I. INTRODUÇÃO

A cinética química, também conhecida como dinâmica química, trata das velocidades das reações químicas.

Assim cinética química corresponde à velocidade de uma reação, ou seja, à variação temporal da concentração de um

reagente. Uma reação genérica do tipo reagente → produto pode ser esquematizada da seguinte forma:

A velocidade de uma reação química pode ser definida como a variação na concentração de uma espécie

(reagente ou produto) dividida pelo tempo que a mudança leva para ocorrer. Uma forma de expressar a velocidade de

uma reação é através da velocidade média, calculada a partir da variação da concentração molar de um reagente, R,

∆ [R ]=[R]t2−[R]t 1, durante o intervalo de tempo ∆ t=t 2−t 1.

As velocidades são sempre definidas de modo a se obter grandezas positivas. Assim, para uma reação R → P

define-se:

Velocidade média de consumo:vR=−∆[R]∆ t

Velocidade média de formação: vP=∆ [P ]∆ t

Ou, em termos de variações infinitesimais:

vR=−dCRdt

; vP=dCPdt

Do ponto de vista cinético, as reações químicas podem ser classificadas em elementares e não elementares.

Reações elementares são aquelas que ocorrem em uma só etapa e para elas a equação estequiométrica traduz

perfeitamente o mecanismo pelo qual a reação ocorre.

Por exemplo, para a reação elementar:

Sua velocidade depende do número de colisões das moléculas do reagente A com as moléculas do reagente B.

Portanto, sua velocidade será proporcional à concentração do reagente A e à concentração do reagente B:

v=K .C A .CB

Reações não elementares são aquelas que ocorrem por meio de várias etapas elementares, cada uma com

uma expressão de velocidade própria.

Por exemplo, a reação entre o hidrogênio e o bromo para formar ácido bromídrico, no estado gasoso:

Esta reação foi estudada experimentalmente e verificou-se que a velocidade global dessa reação pode ser

expressa da seguinte forma:

Como pode se observar por este exemplo, a lei de velocidade não pode ser deduzida da equação química,

devendo ser determinada experimentalmente.

a. Constante de velocidade

Na expressão v=K .C Aα .CB

β tem-se a constante de proporcionalidade k, que é a constante de velocidade da

reação.

Matematicamente, k é a velocidade da reação quando as concentrações são unitárias. A constante de

velocidade k tem dimensões que dependem da ordem de reação:

K: (tempo)-1.(concentração)1-n

Onde n= ordem da reação.

O conceito de ordem de uma reação química está relacionado à expressão de velocidade. Ordem de reação é a

soma dos expoentes aos quais estão elevadas as concentrações na expressão de velocidade, e não estão

relacionados aos coeficientes estequiométricos.

Para a reação: aA + bB → cC + dD

Tem-se uma lei de velocidade:v=K .C Aα .CB

β

Na qual:

= ordem de reação em relação ao reagente A

= ordem de reação em relação ao reagente B

+ = ordem global da reação

E a e b

A ordem de reação é determinada experimentalmente, no caso da cinética empírica, ou por meio de modelos

matemáticos, a partir de dados espectroscópicos e de química teórica sobre as moléculas participantes, no caso da

cinética química teórica. Na prática, as reações mais importantes são as de ordem zero, primeira e segunda ordens.

Reações de terceira ordem são bastante raras e não são conhecidas reações de ordem superior a três.

b. Efeito da temperatura sobre a velocidade das reações químicas

Uma lei de velocidade mostra a relação entre as velocidades e as concentrações. No entanto, as velocidades

também dependem da temperatura. Com poucas exceções, a velocidade aumenta acentuadamente com o aumento da

temperatura. Van’t Hoff, químico holandês, observou empiricamente que a cada 10°C de elevação da temperatura, a

velocidade da reação duplica.

Porém, experimentalmente, observou-se que este quociente fica, na realidade, entre 2 e 4.

Então, em 1889, o químico sueco Svante Arrhenius (ex-bolsista de Van’n Hoff) propôs outra equação empírica que

proporciona melhores resultados:

Equação de Arrhenius

Onde:

k= constante de velocidade

Ea= energia de ativação

R= constante dos gases

T= temperatura absoluta

A= fator pré-exponencial

A equação de Arrhenius que pode ser escrita de outras formas:

O gráfico abaixo representa a equação de Arrhenius, de acordo com esta última equação:

O parâmetro A, dado pela ordenada à origem, em 1/T=0, é o fator pré-exponencial ou fator de frequência. O

parâmetro A não é adimensional. Tem as mesmas dimensões da constante de velocidade. Portanto, suas dimensões

variam com a ordem de reação. Embora dependa ligeiramente da temperatura, este efeito pode ser desprezado para

pequenos intervalos de temperatura. O parâmetro Ea, obtido pela inclinação (-Ea/R) da reta, é a energia de ativação da

reação.

A energia de ativação é a energia cinética mínima que os reagentes devem ter para que se formem os produtos.

Esta é justamente a mais importante contribuição de Arrhenius: a proposição de que os processos químicos são

ativados, ou seja, precisam de certa energia de ativação para ocorrer. Assim, processos com baixa energia de ativação

ocorrem rapidamente, enquanto processos com elevada energia de ativação ocorrem mais lentamente.

O gráfico a seguir mostra a energia de ativação para um processo exotérmico:

Quanto maior a energia de ativação, menos provável será a transformação de reagentes em produtos.

A equação de Arrhenius pode ser aplicada para reações gasosas, líquidas e até reações heterogêneas. O

intervalo de temperaturas no qual ela é válida é amplo para reações elementares, restrito para reações complexas e

curto para reações em cadeia. Ela é mais utilizada para reações monomoleculares.

II. OBJETIVO

Determinar a ordem global da reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido clorídrico, bem como a energia de

ativação, constantes de velocidade, fator pré-exponencial das colisões e expressar a lei de velocidade para esta reação.

Parte 1 – Determinação da Lei de velocidade

III. MATERIAIS E REAGENTES

a. Materiais

5 tubos de ensaio;

2 bécker de 50 mL;

1 pipeta de 5 mL;

1 pipeta de 10 mL;

1 estante para tubos.

b. Reagentes

Ácido Clorídrico - HCl 0,5 mol/L;

Tiossulfato de sódio - Na2S2O3 0,5 mol/L;

Água destilada – H2O.

c. Equipamentos

1 Cronômetro.

IV. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

a. Variação da Concentração de Tiossulfato de na reação entre Na2S2O3 e HCl

Em 5 tubos de ensaio previamente numerados foram adicionados, respectivamente, 6,0 mL; 4,0 mL; 3,0 mL; 2,0

mL e 1,0 mL de Na2S2O3 0,50 mol.L-1. Para a adição de 6,0 mL de Na2S2O3 0,50 mol.L-1 foi utilizado a pipeta de 10 mL

para as demais medidas foi utilizado a pipeta de 5,0 mL. Em seguida foram adicionados a esses tubos, exceto ao

primeiro, respectivamente, 2,0 mL; 3,0 mL; 4,0 mL e 5,0 mL de água destilada, de modo que todos os tubos contivessem

6,0 mL de solução de tiossulfato de sódio em diferentes concentrações, homogeneizando-os.

Em um bécher de 50 mL foi adicionado 6,0 mL de ácido clorídrico 0,5 mol.L-1 com auxílio da pipeta de 10 mL.

Todos os tubos numerados foram posicionados na estante de tubos, em seguida preparou-se um papel com um

ponto preto. Este papel foi localizado atrás do tubo número 1. Segurando o cronômetro em uma das mãos, adicionou-se

ao tubo número 1, os 6,0 mL de ácido clorídrico 0,5 mol/L que estava no bécher, acionando o cronômetro no instante da

adição. O cronômetro foi parado assim que não foi mais possível visualizar o ponto preto marcado no papel localizado

atrás do tubo número 1. Anotou-se o tempo marcado no cronômetro.

O mesmo procedimento foi realizado para os tubos 2, 3, 4 e 5. A todos os tubos foram adicionados 6,0 mL de

ácido clorídrico 0,5 mol/L. Todos os tempos encontrados foram anotados, conforme tabela 1.

b. Variação da Concentração de H3O+ na reação entre Na2S2O3 e HCl

Em 5 tubos de ensaio previamente numerados foram adicionados, respectivamente, 6,0 mL; 4,0 mL; 3,0 mL; 2,0

mL e 1,0 mL de HCl 0,50 mol.L-1. Para a adição de 6,0 mL de HCl 0,50 mol.L-1 foi utilizado a pipeta de 10 mL para as

demais medidas foi utilizado a pipeta de 5,0 mL. Em seguida foram adicionados a esses tubos, exceto ao primeiro,

respectivamente, 2,0 mL; 3,0 mL; 4,0 mL e 5,0 mL de água destilada, de modo que todos os tubos contivessem 6,0 mL

de solução de ácido clorídrico em diferentes concentrações, homogeneizando-os.

Em um bécher de 50 mL foi adicionado 6,0 mL de tiossulfato de sódio 0,5 mol.L-1 com auxílio da pipeta de 10 mL.

Todos os tubos numerados foram posicionados na estante de tubos, em seguida preparou-se um papel com um

ponto preto. Este papel foi localizado atrás do tubo número 1. Segurando o cronômetro em uma das mãos, adicionou-se

ao tubo número 1, os 6,0 mL de tiossulfato de sódio 0,5 mol/L que estava no bécher, acionando o cronômetro no instante

da adição. O cronômetro foi parado assim que não foi mais possível visualizar o ponto preto marcado no papel localizado

atrás do tubo número 1. Anotou-se o tempo marcado no cronômetro.

O mesmo procedimento foi realizado para os tubos 2, 3, 4 e 5. A todos os tubos foram adicionados 6,0 mL de

tiossulfato de sódio 0,5 mol/L. Todos os tempos encontrados foram anotados, conforme tabela 2.

V. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Tabela 1 – Variação da Concentração de TiossulfatoTubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5

Diluição da Solução de Tiossulfato de Sódio 0,50 mol.L-1

Volume de Na2S2O3 0,50 mol.L-1 6,0 mL 4,0 mL 3,0 mL 2,0 mL 1,0 mLVolume H2O 0 mL 2,0 mL 3,0 mL 4,0 mL 5,0 mL

Diluição 6,0 mL 6,0 mL 6,0 mL 6,0 mL 6,0 mL[S2O3

2-] 0,50 mol.L-1 0,33 mol.L-1 0,25 mol.L-1 0,17 mol.L-1 0,08 mol.L-1

Mistura de 6,0 mL de Tiossulfato Diluído + 6,0 mL de HCl 0,50 mol.L-1 – Diluição: 12,0 mL[S2O3

2-] na mistura 0,25 mol.L-1 0,17 mol.L-1 0,13 mol.L-1 0,08 mol.L-1 0,04 mol.L-1

[H3O+] na mistura 0,25 mol.L-1 0,25 mol.L-1 0,25 mol.L-1 0,25 mol.L-1 0,25 mol.L-1

Tempo gasto (s) 11,78 16,22 20,47 28,94 80,25Velocidade Média*

C TIOSSULFATO

tGASTO

0.021222411 0.010480888 0.006350757 0.00276434 0.000498442

0 10 20 30 40 50 60 70 80 900

0.05

0.1

0.15

0.2

0.25

0.3

[S2O32-] x Tempo

[ ] (

mol

/L)

t(s)

Assumindo que a concentração do HCl foi constante, determinou-se a velocidade de reação em função da variação da

concentração do Na2S2O3 .

2 HCl + Na2S2O3 2 NaCl + SO2 + H2O + S↓

A equação que determina a velocidade é: (- rA) = k`.[A]

Linearizando:

ln (- rA) = ln (k`.[A])

ln (- rA) = ln k` + . ln [A]

y = b + a . x

(- rA) =

∆C tios∆ t

ln (- rA) [A] ln [A] (xi - x) (yi - y) (xi - x) (yi - y) (xi - x)2

0.0212224 -3.8526975 0.25 -1.386294 0.8023209 1.5403137 1.235826001 0.6437188

0.0104808 -4.5582018 0.17 -1.771956 0.4166585 0.8348094 0.347830411 0.1736042

0.0063507 -5.0591812 0.13 -2.040220 0.1483945 0.3338300 0.04953854 0.0220209

0.002764 -5.8909533 0.08 -2.525728 -0.3371133 -0.4979420 0.167862907 0.1136454

0.0004984 -7.6040225 0.04 -3.218875 -1.0302605 -2.2110112 2.277917626 1.0614367

y -5.3930113 x -2.18861 ∑i

5

(x i−x)( y i− y ) 4.0789754 ∑i

5

(x i−x)2 2.0144262

a=∑i

5

(x i−x )( y i− y )

∑i

5

(x i−x )2

2.0248820

b = y – a.x -0.96132

(yi - y i)2 (yi - y i) (yi - y i)2

2.372566549 -0.084291469 0.007105052

0.696906787 -0.008874793 7.8762 x10-5

0.111442532 0.033348795 0.001112142

0.247946279 0.184672709 0.03410401

4.888570813 -0.124855241 0.015588831

∑i

5

( y i− y i)2 8.317432959 ∑

i

5

( y i− y i)2 0.057988797

R2=1−∑i

5

( y i− y i)2

∑i

5

( y i− y i)2

0.993028042

-3.5 -3 -2.5 -2 -1.5 -1

-8

-7

-6

-5

-4

-3

-2

-1

0

f(x) = 2.02488203060305 x − 0.961323528931855R² = 0.993028041570577

ln (-rA) x ln [A]ln (-rA)

Assim:

= 2.025

ln k’ = - 0.9613 k’ = 0.3824

k’ = k . Cb 0.3824 = k . 0.25 mol/L k = 1.5296

Tabela 2 – Variação da concentração de H3O+

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5Diluição da Solução de Tiossulfato de Sódio 0,50 mol.L-1

Volume de HCl 0,50 mol.L-1 6,0 mL 4,0 mL 3,0 mL 2,0 mL 1,0 mLVolume H2O 0 mL 2,0 mL 3,0 mL 4,0 mL 5,0 mL

Diluição 6,0 mL 6,0 mL 6,0 mL 6,0 mL 6,0 mL[H3O+] 0,50 mol.L-1 0,33 mol.L-1 0,25 mol.L-1 0,17 mol.L-1 0,08 mol.L-1

Mistura de 6,0 mL de HCl Diluído + 6,0 mL Tiossulfato de 0,50 mol.L-1 – Diluição: 12,0 mL[H3O+] na mistura 0,25 mol.L-1 0,17 mol.L-1 0,13 mol.L-1 0,08 mol.L-1 0,04 mol.L-1

[S2O32-] na mistura 0,25 mol.L-1 0,25 mol.L-1 0,25 mol.L-1 0,25 mol.L-1 0,25 mol.L-1

Tempo gasto (s) 10,88 12,15 12,63 14,13 16,47Velocidade Média*

C ÁCIDO

tGASTO

0.021222411 0.010480888 0.006350757 0.00276434 0.000498442

10 11 12 13 14 15 16 170

0.05

0.1

0.15

0.2

0.25

0.3

[H3O+] x Tempo (s)

[ ] (

mo

l/L)

t(s)

Assumindo que a concentração do Na2S2O3 foi constante, determinou-se a velocidade de reação em função da variação

da concentração do HCl.

2 HCl + Na2S2O3 2 NaCl + SO2 + H2O + S↓

A equação que determina a velocidade é: (- rB) = k”.[B]

Linearizando:

ln (- rB) = ln (k”.[B])

ln (- rB) = ln k” + . ln [B]

y = b + a . x

(- rB) =

∆Cácid∆ t

ln (- rB) [B] ln [B] (xi - x) (yi - y) (xi - x) (yi - y) (xi - x)2

0.022978 -3.773220.25

-1.38629 0.802321 0.989428915 0.7938395360.64371888

9

0.013992 -4.269290.17

-1.77196 0.416658 0.493363506 0.2055640780.17360427

1

0.010293 -4.57630.13

-2.04022 0.148394 0.186353753 0.0276538670.02202091

9

0.005662 -5.174030.08

-2.52573 -0.33711 -0.411379323 0.1386814590.11364540

7

0.002429 -6.020420.04

-3.21888 -1.03026 -1.257766851 1.2958275361.06143674

9

y-4.76265

x-2.18862 ∑

i

5

(x i−x)( y i− y )2.4615664 ∑i

5

(x i−x)2

2.014426235

a=∑i

5

(x i−x )( y i− y )

∑i

5

(x i−x )2

1.2219690

b = y – a.x -2.0882293

(yi - y i)2 (yi - y i) (yi - y i)2

0.978969578 0.009017574 8.13166E-05

0.243407549 -0.015780227 0.000249016

0.034727721 0.005020304 2.52035E-05

0.169232948 0.000562744 3.1668E-07

1.581977452 0.001179605 1.39147E-06

∑i

5

( y i− y i)2

3.008315248 ∑i

5

( y i− y i)2

0.000357244

R2=1−∑i

5

( y i− y i)2

∑i

5

( y i− y i)2

0.999881248

-3.5 -3 -2.5 -2 -1.5 -1

-7

-6

-5

-4

-3

-2

-1

0

f(x) = 1.22196903209183 x − 2.08822939789667R² = 0.999881247884574

ln (-rB) x ln [B]

ln [B]

ln (-rB)

Assim:

= 1.222

ln k” = 2.0882 k” = 0.1239

k” = k . Ca 0.1239 = k . 0.25 k = 0.4956

Em termos de k’, k = 1.5296 e termos de k”, k = 0.4956. De acordo com os dados encontrados, é possível perceber que

houve erro de procedimento, tendo em vista que o valor de k deveria ser igual partindo de k’ ou k”.

A fim de se obter um único valor de k, foi feita a média aritmética dos valores encontrados:

k = (1.5296 + 0.4956)/2 = 1.0126

Dessa forma, a lei da velocidade para a reação ficou:

r = 1.0126 [S2O32-]2.03[H3O+]1.22

Parte 2 – Determinação dos parâmetros de Arrhenius.

III. MATERIAIS E REAGENTES

a. Materiais

2 Béckers de 50 mL;

2 Pipetas de 5 mL;

1 Bécher de 500 mL;

10 Tubos de ensaio;

Banho de gelo;

1 Estante para tubos de ensaio.

b. Reagentes

Ácido Clorídrico - HCl 0,5 mol/L;

Tiossulfato de sódio - Na2S2O3 0,5 mol/L;

Água destilada – H2O.

c. Equipamentos

1 Chapa de aquecimento;

1 Cronômetro;

1 Termômetro (0 a 100°C).

IV. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Em um bécker de 50 mL colocou-se a solução de Na2S2O3 (0,5 M) e no outro a solução de HCl (0,5 M). Em cinco

tubos de ensaio previamente identificados foram adicionados (a cada tubo) 4 mL com auxílio de pipeta graduada de 5

mL solução de tiossulfato de sódio 0,5 M. Em outros cinco tubos de ensaio, também previamente identificados, foram

adicionados com auxílio de pipeta graduada, 4 mL da solução de ácido clorídrico 0,5M.

Em um bécker de 50 mL com água destilada foi adicionado um tubo contendo solução de tiossulfato de sódio e

outro contendo ácido clorídrico. Aguardou-se aproximados 5 minutos para estabilizar a temperatura e, com o auxílio de

um termômetro, mediu-se a temperatura, tomando-se nota do valor encontrado. Posteriormente, verteu-se o conteúdo do

tubo de tiossulfato de sódio ao de ácido clorídrico e, com auxílio do cronômetro, marcou-se o tempo necessário para que

houvesse a turvação da solução de modo que o papel com um ponto preto colocado atrás do tudo não pudesse ser mais

visualizado. Tomou-se nota o tempo encontrado. A solução foi descartada no bécher de 500 mL.

Repetiu-se o procedimento anterior com outros dois tubos, um contendo Na2S2O3 e outro com HCl. Ambos os tubos

foram adicionados ao banho de gelo até atingirem a temperatura de 0oC, então verteu-se o tubo com Na2S2O3 no de HCl

e verificou-se o tempo necessário para a solução turvar. Tomando-se nota do valor encontrado. Esse mesmo

procedimento foi repetido com outros dois tubos, um contendo Na2S2O3 e outro com HCl, porém na temperatura de 10oC.

A fim de repetir a reação com temperaturas maiores que a do ambiente, outros quatro tubos, dois com Na2S2O3 e

outros dois com HCl, foram adicionados ao bécher com água destilada e levados até a chapa de aquecimento, e a

reação foi realizada a temperatura de 40oC e 50oC, tomando-se nota dos tempos encontrados, conforme tabela 3.

V. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Tabela 3 – Influência da temperatura

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5

Temperatura 273.15 K 283.15 K 301.15 K 313.15 K 323.15 K

Concentração de

Mistura [H3O+]0.25 mol.L-1 0.25 mol.L-1 0.25 mol.L-1 0.25 mol.L-1 0.25 mol.L-1

Concentração de

Mistura [S2O32-]

0.25 mol.L-1 0.25 mol.L-1 0.25 mol.L-1 0.25 mol.L-1 0.25 mol.L-1

Tempo Gasto (s) 47.59 28.0 8.94 4.53 2.16

Velocidade Média

(-Va) = Ca/t0,005253 mol/L.s 0,008929 mol/L.s 0,027964 mol/L.s 0,055188 mol/L.s 0,11574 mol/L.s

K = (-Va)/ Ca . Cb

0,475466 0,808122 2,531031 4,995015 10,47566

ln k -0,74346 -0,21304 0,928627 1,60844 2,349054

1/T 0.003661 0.003532 0.003321 0.003193 0.003095

270 280 290 300 310 320 3300

2

4

6

8

10

12

K x Temperatura (K)

k

T (K)

Sabe-se da equação de Arrhenius a relação entre temperatura e a velocidade de reação:

k=A .e−Ea /RT

ln k=ln A−EaRx1T

Y = b + a . x

Portanto, é conveniente plotar um gráfico de ln k x 1/T, onde o coeficiente angular é - Ea/R e o coeficiente linear é ln A.

ln k 1/T (xi - x) (yi - y) (xi - x) (yi - y) (xi - x)2

-0,74346 0,003661 0,000301 -1,529384072 -0,000459969 9,04531E-08

-0,21304 0,003532 0,000171 -0,998965927 -0,000171282 2,93982E-08

0,928627 0,003321 -4E-05 0,142702994 -5,65582E-06 1,57082E-09

1,60844 0,003193 -0,00017 0,822516644 -0,000137262 2,7849E-08

2,349054 0,003095 -0,00027 1,563130361 -0,000415323 7,05964E-08

y 0,785924 x 0,00336 ∑i

5

(x i−x)( y i− y ) -0,001189491 ∑i

5

(x i−x)2

2,19867E-07

a=∑i

5

(x i−x )( y i− y )

∑i

5

(x i−x )2 -5410,037

b = y – a.x 18,96493

(yi - y i)2 (yi - y i) (yi - y i)2

2,33901564 0,097707823 0,009546819

0,997932923 -0,071365697 0,005093063

0,020364144 -0,071715925 0,005143174

0,676533629 -0,08031086 0,006449834

2,443376527 0,125684659 0,015796634

∑i

5

( y i− y i)2 6,477222863 ∑

i

5

( y i− y i)2 0,042029523

R2=1−∑i

5

( y i− y i)2

∑i

5

( y i− y i)2 0,993511182

0.003 0.0031 0.0032 0.0033 0.0034 0.0035 0.0036 0.0037

-1-0.5

00.5

11.5

22.5

3

f(x) = − 5410.03798705246 x + 18.9649383221441R² = 0.993511181568837

ln k x 1/T

ln k

1/T

Assim:

- Ea/R = -5410, como R = 8,3144 J.mol-1 .K-1 Ea = 44,981 KJ/mol

ln A = 18,965 A = 172343476,5

VI. CONCLUSÕES

Com a realização do experimento foi possível estabelecer alguns parâmetros de comportamento da cinética de

reação. Observando os dados encontrados, é possível verificar que houve erros inerentes à execução do experimento,

principalmente na constante de velocidade.

Apesar desses erros, foi possível observar o efeito da concentração e da temperatura sobre a velocidade das

reações. Os dados experimentais comprovaram que com a diminuição da concentração de um dos reagentes, a

velocidade da reação química também diminui. E quando se trata da temperatura, a velocidade da reação diminui

conforme se abaixa a temperatura e aumenta quando se aumenta a temperatura, comprovando a teoria estudada.

Ainda foi possível obter a energia de ativação e o fator pré-exponencial experimental para reação estudada nas

condições laboratoriais estabelecidas.

O método utilizado para a realização do experimento foi o método das velocidades iniciais, onde foi mantida

constante a concentração de um dos reagentes enquanto se observou a velocidade da reação em diferentes

concentrações de um reagente específico, este método permite a obtenção de valores mais precisos da ordem da

reação e tem a grande vantagem de evitar que a formação de intermediários de reação interfira nas medidas. No

entanto, para que umas concentrações fossem mantidas constantes, era preciso que esta estivesse em excesso, porém

o que se observa é que as concentrações iniciais são as mesmas, no primeiro tubo. Outro fator esta relacionada à

estequiometria da reação, pois ocorre de 2:1, aumentando ainda mais o erro relacionado ao excesso. Além desses

fatores citados, acredita-se também, que erros provenientes da cronometragem tenham interferido nos resultados

obtidos.

VII. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA

IQ. Disponível em: http://www.iq.ufrgs.br/ead/fisicoquimica/cineticaquimica/. Acessado em 09-jan-2013.

P. W. Atkins e J. de Paula, Atkins, Físico-Química, 8a ed., trad. E. C. da Silva, M. J. E. de M. Cardoso, M. A. F. Faria e

O. E. Barcia, LTC, Rio de Janeiro, 2008, vol. 2.