íons persulfato e iodeto, formarão um complexo com o amido que tornará azul acoloração. O momento de viragem (o tempo t) e aquele em que a cor azul aparece.

I2 + amido → complexo azul
(10)

I2 + I- → I3- (vermelho-alaranjado)
(11)

Para a realização desse experimento, tem-se que 1,0 mol de persulfato reage com 2,0 mol de iodeto, formando 1,0 mol de iodo, o qual, por sua vez, consome 2,0 mol de tiossulfato, fazendo com que cada mol de persulfato fique responsável pelo...
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