Trabalho

XIII JORNADA DE ENSINO, PESQUISA E EXTENSÃO – JEPEX 2013 – UFRPE: Recife, 09 a 13 de dezembro.
ESTUDO DOS PARÂMETROS CINÉTICOS DE ARRHENIUS POR
MEIO DA REAÇÃO DE ÁCIDO CLORÍDRICO E ALUMÍNIO – UMA
PROPOSTA DE AULA PRÁTICA
Luana Maria de Lima Nascimento1, José Cícero Alves da Silva2, José Francielson Queiroz Pereira,3 Andréa Monteiro
Santana Silva Brito4
Introdução
A Cinética é a área da química que estuda a velocidade em que as reações ocorrem (ATKINS, 2001, p. 643).
Levando em consideração a estrutura submicroscópica da matéria, uma reação química pode ocorrer somente quando os
átomos, íons, ou moléculas dos reagentes estão em contato. Assim, a velocidade de uma dada reação depende da
frequência com que as partículas reagentes colidem. Nem todas as colisões levam a uma reação química, pois muitas
vezes elas não satisfazem os requisitos energéticos para que a reação ocorra. Em alguns casos, as moléculas colidem
com energia suficiente, mas em orientações inapropriadas para que a reação se complete. Os principais fatores que
afetam a velocidade de uma reação são aqueles que afetam as colisões entre as partículas. Assim, um aumento na
concentração de reagentes, aumenta a velocidade da reação porque as colisões se tornam mais frequentes. Um aumento
de temperatura aumenta a energia cinética das partículas e consequentemente a energia das colisões também será maior.
O aumento da superfície exposta também aumenta a velocidade da reação, pois um maior número de partículas poderá
sofrer colisões (ATKINS, 2001, p. 643).
Muitas reações, tais como, explosões de misturas de hidrogênio e oxigênio ocorrem tão rapidamente que a
determinação acurada de suas velocidades se torna difícil. Já outras reações, tal como a ferrugem de algumas ligas,
ocorre tão lentamente que, novamente, é muito difícil de medir a velocidade de reação. Por outro lado, existem muitas
reações que ocorrem a velocidades intermediárias, fáceis de medir. Um desses casos é a reação entre uma solução de
ácido clorídrico e alumínio. Embora Costa (2005) tenha indicado a reação de ácido clorídrico com alumínio como um
experimento para o estudo cinético, o mesmo não aprofundou os experimentos para a investigação dos parâmetros
cinéticos dessa reação.
Os parâmetros cinéticos podem ser determinados fazendo-se vários ensaios, à mesma temperatura, variando-se
apenas a concentração de um dos reagentes. A dependência da constante de velocidade com a temperatura pode ser
investigada realizando-se ensaios nas mesmas condições de concentração, variando-se apenas a temperatura. A
expressão matemática que relaciona a constante de velocidade com a temperatura é chamada equação de Arrhenius:
k= Ae-Ea/RT
eq.1
Onde A é o coeficiente de proporcionalidade, conhecido por fator pré-exponencial, T a temperatura em Kelvin, R a
constante universal dos gases (8,314 J/Kmol) e E a a energia de ativação.
Esta equação pode ser reescrita da seguinte forma:
lnk= -Ea/R(1/T) + lnA
eq.2
Portanto, traçando-se um gráfico ln k x 1/T(em Kelvin) determina-se à energia de ativação. As duas constantes, A e
Ea, são conhecidas como parâmetros de Arrhenius da reação, são encontradas experimentalmente e são praticamente
independentes da temperatura, mas depende da reação que está sendo estudada.
Assim, o presente trabalho teve como objetivo utilizar a reação simples de ácido clorídrico e alumínio para estudar
os parâmetros cinéticos (Ea e A) com a turma de química geral II do curso de licenciatura em química da Unidade
Acadêmica de Serra Talhada (UAST) da UFRPE.
Material e Métodos
Inicialmente, foram separados cinco tubos de ensaios e marcados com as letras A, B, C, D e E. Submetendo-os ao
que pede na tabela 1. As reações aconteceram em temperatura ambiente (25 oC) e nas temperaturas de 10ºC e 50oC.
Após a adição dos volumes nos tubos, os mesmos foram imersos em um recipiente com água às temperaturas já
determinadas, a fim de observar as reações nas diferentes temperaturas. Só então os alumínios (considerado reagente
limitante), cortados nos mesmos tamanhos, foram acrescentados aos tubos, homogeneizando a solução com uma leve
agitação e acionando o cronômetro em seguida. Para cada tubo, foi medido o tempo necessário para o alumínio ser
consumido totalmente.
1
Graduanda em Licenciatura Plena em Química na Unidade Acadêmica de
(UAST/UFRPE).E-mail: [email protected]
2
Graduado em Licenciatura Plena em Química na Unidade Acadêmica de
(UAST/UFRPE). E-mail: [email protected]
3
Graduado em Licenciatura Plena em Química na Unidade Acadêmica de
(UAST/UFRPE). E-mail: [email protected]
4
Professora Adjunta do curso de Licenciatura Plena em Química na Unidade
Pernambuco (UAST/UFRPE). E-mail: [email protected]
Serra Talhada da Universidade Federal Rural de Pernambuco
Serra Talhada da Universidade Federal Rural de Pernambuco
Serra Talhada da Universidade Federal Rural de Pernambuco
Acadêmica de Serra Talhada da Universidade Federal Rural de
XIII JORNADA DE ENSINO, PESQUISA E EXTENSÃO – JEPEX 2013 – UFRPE: Recife, 09 a 13 de dezembro.
Resultados e Discussão
Inicialmente calculou-se a concentração molar de ácido clorídrico e de alumínio presentes nos diversos ensaios. Com
os tempos obtidos, calculou-se a velocidade média em que cada ensaio ocorreu, usando-se para tanto a expressão da
velocidade média de consumo de alumínio V = - [Al] /t. Com estes dados, construiu-se a tabela 2. Empregando a
equação da lei da velocidade, V= k[Al]a[HCl]b, calculou-se as ordens de reação a e b. A lei da velocidade obtida com
os dados, foi v=k[HCl]3[Al], portanto, uma reação de 4ª ordem. Uma vez conhecido [HCl], [Al], a, b, e as velocidades
de cada ensaio, foi possível determinar o valor da constante k à temperatura ambiente ou a qualquer outra temperatura.
Para cada temperatura escolhida na proposta se obteve uma constante diferente, conforme tabela 3. Para encontrar a
energia de ativação e o fator pré-exponencial traçou-se um gráfico ln k x 1/T (em Kelvin), figura 1. Pela equação 2, a
inclinação da curva é igual a - Ea/R, então, o valor encontrado para a reação do alumínio com ácido clorídrico é igual a
3,46 kJ/mol e o fator A, é o próprio coeficiente linear da reta, cujo valor obtido foi 4,15x10 -4 L3 /s mol3.
Com essa prática foi possível apresentar os parâmetros cinéticos que influenciam na velocidade das reações químicas
de forma mais simples nas aulas de química 2 do curso de licenciatura em química da UAST.
Agradecimentos
PROGEST/UFRPE pela bolsa de monitoria na disciplina Química II.
Referências
Atkins, P. W. Princípios de Química: Questionamento a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre:
Bookman, 2001.
Costa, T. S.; Ornelas, D. L.; Guimarães, P. I. C.; Mercon, F.; Experimentos com Alumínio. Revista Química Nova
na Escola, Nº 23, Maio 2006.
XIII JORNADA DE ENSINO, PESQUISA E EXTENSÃO – JEPEX 2013 – UFRPE: Recife, 09 a 13 de dezembro.
Tabela 1.
Tubos
A
B
C
D
E
Ensaios Experimentais
ENSAIOS
Solução de Ácido Clorídrico 6 mol/L
Alumínio Volume (mL)
Massa (g)
3
0,001
3
0,002
3
0,003
1,5
0,001
0,75
0,001
Água Destilada Volume (mL)
1,5
2,25
Velocidade de reação para a temperatura
ambiente
Tabela 2.
Tubos
A
B
C
D
E
Tabela 3.
[HCl]mol/L
6
6
6
3
1,5
Tempo (s)
112,7
112,8
108,19
646,58
2882,21
Velocidade Média de Consumo de
Alumínio (mol/L.s)
- 1,095.10-4
- 2,189.10-4
- 3,424.10-4
- 3,819.10-5
- 1,714.10-5
Dados para construção do gráfico lnk versus 1/T.
Temperatura
(°C)
T (K)
10
283
25
298
50
323
Figura 1.
[Al]mol/L
1,2345.10-2
2,4692.10-2
3,7037.10-2
2,4692.10-2
4,9383.10-2
1/T ( K-1)
3,53.10-3
3,36.10-3
3,10.10-3
Gráfico lnk versus 1/T
k
( L3mol-3s-1)
9,510.10-5
1,029.10-4
1,139.10-4
lnk
- 9,260
- 9,182
- 9,080