Exp. 06 - EQUILÍBRIO QUÍMICO - RELTATÓRIO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS 
FACULDADE DE QUÍMICA 
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL I 
 
 
 
BEATRIZ DOS SANTOS SILVA 
BRUNO WILLAMS MACIEL BATISTA 
GABRIEL KALEB SILVA DO NASICMENTO 
MARCOS ANTONIO RIBEIRO CARDOSO 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
 
 
BELÉM – PA 
2022
 
BEATRIZ DOS SANTOS SILVA 
BRUNO WILLAMS MACIEL BATISTA 
GABRIEL KALEB SILVA DO NASICMENTO 
MARCOS ANTONIO RIBEIRO CARDOSO 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
Relatório apresentado ao Curso de Química 
Industrial, do Instituto de Ciências Exatas e 
Naturais da Universidade Federal do Pará em 
cumprimento às exigências legais sob a ava-
liação da Professora Dra. Elizabeth Maria So-
ares Rodrigues, como requisito de qualifica-
ção da disciplina de Química Geral Experi-
mental I. 
 
 
 
 
 
 
 
BELÉM – PA 
2022 
 
 
RESUMO 
 
O relatório a seguir demostras as atividades realizadas em laboratório de equilíbrio 
químico. Estar em equilíbrio é estar em uma posição estável, sem variação ou des-
vios. O equilíbrio também é dinâmico, no qual o processo direto e o processo inverso 
ocorrem com a mesma velocidade, sem ocorrer variação global. Destacam-se o pre-
paro da solução de tiocianato de potássio (KSCN) e nitrato férrico (Fe (NO3)3) que, 
na mudança da coloração, iremos observar, identificar e comparar os resultados ob-
tidos além de, demostrar o sentido da reação e o porquê de que ocorreu de acordo 
com o princípio de Le Chatelier. Assim também, vamos identificar e comparar as re-
ações endotérmica e exotérmica em aspecto do princípio de Le Chatelier que fala 
sobre alterações no sistema em exemplo a mistura dos reagentes, cloreto de mag-
nésio (MgCl2) e hidróxido de sódio (NaOH) que será obtido uma maior temperatura. 
Além disso, iremos identificar quem será ácido ou básico por natureza, as substân-
cias a serem utilizadas são o cromato de potássio (K2CrO4) e o dicromato de potás-
sio (K2Cr2O7) que os misturando, em base ou em ácido, iremos obter um tipo colo-
ração a qual vamos observar e identificar sua natureza. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
1. Introdução ............................................................................................................. 04 
2. Objetivo Geral ....................................................................................................... 05 
3. Objetivos específicos ............................................................................................ 06 
4. Revisão Bibliográfica ............................................................................................. 07 
5. Procedimentos Experimentais ............................................................................... 10 
6. Resultados e Discussão ........................................................................................ 12 
7. Conclusão ............................................................................................................. 16 
Referências ............................................................................................................... 17 
 
 
 
4 
1. INTRODUÇÃO 
 
 Em química, equilíbrio químico estuda toda e qualquer reação reversível, na 
qual existem duas reações possíveis, uma direta (em que os reagentes se transfor-
mam em produtos) e uma inversa (em que os produtos se transformam em reagen-
tes). Essas reações apresentam a mesma velocidade, criado pelo francês Henri 
Louis Le Chatelier, dando início ao princípio de Le Chatelier. 
Com os resultados de seus estudos ele formulou uma ideia central para o equi-
líbrio químico que anuncia o seguinte: “Quando um fator externo age sobre um sis-
tema em equilíbrio, este se desloca, sempre no sentido de minimizar a ação do fator 
aplicado”. Sendo assim, o sistema apresenta: um estado inicial de equilíbrio, um es-
tado “não equilibrado” com a mudança de um fator e, por último, um novo estado de 
equilíbrio que se opõe a mudança. 
Tendo em vista o processo, o mesmo apresenta perturbações externas que 
podem afetar o equilíbrio químico, sendo eles: concentração, pressão, temperatura e 
catalisador atuando apenas na sua presença. Quando o equilíbrio químico de um 
sistema é perturbado, o sistema age para minimizar essa agitação e voltar a estabi-
lidade. 
Dito isso, quando ocorre o aumento do fator concentração a substância é con-
sumida, e quando ocorre a diminuição produz-se a substância. Subsequente, quan-
do há aumento do fator pressão a reação move-se para o menor volume, e quando 
diminui move-se para o de maior volume. Nesse quesito, o aumento da temperatura 
faz com que o calor seja absorvido, logo a reação é endotérmica, e a diminuição da 
temperatura faz com que o calor seja liberado ocorrendo uma reação exotérmica. E 
por último, os catalisadores que não deslocam o equilíbrio, porém atuam e interfere 
na velocidade da reação. 
 
 
 
 
5 
 
2. OBJETIVO GERAL 
Conceituar estado de equilíbrio de uma reação química e comprovar experi-
mentalmente o “Princípio de Le Chatelier”. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3. OBEJTIVOS ESPECÍFICOS 
• Analisar os deslocamentos das adições de determinadas concentrações dos 
reagentes e produtos da mistura de tiocianato de potássio (KSCN) e nitrato férrico 
(Fe(NO3)3 ); 
• Analisar as reações inversas e diretas na adição de cloreto de amônia (NH3Cl) 
à mistura de cloreto de magnésio (MgCl2) com hidróxido de sódio (NaOH); 
• Analisar o deslocamento da reação ao aquecer a mistura de nitrato de chum-
bo (Pb(NO3)2) com cloreto de sódio (NaCl); 
• Analisar as mudanças na coloração na mistura de cromato de potássio 
(K2CrO4) e dicromato de potássio (K2Cr2O7) com hidróxido de sódio e ácido clorídrico 
(HCl); 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
4. REVISÃO BIBLIOGRÁFICA 
Em primeiro lugar, vale conceituar a ideia de “reações reversíveis”. Segundo 
Feltre (1994, P 347), “reação reversível é aquela que se processa simultaneamente 
nos dois sentidos.” Exemplo, sejam as equações químicas abaixo: 
N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) (01) 
2SO2(g)+O2(g)⇌2SO(g) (02) 
“nesses exemplos, ocorre simultaneamente a reação da esquerda para a di-
reita – chamada de REAÇÃO DIRETA – e da direita para esquerda – cha-
mada de REAÇÃO INVERSA. Por convenção, costuma-se representar as 
reações reversíveis com o emprego de duas flechas opostas (⇌).” FELTRE, 
R, 1994, P. 347. 
Possuindo isso em vista, é notório afirmar um conceito para quando as veloci-
dades da reação direta e reação inversa são iguais. Ainda na ideia de Feltre (2004, 
P 183), “Equilíbrio químico é o estado no qual as velocidades das reações direta e 
inversa se igualam.” Seja a reação química, representada pela equação (03) abaixo: 
A+B ⇌ C+D (03) 
onde: 
- para a reação direta, v11=k1[A][B]; 
- para a reação inversa, v2=k2[C][D]; 
Assim como no equilíbrio temos v1=v2, resultará: 
k1
k2
=
[C][D]
[A][B]
 (04) 
“Considerando que k1 e k2 são valores constantes, concluímos que o quoci-
ente 
k1
k2
 é também constante. Esse quociente é representado por Kc e é 
chamado de constante de equilíbrio — ou, mais precisamente, constante de 
equilíbrio em termos de concentrações em mol/L, já que os valores [A], [B], 
 
1 Velocidade de uma reação: medida da magnitude da variação em concentração de um reagente 
ou produto dividida pelo tempo necessário para que ocorra a variação (ambas as quantidades sendo 
relativamente pequenas). Exemplo: A⟶B 
velocidade =
 ∆(conc.B) 
∆t
= -
∆(conc.A)
∆t
 
(MASTERTON, W. L., SLOWINSKI, E. J., e STANISKI, C. L., 1990, P. 673) 
8 
 
[C] e [D] representam as concentrações em mol/L (molaridades) dessas 
substâncias.” (FELTRE, R. 1994, p. 352) 
Portanto: 
Kc=
[C][D]
[A][B]
 (05) 
Generalizando o raciocínio para equações mais complexas: 
aA + bB + cC + ... ⇌ xX + yY + zZ + ... 
𝐾𝑐 =
[𝑋]𝑧[𝑌]𝑦[𝑍]𝑧…
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏[𝐶]𝑐…(06) 
Utilizando como exemplo a reação química entre o monóxido de monocarbono 
(CO) e dióxido de nitrogênio (NO2): 
𝐶𝑂(𝑎𝑞) + 𝑁𝑂2(𝑎𝑞) ⇌ 𝐶𝑂2(𝑎𝑞) + 𝑁𝑂2 (07) 
“Imaginemos uma experiência em que 1,00 mol de CO e 1,00 mol de NO2 
fossem colocados em um recipiente fechado, de 1 litro de capacidade, e 
mantido à temperatura constante de 600 °C. Nesse instante inicial da expe-
riência, teríamos [CO] % 1,00 mol/L, [NO2 ] % 1,00 mol/L e ainda não tería-
mos CO2 nem NO. Iniciada a reação, imaginemos que, com o passar do 
tempo, fossem obtidos os dados, no quais os valores indicados são as con-
centrações em mol/L de cada substância em cada instante mencionado.” 
(adaptado de FELTRE, R., 2004, P. 182) 
Figura 01 – Gráfico da Concentração versus tempo das reações direta e inversa entre CO e NO2 
 
Fonte: FELTRE, R., 2004, P. 183 
Contudo, é possível variar o sistema em que ocorre a reação que tende ao 
equilíbrio. Denomina-se deslocamento do equilíbrio químico: “é toda e qualquer 
alteração da velocidade da reação inversa ou direta provocando modificações nas 
concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio.” 
9 
 
(FELTRE, R., 2004, P. 292) o princípio geral que trata dos deslocamentos dos esta-
dos de equilíbrio químico é o Princípio de Le Chatelier, o qual afirma que “se per-
turbamos um sistema químico em equilíbrio, a reação será deslocada no sentido de 
parte da substância adicionada, temperatura variada ou pressão exercida.” (MAS-
TERTON, W. L., SLOWINSKI, E. J., e STANISKI, C. L., 1990, P. 329) 
Na influência das concentrações dos participantes do equilíbrio, tem-se que: 
“a adição de uma substância desloca o equilíbrio no sentido de que irá con-
sumir (isto é para o lado oposto ao da substância adicionada). Enquanto 
que a retirada e uma substância desloca o equilíbrio no sentido que irá refa-
zê-la (isto é, para o mesmo lado da substância que foi retirada).” FELTRE, 
R. 1994, P. 362 
Na influência da pressão total sobre o sistema, tem-se que: “um aumento da 
pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor volume. Uma diminuição de pres-
são desloca o equilíbrio no sentido de maior volume” (FELTRE, R., 1994, P. 362). 
Por fim, na influência da temperatura, tem-se que; “um aumento na temperatu-
ra desloca o equilíbrio no sentido endotérmico. Uma diminuição da temperatura des-
loca o equilíbrio no sentido exotérmico.” (FELTRE, R., 1994, P. 363). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Para o preparo das reações químicas e misturas, pretende-se alcançar os efei-
tos do equilíbrio químico e a variação das concentrações das substâncias utilizadas 
e da temperatura sobre o equilíbrio. 
Experimento I 
Materiais e reagentes utilizados: tubos de ensaio; solução de tiocianato de potássio 
(KSCN); solução de nitrato férrico (Fe(NO3)3 ); e solução de nitrato de potássio 
(KNO3). 
Para a realização da experiência, adicionam-se 02 gotas de solução de KSCN 
e 02 gostas de Fe(NO3)3 em um tubo de ensaio, logo após adiciona-se 10mL de 
água destilada. Homogeneíza-se o tubo de ensaio, transferindo o conteúdo para ou-
tro, repetindo este processo 3 a 4 vezes. Em outros 04 tubos de ensaio, divida-se 
em quatro partes iguais a mistura de KSCN e Fe(NO3)3 mais água destilada. Utiliza-
se um tubo como referencial, observando a coloração e outras características. Em 
outro tubo com a mistura, adicionam-se 03 gotas de KSCN, observado a coloração. 
No próximo tubo de ensaio da mistura, adicionam-se 03 gostas de Fe(NO3)3, anali-
sando a coloração. E, por fim, no último tubo com a mistura, adicionam-se 06 gotas 
de KNO3, observando a coloração. 
 
Experimento II 
Materiais e reagentes utilizados: tubo de ensaio; espátula; pinça de madeira; solução 
de cloreto de magnésio (MgCl2) 0,1M; solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2M; e 
cloreto de amônio (NH4Cl) sólido. 
Em um tubo de ensaio adicionam-se 1 ml de cloreto de magnésio (MgCl2) 0,1 
M incolor e 1 ml da solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2 M incolor, os quais 
observa-se os resultados. Em seguida, foi adicionado uma ponta de espátula de clo-
reto de amônio (NH4Cl) na solução onde foi possível visualizar a reação química 
ocorrendo. 
 
 
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Experimento III 
Materiais e reagentes utilizados: tubo de ensaio; pinça de madeira; solução de nitra-
to de chumbo (Pb(NO3)3) 0,5N; solução concentrada de cloreto de sódio (NaCl); 
No tubo de ensaio, adicionam-se 20 gotas/1mL de Pb(NO3)3 juntamente com 
10 gotas de NaCl concentrado, finalizando com 5mL de água destilada e homoge-
neização. Posteriormente, aqueça-se o tubo de ensaio em banho-maria a 100°C no 
período de 15 a 20 minutos. Após, deixa-se o tubo esfriar e a análise do experimento 
é feita. 
 
Experimento IV 
Materiais e reagentes utilizados: tubos de ensaio; solução de cromato de potássio 
(K2CrO4) 0,1M; solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 M; solução de hidró-
xido de sódio (NaOH) 1,0M; e solução ácido clorídrico (HCl) 1,0M. 
Utilizam-se 02 tubos de ensaio para as observações de variação de equilíbrio 
químico tanto para o K2CrO4 quanto para o K2Cr2O7, ou seja, 04 tubos no total. Em 
02 tubos, colocam-se 1mL de K2CrO4 0,1M e nos restantes, 1mL de K2Cr2O7 0,1M. 
Separam-se dois tubos, um com o cromato e outro com dicromato, que serão utiliza-
dos como referências. Nos outros dois tubos remanescentes, adicionam-se 1mL de 
NaOH 1,0M, anotando as mudanças de cor das misturas. Posteriormente, adicio-
nam-se nos tubos da mistura, 1mL de HCl 1,0M, analisando as características da 
adição do ácido nos tubos. 
 
 
 
 
 
 
 
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6. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Após as misturas, banho-maria, homogeneização e esfriamento das experiên-
cias, os produtos e suas características de cada uma foram observados e anotados, 
para a análise e procedimentos necessários à finalização da aula prática-
experimental. 
 
Experimento I 
Tabela 01 – Dados Coletados na experiência com KSCN e Fe(NO3)3 
 Tubos com KSCN e Fe(NO3)3 mais água destilada 
Adição de Referencial KSCN Fe(NO3)3 KNO3 
Coloração Alaranjado Alaranjado Forte Avermelhado Alaranjado Claro 
Fonte: Autores 
Misturando os reagentes tiocianato de potássio (KSCN) e nitrato férrico (Fe 
(NO3)3) obtêm-se a seguinte equação (08) abaixo: 
3KSCN(aq)+Fe(NO3)3(aq) ⇌ Fe(SCN)3 (aq)+3KNO3(aq) (08) 
Após a mistura dos reagentes a coloração da mistura ficou avermelhada, pelo 
fato dos íons do tiocianato de ferro. Assim como também ocorre uma reação de 
equilíbrio da direita para a esquerda. Ao misturar com água destilada a mistura ficou 
num tom alaranjado e faz-se a divisão da solução em quatro partes iguais deixando 
uma, separada das outras, para comparara-las. 
Pegando o segundo tubo, em ordem na parte experimental, ao adicionar as go-
tas de KSCN, analisou-se que a cor ficou alaranjada mais forte. Logo, o equilíbrio se 
desloca para o sentido direito, sentido dos reagentes para os produtos, que ocasiona 
um aumento no produto. Assim, o número de íons de tiocianato de ferro em relação 
ao tubo de ensaio referencial, que está com a coloração alaranjada, é maior ficando 
com uma cor mais intensa. 
Pegando o terceiro tubo, na adição de Fe(NO3),3, que por sua vez ficou com 
uma cor num tom bem mais intenso que o anterior. Isso se dá pelo fato de o ferro 
ser o responsável pela coloração da mistura. Logo, também o sentido vai na direção 
da direita para esquerda, que terá um aumento no produto e que por consequência 
diminuirá os efeitos do nitrato férrico aumentando a concentração de produto. 
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No último tubo, com adição de KNO3, em relação aos outros, ficou com uma 
coloração mais clara pelo fato de adicionar mais reagente. Logo, o sentido, dessa 
vez, é deslocado para a formação dos produtos, ou seja, da esquerda para direita, 
assim como também terá uma soma no produto, ou seja, mais concentração do ni-
trato de potássio que se mistura com o tiocianato de ferro(Fe (SCN)2), no produto, e 
forma-se mais nitrato férrico. 
 
Experimento II 
Primeiramente, quando adicionadas no tubo de ensaio ambas substâncias dão 
origem a um produto precipitado de aspecto turvo e esbranquiçado, sendo este hi-
dróxido de magnésio (Mg(OH)2) como mostra a reação a seguir: 
MgCl2 (aq) + 2NaOH (aq) ⇌ Mg(OH)2 (aq) + 2NaCl (aq) (09) 
Para a análise da variação do equilíbrio, utiliza-se o cloreto de amônio (NH4Cl) 
sólido, sendo este adicionado à solução. Como o NH4Cl em solução aquosa se dis-
socia formando íons NH4+ e Cl-, quando este foi adicionado na solução acabou favo-
recendo o aumento da concentração do íon Cl- fazendo com que esta provoque um 
equilíbrio químico entre MgCl2 e NaOH. 
Mg(OH)2 (aq) + 2NH4Cl (aq) ⇌ MgCl2 (aq) + 2NH3 (g) + 2H2O (l) (10) 
 Deste modo, o aspecto da solução original muda para uma solução líquida e 
incolor com diminuição de precipitado. Com isso pode-se dizer que após a adição do 
NH4Cl o equilíbrio foi deslocado para a esquerda. 
 
Experimento III 
Após a análise, tendo em vista o fator de aumento da temperatura, observa-se 
o calor sendo absorvido, logo, a reação é endotérmica, deslocando-se para direita, 
no sentido de formação do produto, representado pela equação (11) abaixo: 
Pb(NO3)2(aq)
+2NaCl(aq)⇌PbCl2(s)↓+2NaNO3(aq) (11) 
 
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Experimento IV 
Tabela 02 – Dados Coletados na experiência com K2CrO4 e K2Cr2O7 
 Tubos com K2CrO4 Tubos com K2Cr2O7 
Adição de Referencial NaOH HCl Referencial NaOH HCl 
Coloração Amarelada Amarelada Amarelada Alaranjada Amarelada Alaranjada 
Fonte: Autores 
Nos tubos utilizados como referências, analisou-se que a solução K2CrO4 0,1M 
possuía coloração amarelada, enquanto que a solução de K2Cr2O7 era alaranjado. 
Isso se deve ao fator potencial hidrogeniônico (pH), uma vez que a primeira mistura, 
com o íon cromato (CrO4 -2), quando em solução de meio básico, possui coloração 
amarelada, enquanto que o íon dicromato (Cr2O7 -2) da segunda parte do experimen-
to, em meio ácido, já possui coloração alaranjada. Ao mudar o meio das soluções, 
ocorreram mudanças químicas nos íons. Primeiramente, quando adicionado a solu-
ção de NaOH 1,0M, acontece a mudança para um meio mais alcalino/básico, con-
forme equações (12) e (13) para as misturas de K2CrO4 e K2Cr2O7, respectivamente: 
K2CrO4(aq)+NaOH(aq)⇌ Na2CrO4(aq)+2KOH(aq) (12) 
e, 
K2Cr2O7(aq)+NaOH(aq)⇌ Na2CrO4(aq)+2KOH(aq) (13) 
Percebe-se, então, no tubo com K2CrO4, que a solução ficou ainda mais alcali-
na, ausentando-se de variação da coloração e tornando a mistura mais difícil para a 
neutralização. Contudo, no tubo com K2Cr2O7, é observado que o íon troca tornan-
do-se cromato e ainda, de antes em meio ácido, para um meio básico, permitindo, 
assim, a análise da variação da coloração de alaranjado para amarelado. Na segun-
da etapa de adição do HCl 1,0M aos tubos, ocorreram outra mudança de meio, ago-
ra retornando ao meio ácido: 
Na2CrO4(aq)+2HCl(aq)⇌ H2CrO4(aq)+2NaCl(aq) (14) 
e, 
Na2CrO4(aq)+2HCl(aq)⇌ H2𝐶𝑟2O7(aq)+2NaCl(aq) (15) 
Nos resultados, evidenciam-se que os produtos da mistura com o K2CrO4, ao 
retornar para o meio ácido, continua com sua coloração amarelado. Isso se deve 
15 
 
pelo fato de que na primeira adição de NaOH 1,0M, a mistura com uma basicidade 
tão forte que o HCl 1,0M foi insuficiente para a acontecer a neutralização total das 
soluções. Por outro lado, no tubo com o K2Cr2O7, o íon cromato retoma a fase inicial, 
agora para dicromato, e ocorre a variação da coloração, também retornando para 
alaranjado. Tal fato ocorreu pois dessa vez a neutralização do Na2CrO4 com HCl foi 
total, retornando, assim, a mistura para o meio ácido, onde os íons dicromato têm 
coloração laranja. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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7. CONCLUSÃO 
A partir dos experimentos realizados, foi possível conceituar o estado de equilí-
brio como dinâmico, no qual, mesmo após o equilíbrio, as reações opostas não inter-
rompem, continuando a ocorrer de modo a manter o equilíbrio e observar que, de 
fato, quando uma perturbação, no caso, a adição de uma nova substância, afeta um 
sistema, este se reorganiza de forma que possa estabelecer novamente o equilíbrio, 
podendo-se comprovar, desta maneira, o “Princípio de Le Chatelier”. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS 
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química – Volume Único. 2 ed. EDITORA 
MODERNA. São Paulo. SP. 1994, Pp. 347, 352, 362, e 363; 
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química Vol 02 – Físico-Química. 6 ed. EDI-
TORA MODERNA. São Paulo. SP. 2004, Pp. 182, 183, e 192; 
MASTERTON, William L.; SLOWINSKI, Emil J.; e STANISKI, Conrad L. Princípios 
da Química. 6 ed. EDITORA S.A.. Rio de Janeiro. RJ. 1990, Pp. 329, e 673;