Universidade Estadual de Goiás
UnUCET - Anápolis
Química Industrial
Físico-Química Experimental II
Parâmetros de Arrhenius:
Efeito da Temperatura na
Velocidade de uma Reação
Alunos: Bruno Ramos;
Wendel Tiago Mendes.
Professor: Ademir João Camargo
Anápolis, 2005.
1. Introdução
1.1 Catálise
Do grego καταλειν ou κατάλυσις, significando anular ou desamarrar, a catálise é a
aceleração da velocidade de reação de uma reação química, através de uma substância
denominada catalisador, que não sofre alterações químicas na reação global.
A catálise acelera a reação química por prover um caminho de menor energia entre os
reagentes e os produtos da reação; ou seja, por diminuir a energia de ativação (Ea) da
reação:
adição de catalisador
Esse abaixamento de energia geralmente envolve a formação de um ou mais intermediários,
que não podem ser formados sem o catalisador. A formação deste(s) intermediário(s) e a
reação subseqüente tem uma energia de ativação muito menos do que o requerido para a
reação direta sem o catalisador. A unidade derivada do SI para medir a atividade catalítica
é o katal, moles por segundo. O grau de atividade de um catalisador também pode ser
descrita pelo turn over number, TON; e a eficiência catalítica, pelo turn over frequency, TOF.
A palavra catálise foi primeiramente usada por Jöns Jakob Berzelius, em 1835, que foi o
primeiro a notar que certas substâncias aceleram uma reação. Outros químicos anteriores
envolvidos com catálise foram Alexander Mitscherlich, que em 1831 se referiu a processos
de contato, e Johann Wolfgang Döbereiner, que falou de ação de contato, e cuja luminária
baseada em hidrogênio e uma “esponja” de platina fez um enorme sucesso nos anos 1820.
2
A catálise é um processo extremamente importa de um ponto de vista industrial, uma vez
que a produção da maioria dos compostos mais industrialmente importantes envolve
catálise. Os processos mais antigos são a síntese da amônia pelo processo de Haber, e a
síntese de Fischer-Tropsch. A pesquisa na área de catálise é um campo enorme da ciência
aplicada, e envolve muitos campos da química (especialmente a química organometálica) e
da física. A catálise também é de enorme importância na ciência ambiental, desde os
conversores catalíticos nos automóveis até as causas do buraco de ozônio.
1.2 Catalisadores
Os catalisadores, como mencionado no item anterior, permitem às reações químicas se
processarem muito mais rápido, ou a temperaturas menores por causa das mudanças que
eles promovem nos reagentes. Eles reduzem a quantidade de energia necessária para
iniciar uma reação química. Moléculas que não teriam a energia para reagir, ou que
tivessem energias tão baixas que provavelmente levariam um bom tempo para reagir são
capacitadas de reagir na presença de um catalisador. Então, mais moléculas que precisam
ganhar menos energia promoverão a reação química.
Os catalisadores, entretanto, não podem tornar uma reação energeticamente desfavorável
possível – eles não afetam o equilíbrio químico de uma reação porque as velocidades de
ambas reações – direta e inversa – são igualmente afetadas.
Os catalisadores podem ser heterogêneos ou homogêneos.
1.3 Catalisadores homogêneos
Catalisadores homogêneos geralmente reagem com um ou mais reagentes para formar um
intermediário químico que subseqüentemente reage para formar o produto final da reação e,
no processo, regenerando o catalisador, como indica o esquema a seguir:
A + C → AC (1)
B + AC → AB + C (2)
Apesar de o catalisador (C) ser consumido na reação 1, ele é produzido pela reação 2;
então, para a reação global:
A + B + C → AB + C
o catalisador não é nem consumido, nem produzido.
Catalisadores homogêneos estão na mesma fase que o meio reacional.
1.3 Autocatálise
3
Diz-se que uma reação química sofreu autocatálise se a reação por si só produz seu
próprio catalisador.
Exemplos de reações autocatalíticas são a degradação da camada de ozônio atmosférica e
a reação descrita no experimento relatado.
2. Objetivo
Determinar experimentalmente a influência do catalisador na velocidade de reação entre
permanganato de potássio e ácido oxálico.
3. Metodologia
Utilizou-se, nesse experimento, os seguintes materiais:
-
01 proveta de 100,0 mL;
-
15 tubos de ensaio;
-
01 conta-gotas;
-
Cronômetro;
-
Solução aquosa de ácido sulfúrico 0,5M;
-
Solução aquosa de permanganato de potássio 0,01M;
-
Solução aquosa de ácido oxálico 0,05M;
-
Solução aquosa de sulfato de manganês 0,2M.
Transferiu-se para uma proveta (de capacidade volumétrica de 25 mL) 50 gotas de solução
de permanganato de potássio (KMnO4) e diluiu-se-a ao volume com água deionizada,
obtendo uma solução denominada de A.
Em seguida, transferiu-se 2 gotas de uma solução de ácido oxálico (H2C2O4) e 2 gotas de
uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4) para um tubo de ensaio. Feito isso, transferiu-se 1
gota da solução A para o tubo e registrou-se o tempo necessário para o desaparecimento da
coloração da solução de KMnO4.
E assim seguiu-se, colocando uma gota da solução A no mesmo tubo e marcando o tempo
decorrido até o desaparecimento da cor. O procedimento foi repetido 11 vezes. Os dados
coletados constam na tabela 1.
4
Em outro tubo de ensaio, adicionou-se 2 gotas da solução de ácido oxálico e 2 gotas da
solução de sulfato manganoso (MnSO4) e 1 gota da solução A, e registrou-se o tempo
necessário para a cor da solução desaparecer.
4. Resultados e Discussão
H2C2O4 (gotas)
H2SO4 (gotas)
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
MnSO4
KMnO4
(gotas)
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
1
(gotas)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
1
t (s)
t-1 (s-1)
180
77
47
40
36
34
31
30
25
18
15
12
3
5,6 x 10-3
1,3 x 10-2
2,2 x 10-2
2,5 x 10-2
2,8 x 10-2
2,9 x 10-2
3,2 x 10-2
3,3 x 10-2
4,0 x 10-2
5,6 x 10-2
6,7 x 10-2
8,3 x 10-2
3,3 x 10-1
Tabela 1: Dados coletados no experimento
A reação que ocorre no experimento acima pode ser representada pela seguinte equação:
2MnO4- + 5H2C2O4 + 6H+ -> 10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O
Esta reação é irreversível, pois ocorre liberação de gás carbônico (CO2) para a atmosfera.
O íon MnO4- é colorido, no entanto íon Mn2+ em solução aquosa é incolor. Sendo assim, o
desaparecimento da coloração da solução corresponde ao consumo total do reagente
MnO4-, com produção do íon Mn+2, que faz o papel de catalisador.
Como a reação produz seu próprio catalisador, ela é denominada autocatalisada.
Observando a tabela, vê-se que as velocidades das reações vão tornando-se cada vez
maiores devido à presença do catalisador.
A maior velocidade notada na última reação deve-se à pronta presença do catalisador,
fornecido pela adição do sulfato manganoso.
5. Conclusão
5
A reação produz o íon Mn2+ que, por observação da última etapa do experimento, conclui-se
se tratar realmente do catalisador da reação.
6. Bibliografia
WIKIPEDIA.
Catalysis;
Catalysts;
Autocatalysis.
Disponível
online
em:
http://en.wikipedia.org/wiki/Autocatalysis
http://en.wikipedia.org/wiki/Catalysis e http://en.wikipedia.org/wiki/Catalysts. Acessados em 02.10.05.
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