EXPERIMENTO 02 – ESTUDO CINÉTICO DE UMA REAÇÃO E APLICAÇÃO DA LEI DE ARRHENIUS

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EXPERIMENTO 02 – ESTUDO CINÉTICO DE UMA REAÇÃO E 
APLICAÇÃO DA LEI DE ARRHENIUS 
Beatriz Nandara Amaro Dantas; Matrícula:117111848, Turma 01 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Campina Grande 
2018 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIAS 
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA ANALÍTICA – 
PROFº DR. EUDÉSIO OLIVEIRA VILAR 
 
 
BEATRIZ NANDARA AMARO DANTAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 02 – ESTUDO CINÉTICO DE UMA REAÇÃO E APLICAÇÃO DA 
LEI DE ARRHENIUS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAMPINA GRANDE - PB, 
 8 de outubro de 2018 
Relatório técnico REFERENTE AO 
EXPERIMENTO ESTUDO CINÉTICO 
DE UMA REAÇÃO E APLICAÇÃO DA 
LEI DE ARRHENIUS, apresentado 
como requisito parcial para obtenção de 
aprovação na disciplina Laboratório de 
Engenharia Química I no curso de 
Engenharia Química da Universidade 
Federal de Campina Grande-PB. 
Professor Responsável, Dr. EUDÉSIO 
OLIVEIRA VILAR 
 
 
Sumário 
 
1. INTRODUÇÃO ..................................................................................................... 4 
2. OBJETIVOS ......................................................................................................... 7 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ................................................................... 8 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES.......................................................................... 8 
3.2 METODOLOGIA ............................................................................................. 8 
4. RESULTADOS E DISCURSÕES ....................................................................... 10 
5. CONCLUSÃO .................................................................................................... 18 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .......................................................................... 19 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
A velocidade de uma reação pode ser estudada acompanhando-se como a 
concentração de uma das espécies presentes varia ao longo do tempo. Pode-se, 
então, escrever equações cinéticas associadas a essas velocidades de formação de 
produtos ou desaparecimento de reagentes. 
 
Fatores que alteram a velocidade das reações 
1 – temperatura 
H2 + I2 2HI 
 
Figura 1. Agitação das moléculas com o aumento da temperatura 
 
Fonte: EducaBras(2018) 
 
Ao aumentar a temperatura, o estado de agitação das moléculas é aumentado, o que 
aumenta o número de choques (colisões) efetivos. Mais substâncias reagem e, 
portanto, mais substâncias são produzidas, o que resulta numa maior velocidade de 
reações químicas (EducaBras,sem data). 
O aumento da temperatura aumenta a velocidade de qualquer reação. 
O aumento da temperatura aumenta a velocidade de qualquer reação. 
 Temperatura número de colisões efetivas velocidade da reação 
 
2 – Concentração dos reagentes 
Uma maior concentração de reagentes significa uma quantidade maior de reagentes 
por unidade de volume. 
5 
 
Em um sistema de maior concentração, há mais moléculas, o que implica num maior 
número de colisões. Quanto maior for o número de choques, maior será a velocidade 
da reação (EducaBras,sem data). 
 
3 – Superfície de contato dos reagentes 
Ao aumentar a superfície de contato, aumenta-se o número de colisões; portanto, 
aumenta-se a velocidade das reações. 
Imaginemos dois recipientes, A e B, cada um contendo 100g de gelo. No recipiente A, 
há um cubo de gelo cuja massa é 100g. No recipiente B, há 100g de gelo picado. Qual 
dos dois derreterá mais rapidamente? O gelo picado (no recipiente B), pois apresenta 
maior superfície de contato(EducaBras,sem data). 
Figura 2. Superfície de contato do gelo 
 
 
Fonte: EducaBras(2018) 
 
4 – Catalisador 
s catalisadores são substâncias que aceleram o mecanismo sem sofrerem alteração 
permanente, isto é, durante a reação eles não são consumidos. Os catalisadores 
permitem que a reação tome um caminho alternativo, que exige menor energia de 
ativação, fazendo com que a reação se processe mais rapidamente. É importante 
lembrar que um catalisador acelera a reação, mas não aumenta o rendimento, ou seja, 
ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de menor tempo(Brasil 
Escola, sem data). 
 
Ordem de 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. 
6 
 
Para a reação: 
 
Teremos uma lei de velocidade: 
 
 
Na qual: 
 
 
 
E 
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. 
Equação de Arrhenius 
A equação de Arrhenius é aplicável tanto às reações elementares como às reações 
compostas; 
Eficaz na representação da influência da temperatura sobre a velocidade de uma 
reação em intervalos de temperatura convencionais; 
Usada para muitas reações; 
Dispondo-se de uma relação entre k e T, pode-se combiná-la com a Lei de Velocidade 
para obter uma expressão que fornece a influência da temperatura sobre a velocidade: 
 
𝑘 = 𝐴𝑒(−𝐸/𝑅𝑇) 
 
k = Constante de velocidade de reação (diversas unidades); 
A = Fator de frequência ou fator pré-exponencial da reação (mesmas unidades de k); 
E = Energia de ativação (J/mol); 
T = Temperatura absoluta (K); 
7 
 
R = Constante universal dos gases ideais = 8,314 J/mol K 
Energia de ativação (E) – energia mínima necessária para a ocorrência de uma reação 
química. 
 
Fator de frequência (A) – está relacionado ao número total de colisões entre as 
espécies químicas reagentes por segundo, as quais podem ou não resultar em 
reação. 
 
A forma linearizada mostrada na figura 3 é obtida tomando-se o logaritmo de ambos 
os membros da Equação de Arrhenius: 
ln(𝑘) = ln(𝐴) −
𝐸
𝑅
1
𝑇
 
 
Figura 3. Gráfico lnk versus 1/T 
 
 
Fonte: Silveira(2015) 
 
 
2. OBJETIVOS 
Determinação a ordem da reação e a constante de velocidade da oxidação do íon 
iodeto (𝐼−) pelo íon persulfato (𝑆2𝑂8
−2). E a energia de ativação (Ea) da reação de 
oxidação do íon iodeto pelo persulfato e a constante de Arrhenius A. 
 
 
 
8 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
a. MATERIAIS E REAGENTES 
 
QUADRO 1 – Quadro dos materiais e reagentes utilizados no experimento. 
 
MATERIAIS 
 
REAGENTES 
 Beckers; 
 Pipetas; 
 Cronômetro; 
 Termômetro. 
 Iodeto de Potássio (KI); 
 Água destilada; 
 Amido; 
 Persulfato de potássio (𝐾2𝑆2𝑂8) 
 Tiossulfato de sódio (𝑁𝑎2𝑆2𝑂3) 
Fonte: Elaborada pelo autor 
 
b. METODOLOGIA 
Para a determinação a ordem da reação e a constante de velocidade da oxidação do 
íon iodeto (𝐼−) pelo íon persulfato (𝑆2𝑂8
−2), seguiu-se a seguinte metodologia. 
 Separou-se 16 beckers, 8 dos quais foram nomeados de beckres A e o outros 
8 de B, cada um dos grupos receberam numerações de 1-8. 
 A partir de soluções já preparadas de KI (0,3 M), Na2S2O3(0,02 M) e K2S2O8 
(0,1 M), amido e água destilada, foram então de acordo com a tabela 1, 
preparadas as 16 soluções. 
 Posteriormente, foram feitas misturas a partir das combinações da séries de 
beckres, A e B. Essas misturas foram feitas partindo da numeração igual A e 
B. 
 Após a mistura, foi observado mudança na coloração da solução e o tempo de 
mudança cronometrado. 
 Repetiu-se o procedimento até a oitava combinação. E os dados obtidos se 
encontram na tabela 3. 
Tabela 1 – Quantidade de reagente por Béquer. 
 Béqueres A Béqueres B 
Combinações 
(A e B) 
KI (ml) S2O3
-2 (ml) H2O (ml) S2O8
-2 (ml) Amido (gotas) 
1 10 1 8,6 0,4 4 
9 
 
2 10 1 8,2 0,8 4 
3 10 1 7,8 1,2 4 
4 10 1 7,6 1,6 4 
5 0,4 2 7,6 10 4 
6 0,8 2 7,2 10 4 
7 1,2 2 6,8 10 4 
8 1,6 2 6,6 10 4 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
 
Para a determinação da energia de ativação (Ea) da reação de oxidação do íon 
iodeto pelo persulfato e a constante de Arrhenius A. Foi seguida a seguinte 
metodologia: 
 Primeiramente foi escolhida a primeira combinação da Tabela 1 para 
determinar a constante cinética para diferentes temperaturas. 
 Separou-se 18 beckres, metade nomeadas por A e outra por B. De acordo com 
as tabela 2 foram preparadas as soluções para o Becker A e B, 
respectivamente. O quadro 2 mostra como foi feito a separação dos grupos 
para cada temperatura pré-estabelecida. 
 Depois que a temperatura desejada foi atingida, tabela 3, os pares foram 
misturados e o cronômetro foi acionado. Observou-se e após a mudança de 
coloração o tempo foi medido. Os dados encontram-se na Tabela 3. O 
procedimento repetiu-se até a última combinação. 
 
Tabela 2 – Quantidade de reagente por Béquer. 
 Béqueres A Béqueres B 
Combinações 
(A e B) 
KI (ml) S2O3
-2 (ml) Amido 
(gotas) 
S2O8
-2 (ml) H2O (ml) 
1 10 1 4 0,4 8,6 
2 10 1 4 0,4 8,6 
3 10 1 4 0,4 8,6 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
 
 
 
10 
 
 
Quadro 2– Quadro contendo figuras das séries de beckres para as dadas temperaturas. 
Ensaios A-B 
22°C 35°C 45°C 
 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
 
Tabela 3 – Temperatura pré-estabelecida. 
Combinações Temperatura (ºC) Temperatura (K) 
1 21 294,15 
2 
3 
35 
45 
308,15 
318,15 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
 
4. RESULTADOS E DISCURSSÕES 
 
- Determinação a ordem da reação e a constante de velocidade da 
oxidação do íon iodeto (𝑰−) pelo íon persulfato (𝑺𝟐𝑶𝟖
−𝟐): 
 
- Temperatura Ambiente: 21 ºC. 
- Temperatura do Experimento: 21 ºC. 
 
Na tabela 3 encontram-se os tempos de mudança na coloração obtidos a partir da 
mistura dos beckers A e B. 
Tabela 3 – Tempo de reação. 
Combinações Tempo (s) 
1 360,6 
11 
 
2 155,4 
3 122,4 
4 75,6 
5 - 
6 262,2 
7 193,8 
8 138,6 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
 
- Determinação da concentração molar 
 Como há uma mistura, a nova concentração será dada por uma diluição. 
 
ℳ1𝑉1 = ℳ2𝑉2 (1) 
 
ℳ1 =
ℳ2𝑉2
𝑉1
 
Na tabela 4, encontram-se os valores das concentrações obtidos através da equação 
(1). 
Tabela 4 – Valores das novas concentrações. 
Combinação Volume total (ml) KI (mol/l) S2O8
-2 (mol/l) 
1 20,0 0,15 0,002 
2 20,0 0,15 0,004 
3 20,0 0,15 0,006 
4 20,0 0,15 0,008 
5 20,0 0,006 0,05 
6 20,0 0,012 0,05 
7 20,0 0,018 0,05 
8 20,0 0,024 0,05 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
 
- Determinação da Ordem 
 Variando a concentração de iodeto (I−) e mantendo a concentração de 
persulfato (S2O8
2−) constante, encontra-se o valor de n. (Combinações 5 a 8). 
12 
 
−
𝑑[𝑆2𝑂8
2−]
𝑑𝑡
= 𝐾1[𝐼
−]0
𝑛[𝑆2𝑂8
2−]
0
𝑚
 
−
𝑑[𝑆2𝑂8
2−]
𝑑𝑡
= 𝐾′[𝐼−]0
𝑛 
log
∆[𝑆2𝑂8
2−]
∆𝑡
= −(log 𝐾′ + 𝑛 log[𝐼−]0) 
log
1
∆𝑡
= − log 𝐾′ − 𝑛 log[𝐼−]0 − log ∆[𝑆2𝑂8
2−] 
log
1
∆𝑡
= 𝛼 − 𝑛 log[𝐼−]0 
onde, 𝛼 = − log 𝐾′ − log ∆[𝑆2𝑂8
2−] = 𝑐𝑡𝑒 
Tabela 5 – Valores de log
1
∆𝑡
 e log[𝐼−]0 para as combinações de 5 a 8. 
Combinação 
𝐥𝐨𝐠
𝟏
∆𝒕
 
𝐥𝐨𝐠[𝑰−]𝟎 
5 - - 
6 -2,4186 -1,9208 
7 -2,2873 -1,7447 
8 -2,1418 -1,6198 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
A partir dos valores da tabela 5, foi plotado o gráfico utilizando o software Origin 6.0 
e feita a regressão linear. 
 
𝐥𝐨𝐠[𝑰−]𝟎 
-1,95 -1,90 -1,85 -1,80 -1,75 -1,70 -1,65 -1,60
-2,45
-2,40
-2,35
-2,30
-2,25
-2,20
-2,15
-2,10
𝐥𝐨
𝐠
𝟏 ∆
𝒕 
 
13 
 
Figura 4 – Gráfico 𝐥𝐨𝐠
𝟏
∆𝒕
 versus 𝐥𝐨𝐠[𝑰−]𝟎 (Elaborado pelo autor). 
 
 
 
Resultados da regressão linear: 
𝑛 = 0.9082 
𝛼 = −0.6826 
log
1
∆𝑡
= − 0.6826 − 0.9082 log[𝐼−]0 
Como podemos ver, a ordem de reação quando varia-se a concentração do iodeto 
(I−) e mantendo a concentração de persulfato (S2O8
2−) constante foi de 0.9082. 
 
 
 Variando a concentração de persulfato (S2O8
2−) e mantendo a concentração 
de iodeto constante, encontra-se o valor de m. (Combinações 1 a 4). 
 
−
𝑑[𝑆2𝑂8
2−]
𝑑𝑡
= 𝐾1[𝐼
−]0
𝑛[𝑆2𝑂8
2−]
0
𝑚
 
−
𝑑[𝑆2𝑂8
2−]
𝑑𝑡
= 𝐾′′[𝑆2𝑂8
2−]
0
𝑚
 
log
∆[𝑆2𝑂8
2−]
∆𝑡
= −(log 𝐾′′ + 𝑚 log[𝑆2𝑂8
2−]
0
) 
log
1
∆𝑡
= − log 𝐾′′ − 𝑚 log[𝑆2𝑂8
2−]
0
− log ∆[𝑆2𝑂8
2−] 
log
1
∆𝑡
= 𝛽 − 𝑚 log[𝑆2𝑂8
2−]
0
 
onde, 𝛽 = − log 𝐾′′ − log ∆[𝑆2𝑂8
2−] = 𝑐𝑡𝑒 
 
Tabela 6 – Valores de log
1
∆𝑡
 e log[𝑆2𝑂8
2−]
0
 para as combinações de 1 a 4. 
 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
Combinação 
𝐥𝐨𝐠
𝟏
∆𝒕
 
𝐥𝐨𝐠[𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−]
𝟎
 
1 -2,5570 -2,6989 
2 -2,1914 -2,3979 
3 -2,088 -2,2218 
4 -1,878 -2,0969 
14 
 
 
Similar ao anterior a partir dos valores da Tabela 6, foi plotado o gráfico log
1
∆𝑡
 versus 
log[𝑆2𝑂8
2−]
0
e Foi feita regressão linear dos dados para a determinação de 𝑚. 
 
𝐥𝐨𝐠 [𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−]
𝟎
 
Figura 5 – Gráfico 𝐥𝐨𝐠
𝟏
∆𝒕
 versus 𝐥𝐨𝐠[𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−]
𝟎
 (Elaborado pelo autor). 
 
 
Valores encontrados: 
𝑚 = 1.0776 
𝛽 = 0.3580 
log
1
∆𝑡
= 0.3580 − 1.0776 log[𝑆2𝑂8
2−]
0
 
Foi encontrado que variando a concentração de persulfato (S2O8
2−) e mantendo a 
concentração de iodeto constante, o valor de m = 1.0776. 
 
Logo a ordem será dada pela soma do 𝑚 𝑒 𝑛: 
 
𝑚 + 𝑛 = 1,0776 + 0.9082 
 
𝑚 + 𝑛 = 1,9859 
 
Sabendo que a reação é de ordem 2, calculemos o erro: 
-2,7 -2,6 -2,5 -2,4 -2,3 -2,2 -2,1 -2,0
-2,6
-2,5
-2,4
-2,3
-2,2
-2,1
-2,0
-1,9
-1,8
𝐥𝐨
𝐠
𝟏 ∆
𝒕 
 
15 
 
 
𝐸(%) =
|𝑉𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑉𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙|
𝑉𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑥100 
 
𝐸(%) =
|2 − 1,9859|
2
𝑥100 = 0,71% 
 
A partir do cálculo acima, podemos comprovar que o experimento foi bem-sucedido 
obtendo um erro menos que 5%. 
 
- Cálculo da constante 𝐾1 
Com os dados de ordem da reação, pode-se estabelecer o valor da constante 
cinética da respectiva reação. Para isso, temos a seguinte expressão, levando-se em 
consideração os coeficientes estequiométricos: 
 
−
∆[𝑆2𝑂8
−2]
∆𝑡
= 𝐾1[𝐼
−]𝑛[𝑆2𝑂8
−2]𝑚 
 
A partir dos dados de concentração e tempo das tabelas 3 e 4, tem-se: 
 
−
(−0,002)
350,6
= 𝐾1(0,15)
0.9082. (0,002)1.0776 
𝐾1 = 2,5876. 10
−2 
 
 
- Determinação da energia de ativação (Ea) da reação de oxidação do íon 
iodeto pelo persulfato e a constante de Arrhenius A. 
 
Na tabela 7, encontram-se os tempos (em segundos) medidos a partir das misturas 
dos pares correspondentes. 
Tabela 7 – Tempos medidos. 
Combinação Tempo (s) 
1 T =307,3 
2 T = 135,6 
16 
 
3 T = 19 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
- Concentrações iniciais na mistura: 
Tabela 8 – Concentrações. 
Soluções Concentração (M) Volume 
Retirado (ml) 
Concentração 
na mistura (M) 
KI 0,3 10,0 0,15 
K2S2O8 0,1 0,4 0,002 
Na2S2O3 0,02 1,0 0,001 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
 
- Determinando a constante cinética da reação: 
 
Através da lei de velocidade inicial a concentração de persulfato pode ser determinada 
da seguinte forma: 
∆[𝑆2𝑂8
−2]
∆𝑡
=
1
2
∆[𝑆2𝑂3
−]
∆𝑡
 
∆[𝑆2𝑂8
−2] =
1
2
∆[𝑆2𝑂3
−] 
∆[𝑆2𝑂8
−2] =
1
2
(0,001) = 0,0005 𝑀 
 
Como mostrado nos resultados acima da determinação da ordem de reação, a reação 
é de ordem 2, considerando a ordem igual a 1 em relação a cada elemento, o valor 
da constante k vai ser determinada da mesma forma do procedimento a seguir: 
−
𝑑[𝑆2𝑂8
2−]
𝑑𝑡
= 𝐾1[𝐼
−]0
𝑛[𝑆2𝑂8
2−]
0
𝑚
 
𝑘 =
(−
∆[𝑆2𝑂8
−2]
∆𝑡 )
[𝐼−][𝑆2𝑂8
2−]
 
 
Ensaio 1 Ensaio 2 Ensaio 3 
17 
 
𝑘 =
(−
−0,0005
307,3 )
(0,15). (0,002)
 
𝑘 = 0,0054 
𝑘 =
(−
−0,0005
135,6 )
(0,15). (0,002)
 
𝑘 = 0,012 
 
𝑘 =
(−
−0,0005
19,0 )
(0,15). (0,002)
 
𝑘 = 0,087 
 
 
- Gráfico de ln 𝐾 versus 1
𝑇
: 
 
Calculados os valores de k e dados os tempos obtidos no experimento. Usaremos a 
Lei de Arrhenius para plotar o gráfico ln 𝑘 versus 
1 
𝑇
 . Na tabela 9 encontram-se esses 
valores. 
Tabela 9 – ln 𝑘 𝑒
1
𝑇
 
Combinação 𝐥𝐧 𝒌 𝟏
𝑻
 
1 −5,18 0,0034 
2 −4,36 0,0032 
3 −2,44 0,0031 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
 
 
 
Figura 5 – Gráfico 
𝟏
𝑻 
 versus lnK (Elaborado pelo autor). 
Pela Lei de Arrhenius temos que: 
0,00310 0,00315 0,00320 0,00325 0,00330 0,00335 0,00340
-5,5
-5,0
-4,5
-4,0
-3,5
-3,0
-2,5
-2,0
1
𝑇
 
𝒍𝒏
𝒌
 
18 
 
ln 𝑘 = ln 𝐴 −
𝐸𝑎
𝑅
1
𝑇
 
𝐶𝑜𝑒𝑓𝑖𝑐𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑙𝑖𝑛𝑒𝑎𝑟 = 23,714 
𝐶𝑜𝑒𝑓𝑖𝑐𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑎𝑛𝑔𝑢𝑙𝑎𝑟 = −8571,428 
Logo, temos que: 
𝐴 = 𝑒23,714 = 1,99 1010 
−
𝐸𝑎
𝑅
= −8571,428 
𝐸𝑎 = (8571,428 ). (8,314) = 71262,8
𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 
5. CONCLUSÃO 
 
Na primeira parte do experimento o qual visa a determinação a ordem da reação e a 
constante de velocidade da oxidação do íon iodeto (𝐼−) pelo íon persulfato (𝑆2𝑂8
−2), 
foi possível observar o efeito dessas mudanças no tempo requerido para que a reação 
se complete através da variação da concentração e com isso calcular a ordem da 
reação química e as suas constantes cinéticas. O erro foi mínimo, sendo assim o 
experimento foi bem-sucedido. 
 Na segunda parte do experimento foi aplicada a lei de Arrhenius, sendo possível 
determinar a energia de ativação através de uma regressão linear. Foi observado 
também a influência da temperatura no cálculo da constante específica. Quanto maior 
a temperatura, maior a velocidade de reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
Silveira, B. I., Cinética Química das Reações Homogêneas, Blucher, 2015. 
SOUZA, Líria Alves de. "Cinética Química"; Brasil Escola. Disponível em 
<https://brasilescola.uol.com.br/quimica/cinetica-quimica.htm>. Acesso em 03 de 
outubro de 2018. 
ROCHA VARGAS FOGAÇA, Jennifer. Ordem de uma Reação. Disponível em: 
<https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ordem-uma-reacao.htm>. 
Acesso em: 03 out. 2018. 
CINÉTICA QUÍMICA - VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS. Disponível em: 
<https://www.educabras.com/vestibular/materia/quimica/aulas/cinetica_quimica_v
elocidade_das_reacoes_quimicas>. Acesso em: 03 out. 2018. 
ROCHA VARGAS FOGAÇA, Jennifer. Velocidade das reações químicas. 
Disponível em: <https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/velocidade-das-
reacoes-quimicas.htm>. Acesso em: 03 out. 2018. 
 
 
 
 
 
 
 
 
	1. INTRODUÇÃO
	2. OBJETIVOS
	3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
	a. MATERIAIS E REAGENTES
	b. METODOLOGIA
	4. RESULTADOS E DISCURSSÕES
	5. CONCLUSÃO
	REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS