1 Reaesqumicas_20180130104431

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Fundamentos de química
Reações químicas
PAULA MENDONÇA LEITE – 2018/1
paula.mendonca@prof.una.br
Reações químicas
REAÇÕES INORGÂNICAS
OBJETIVO
Conhecer os principais tipos de reações químicas;
Entender os princípios básicos envolvidos nas reações químicas.
Reação química
Uma reação química ocorre quando uma ou mais substâncias interagem
de modo a formar novas substâncias;
Evidências:
◦ Formação de precipitado;
◦ Desprendimento de gás;
◦ Mudança de cor;
◦ Modificações perceptíveis a sensores (pH, condutividade, absorção de luz).
Reação química
Reações espontâneas:
◦ Acontecem naturalmente;
◦ Exotérmicas (95%).
São espontâneas as reações que formam gases, precipitados ou eletrólitos 
fracos. São também espontâneas as reações entre oxidantes e redutores fortes.
Eletrólitos e não-eletrólitos
Não eletrólitos  substâncias que se dissolvem se fornecer íons;
Eletrólitos  substâncias que ao se dissolver, fornece íons:
◦ Fortes: dissociam-se completamente em solução;
◦ Fracos: dissociam-se parcialmente em solução (EQUILÍBRIO).
Força dos eletrólitos
Eletrólito forte
◦ Composto neutro Composto ionizado/dissociado
Eletrólito fraco
◦ Composto neutro Composto ionizado/dissociado
Condução de eletricidade: quanto 
maior for o número de íons e quanto 
maior a carga desses, tanto maior será 
a condutividade da solução.
Como identificar um eletrólito?
Formados por um 
metal e um ametal.
Quais são eletrólitos?
CH3CH2OH
NH3
NaOH
C12H22O11
AlCl3
Classificação das reações inorgânicas
Reações de oxirredução:
◦ Há transferências de elétrons  mudança nos números de oxidação dos
átomos envolvidos;
◦ Envolvem as maiores variações de energia  reações de armazenamento de
energia nos seres vivos.
Classificação das reações inorgânicas
Reações de precipitação:
◦ Há formação de um composto pouco solúvel (precipitado);
◦ Evolve o uso de regras de solubilidade.
Classificação das reações inorgânicas
Reações ácido-base:
◦ Também denominada reações de “neutralização”;
◦ Envolve ácido(s) e base (s);
◦ Têm-se diversas teorias:
◦ Arhenius;
◦ Brownsted-Lowry/
◦ Lewis.
Reações químicas
TERMOQUÍMICA
OBJETIVO
Conceituar termoquímica;
Entender a variação de energia nas reações químicas.
Termoquímica
É o ramo da química que estuda o calor envolvido — seja absorvido
ou liberado — nas reações químicas.
Tipo de reação Efeito observado Resultado no sistema Sinal de Q (calor)
Endotérmica Frasco resfria Aumento de energia Positivo
Exotérmica Frasco esquenta Diminuição de energia Negativo
Entalpia (H)
Está relacionada com o calor da reação;
Sua variação corresponde ao calor liberado ou absorvido durante a
reação:
∆𝐻 = 𝐻𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝐻𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
Equações termoquímicas
Quando uma equação termoquímica for multiplicada por um fator, o
valor de ∆H da equação será multiplicado pelo mesmo fator;
Quando uma equação termoquímica for invertida, o valor de ∆H
muda de sinal.
Lei de Hess
A variação da energia relacionada a uma reação química é a soma da
variação de energia de suas etapas.
Reações químicas
ESTEQUIOMETRIA
OBJETIVO
Entender o que é estequiometria;
Aprender como balancear equações químicas;
Saber calcular as relações da massa em reações químicas;
Fazer cálculos de rendimento.
Estequiometria
Relação quantitativa que existe entre as quantidade de espécies
químicas envolvidas em uma reação
◦ “Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.” (Antoine Laurent de Lavoisier)
◦ A soma da massa dos reagentes sempre resultará no mesmo valor da soma da massa dos produtos
(Joseph Louis Proust)
Estequiometria
Leis ponderais:
◦ Lei da conservação da massa – Num sistema fechado, a massa total dos
reagentes é igual à massa total dos produtos;
◦ Lei das proporções constantes – Toda substância apresenta uma proporção
em massa constante na sua composição.
Estequiometria
É possível relacionar:
◦ Quantidade de material (mol);
◦ Massa;
◦ Número de moléculas;
◦ Volume molar.
𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂 → 𝐶6𝐻12𝑂6 + 𝑂2
Revisão de conceitos
Fórmula empírica  fornece a razão mais simples de números
inteiros de átomos que fazer parte de um composto químico;
Fórmula molecular  especifica o número de átomos presentes em
uma molécula.
𝐺𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒 → 𝐶6𝐻12𝑂6
Revisão de conceitos
Fórmula estrutural  fornece informações adicionais.
Balanceamento de equações químicas
A quantidade de átomos de cada elemento em uma
equação química que representa uma reação deve ser a mesma nos
reagentes (1º membro) e nos produtos (2º membro):
◦ Balancear uma equação é o mesmo que acertar os coeficientes.
Métodos de balanceamento
Método das tentativas
Atribuir um coeficiente inicial 
ao radical ou elemento que 
aparece apenas uma vez em 
um dos membros
Se mais de um elementos 
aparece apenas um vez, dê 
preferência para o que 
apresenta maior índice
Prosseguir com os outros 
elementos ou radicais, 
transpondo os índices de um 
membro para o outro, 
usando-os como coeficiente, 
até o final do balanceamento
FeS2(g) + O2(g) → Fe2O3(s) + SO2(g)
Exercícios
C2H6O + O2 → CO2 + H2O
Mg + HCl → MgCl2 + H2
Al2O3 + HCl → AlCl3 + H2O
SO2 + NaOH → Na2SO3 + H2O
BaO4 + HNO3→ Ba(NO3)2 + H2O2 + O2
C8H18 + O2 → CO2+ H2O
C4H10O + O2 → CO2 + H2O
Al + Cl2 → AlCl3
N2H4 + N2O4→ N2 + H2O
CaO + H3PO4 → Ca3(PO4)2 + H2O
Fe + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2
C2H4O + O2 → CO2 + H2O
Lei da conservação da massa (Lei de
Lavoisier)
Experiências sobre combustão e calcinação de substâncias químicas:
◦ Ao calcinar metais expostos ao ar, havia a formação de óxidos metálicos que
tinham peso maior que o metal de partida;
◦ Ao realizar a combustão de matéria orgânica como o carvão, também exposto
ao ar, a massa final era menor que a massa de partida.
Lei da conservação da massa (Lei de
Lavoisier)
Em uma reação química realizada em sistema fechado, a massa
permanece constante do início ao fim da reação:
◦ A soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos
obtidos.
m(reagentes) = m(produtos)
Escrever a 
equação química 
balanceada
Analisar as 
proporções 
estequiométricas
Relacionar os 
dados por meio 
de regras de três
Cálculos estequiométricos
Cálculos estequiométricos
1) Transformação da massa conhecida de uma substância, em gramas,
para a correspondente quantidade de matéria;
2) Multiplicação da quantidade de matéria por um fator que considera a
estequiometria;
3) Conversão da quantidade de matéria para q unidade métrica requerida
na resposta.
Massa
• DIVIDIR PELA MASSA MOLAR  quando a massa de um reagente é 
dada, primeiramente, deve-se converter em quantidade de matéria.
Mols
• MULTIPLICAR PELA RAZÃO ESTEQUIOMÉTRICA  a razão 
estequiométrica fornecida pela equação química é utilizada para 
encontrar o número de átomos do outro reagente ou produtos.
Mols
• MULTIPLICAR PELA MASSA MOLAR  A massa do outro reagente ou 
produtos é calculada a partir da sua massa molar.
Massa
• RESULTADO.
IMPORTANTE
Devemos levar em conta alguns termos envolvidos em cálculos deste
tipo que são:
◦ Pureza;
◦ Rendimento;
◦ Reagentes limitantes.
Pureza
Se refere a quanto do reagente realmente é capaz de reagir para
formar determinado produto. Por exemplo, se dizemos que a massa
de um reagente é 100 g, porém temos a informação de que o
mesmo é 90% puro, devemos considerar que apenas 90g irão reagir
e consequentemente ser levadas em conta para fins de cálculo o
restante é impureza.
Rendimento
O rendimento tem relação emespecial com o produto. Quando uma
reação tem rendimento total significa que toda a quantidade prevista em
cálculos será obtida, porém isso na prática geralmente não ocorre devido
a resíduos que se formam nas reações. Porém se efetuarmos os cálculos e
percebermos que determinada reação formaria em condições ideais 180
gramas e houve na prática um rendimento de 50% devemos considerar
que temos apenas 90 gramas de produto.
Exercícios
Qual a massa de AgNO3 (169,9 g/mol) necessária para converter
1,33 g de Na2CO3 (106,6 g/mol) para AgCO3? Qual a massa de
AgCO3 (275,7 g/mol) será formada?
Exercícios
Qual a massa de AgCO3 (275,7 g/mol) formada quando 25,0 mL de
AgNO3 0,200 mol/L são misturadas com 50,0 mL de Na2CO3 0,0800
mol/L?
Reagente limitante
Reagente limitante é aquele que limita a quantidade de produto que
pode ser produzido na reação. Isso significa que quando o reagente
limitante é totalmente consumido, a reação para, mesmo tendo
ainda outros reagentes.
Reagentes limitante
Calcular qual destes reagentes é o limitante e qual deles é o que está
em excesso;
Depois de descobrir o reagente limitante e em excesso, utiliza-se
apenas o limitante como base para os cálculos estequiométricos.
1 Calcular a 
quantidade de cada 
reagente em mols, 
convertendo cada 
massa em 
quantidade de 
matéria utilizando a 
massa molas
2 Escolher um dos 
reagentes e utilizar 
a relação 
estequiométrica 
para calcular a 
quantidade teórica 
do segundo 
reagente necessária 
para completar a 
reação com o 
primeiro 
3 Verificar qual dos 
reagentes está 
presente na reação 
em quantidade 
maior que o 
necessário: esse 
será o reagente em 
excesso e o outro 
será o reagente 
limitante
Exercícios
Considere a seguinte reação corretamente balanceada:
6 Na(l) + Al2O3(s) → 2 Al(l) + 3 Na2O(s)
a) Determine o reagente limitante e o reagente em excesso dessa reação quando 5,52g
de sódio reage com 5,10 g de Al2O3.
b) Qual é a massa de alumínio produzida?
c) Qual é a massa do reagente em excesso que permanecerá sem reagir no final do
processo?
Exercícios
Ao misturar 147 g de ácido sulfúrico e 100g de hidróxido de sódio,
reagindo de acordo com a equação abaixo, qual substância será o
reagente limitante da reação? Dadas as massas atômicas: H = 1; O =
16; Na = 23; S = 32).
H2SO4 + 2 NaOH --> Na2SO4 + 2 H2O
Exercícios
Para a reação a seguir, qual é o reagente limitante se começarmos
com 2,80 g de Al e 4,25g de Cl2?
2Al(s)+3Cl​2​​(g)→2AlCl​3​​(s)
Rendimento de reações
O rendimento de reações químicas é a porcentagem do rendimento
teórico que se alcança na prática:
◦ Quantidade de produto que realmente será obtida na reação química
relacionada com a quantidade que deveria ser obtida na teoria:
◦ O rendimento teórico é a quantidade de produto que se esperava obter para um rendimento igual a
100%, isto é, em que todos os reagentes transformam-se nos produtos.
Rendimento percentual
Informa qual a porcentagem relativa ao rendimento teórico foi
obtida.
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑝𝑒𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑢𝑎𝑙 =
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑥 100%
Passo a passo
1 – Escrever a equação química balanceada da reação;
2 - Determinar o rendimento teórico;
3 – Verificar se há reagente limitante;
4 - Determinar o rendimento percentual por dividir a massa ou o volume
realmente produzidos pela massa ou volume teóricos do produto e
multiplicar por 100%.
Exercícios
A reação a seguir é executada com 1,56 g BaCl2​​, o qual é o reagente
limitante. Nós isolamos 1,82 g do nosso produto desejado, AgCl.
Qual é o rendimento percentual da reação?
BaCl2​​(aq)+2AgNO​3​​(aq)→2AgCl(s)+Ba(NO​3​​)​2​​(aq)
Exercícios
Uma das maneiras de se produzir cal viva, CaO(s), é através da pirólise
do calcário, CaCO3(s). Uma amostra de 20 gramas de calcário
produziu 10,0g de cal viva. O rendimento da reação foi de
aproximadamente.
Reações químicas
SOLUÇÕES
OBJETIVO
Conceituar o que é solução e quais os seus componentes;
Saber identificar uma solução e conhecer seus tipos;
Conhecer os componentes de uma solução
O que é uma solução?
DEFINIÇÃO
SOLUÇÃO  mistura homogênea de uma ou mais substâncias
◦ 1 única fase
O que é uma solução?
Componentes de uma solução
O componente que DETERMINA a fase da solução e, em geral,
constitui a maior proporção do sistema, é chamado de solvente. Os
outros componentes são chamados de solutos, e estes estão
dispersos como moléculas ou íons no solvente, ou seja, diz-se que
estão dissolvidos no solvente.
Componentes de uma solução
SOLVENTE  está presente em maior proporção, em massa;
SOLUTO  está presente em menor proporção, em massa.
Solução
Aspectos importante:
◦ Quantidade
◦ Composição
◦ Concentração
Preparo de uma solução  frequentemente, envolve a pesagem de um
sólido ou a transferência de um líquido e sua solubilização com o solvente,
formando soluções sólido-líquido e líquido-líquido, respectivamente.
Classificação das soluções
Estado de agregação ou estado físico;
Proporção/razão entre soluto e solvente;
Natureza das partículas dispersas.
Estado de agregação ou estado físico
Solução sólida
Solução líquida
Solução gasosa
Estado de agregação ou estado físico
Solução sólida:
◦ Os componentes desse tipo de solução encontram-se no estado sólido
Estado de agregação ou estado físico
Solução líquida:
◦ Os componentes desse tipo de solução encontram-se no estado líquido
◦ Sólidos dissolvidos em líquido;
◦ Líquidos dissolvido em líquido;
◦ Gases dissolvidos em líquido.
Solvente Soluto Solução Exemplo
Gás Gás Gasosa Atmosfera
Líquido Gás Líquida Água-amônia
Líquido Líquido Líquida Água-etanol
Líquido Sólido Líquida Água-sal
Sólido Gás Sólida Paládio-hidrogênio
Sólido Líquido Sólida Zinco-mercúrio (amálgama)
Sólido Sólido Sólida Zinco-cobre (latão)
Tipos de soluções segundo o estado físico do soluto e solvente
Proporção/razão entre soluto e solvente
Esta propriedade relaciona a quantidade de soluto (massa) em
relação à quantidade de solvente.
CS NaCl = 37g/100g de água
Coeficiente de solubilidade = representa a quantidade máxima de 
determinado soluto que poderemos dissolver em 100 g de água, 
em temperatura ambiente.
Proporção/razão entre soluto e solvente
Solução diluída: a quantidade de soluto é muito pequena em relação à de solvente, sendo
assim, a solução se encontra completamente diluída.
Solução concentrada: quando a quantidade de soluto é grande em relação à de solvente, ou
seja, a solução não se encontra dissolvida.
Solução saturada: neste caso, a quantidade de soluto é a máxima permitida para uma certa
quantidade de solvente, em determinada temperatura.
Solução supersaturada: este é um sistema instável, pois a quantidade de soluto é maior que a
máxima permitida.
Substância
Coeficiente de solubilidade(g/100g de 
água a 20ºC)
Sal de cozinha (NaCl) 36
Açúcar (C12H22O11) 33
Cloreto de potássio (KCl) 7,4
Cal (Ca(OH)2) 0,16
Solução de 0,16g; 5,0g; 7,5g; 10,0g; 30,0g; e 36,0g.
Coeficientes de solubilidade de algumas substâncias.
Natureza das partículas dispersas
Solução iônica
◦ As partículas dispersas se encontram na forma de íons. Estas soluções
também são chamadas de soluções eletrolíticas, porque possuem a
capacidade de conduzir corrente elétrica.
𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑠)
𝐻2𝑂
𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞)
Natureza das partículas dispersas
Solução molecular
◦ As partículas dispersas neste caso são moléculas (não há separação do
soluto).
𝐶12𝐻22𝑂11 𝑠
𝐻2𝑂
𝐶12𝐻22𝑂11(𝑎𝑞)
Concentração
Concentração comum(C):
◦ Dada em massa por volume, geralmente grama por litro (g/L);
◦ Indica a relação entra a massa do soluto e o volume da solução.
Concentração
Concentração em quantidade de matéria (mol/L)ou molaridade (M):
◦ Indica a relação entre o número de mol do soluto e o volume da solução;
◦ Equivalente a mmol/mL (milimol por mililitro)
Concentração
Concentração em quantidade de matéria (mol/L)ou molaridade (M):
◦ Em equilíbrio
◦ Se refere à concentração em quantidade de matéria de uma espécie em particular em uma solução
em equilíbrio.
◦ Exemplo: Calcular as concentrações em quantidade de matéria e de equilíbrio para as espécies do
soluto presentes em uma solução aquosa que contém 285 mg de ácido tricloroacético (Cl3CCOOH) em
10 mL (o ácido está 73% ionizado na água).
Concentração
Concentração percentual ou título (%):
◦ Pode relacionar a massa ou volume do soluto com a massa ou volume da
solução, podendo ser representada por %(m/m), %(m/v) ou %(v/v);
◦ Exemplos:
◦ 10%(m/m)  10g de soluto em 100g de solução;
◦ 10%(m/v)  10g de soluto em 100mL de solução;
◦ 10% (v/v)  10mL de soluto em 100mL de solução.
Concentração
Partes por milhão e partes por bilhão:
◦ Conveniente para soluções muito diluídas.
𝐶𝑝𝑝𝑚 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑥 106 𝑝𝑝𝑚
𝐶𝑝𝑝𝑏 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑥 109 𝑝𝑝𝑏
Concentração
Fração molar (X):
◦ Relação estabelecida entre o número de mol de uma determinada matéria e o
número de mol de toda a mistura em que a matéria está inserida.
Cálculo de concentração
Estabelecer a forma de 
expressão da concentração 
que será utilizada
Converter as unidades para 
as unidades adequadas
Calcular
Exercícios
1) Calcule a concentração em quantidade de matéria de etanol em
uma solução aquosa que contém 2,30 g de C2H5OH (46,07 g/mol) em
3,50 L de solução;
2) Calcule a concentração em quantidade de matéria do K+ em uma
solução que contém 63,6 ppm de K3Fe(CN)6 (329,3 g/mol).
Exercícios
1) Descreva a preparação de solução aquosa de 2,00 L de BaCl2 0,108
mol/L a partir do BaCl2.2H2O (244,3 g/mol);
2) Descreva a preparação de uma solução de 500 mL de Cl- 0,0740
mol/L preparada a partir de BaCl2.2H2O (244,3 g/mol) sólido.
Diluição de soluções
Diluição  adicionar a ela mais solvente, não alterando a massa do
soluto.
Diluição de soluções
Para fazer uma diluição, é necessário combinar uma amostra líquida
com uma quantidade de solvente para chegar na concentração
desejada.
◦ Número de mol do soluto é o mesmo na solução de partida (concentrada) e
na solução final (diluída);
◦ O volume varia (aumenta da solução concentrada para a diluída).
Diluição de soluções
Cálculo da concentração:
Solução concentrada Solução diluída
Massa do soluto = ms Massa do soluto = ms
Concentração inicial = Ci Concentração final = Cf
Volume inicial = Vi Volume final = Vf
Ci = ms/Vi Cf = ms/Vf
ms = Ci x Vi ms = Cf x Vf
Exercícios
Qual será o volume de água que deve ser acrescentado a 300ml de uma solução 1,5 mol/L de ácido clorídrico (HCl) para torná-la
0,3mol/L?
Ao adicionar uma quantia de 75mL de água diretamente em 25mL de uma solução 0,20M de cloreto de sódio (NaCl), obtemos
uma solução de concentração molar igual a.
Na preparação de 750mL de solução aquosa de H2SO4 de concentração igual a 3,00 mol/L a partir de uma solução-estoque de
concentração igual a 18,0 mol/L, é necessário utilizar um volume da solução-estoque, expresso, em mL, igual a.
Determine a molaridade de uma solução que apresentava 400 mL de volume e, após receber 800 mL de solvente, teve sua
molaridade diminuída para 5 mol/L.
Uma solução 0,3 mol/L apresentava 500 mL de solvente, mas houve uma evaporação de 200 mL do volume desse solvente. Qual
será a nova concentração dessa solução?
Reações químicas
ÁCIDOS E BASES
OBJETIVO
Conhecer as teorias ácido-base;
Aplicar os conceitos ácido-base nas reações químicas.
Arrhenius
1887:
◦ Ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a
concentração de íons H+ (aq) na solução:
◦ 𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑞 → 𝐻+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞)
◦ Bases são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a
concentração de íons OH- (aq) na solução:
◦ NaOH 𝑎𝑞 → 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
Arrhenius
A reação em um ácido e uma bases fortes  reação de
neutralização;
Sal é toda substância na qual o cátion provem de uma base e o ânion
provem de um ácido;
Teoria restrita à agua.
Brownted-Lowry
1923:
◦ Ácidos são substância capazes de doar um próton a outras substâncias:
◦ Bases são substância capazes de receber um próton de outras substâncias:
A água é uma substância 
anfiprótica.
Íon hidrônio
Um íon H+, o núcleo de um átomo de hidrogênio, não é capaz de
existir separadamente em água  combina-se com a água.
Pares ácido-base conjugados
Essa reações ocorrem 
prioritariamente no sentido 
de formação das espécies 
mais fracas.
Forças relativas de ácidos e bases
Pode ser expressa quantitativamente por uma constante de
equilíbrio (Ka ou Kb)
𝑤𝑊 + 𝑥𝑋 ֞ 𝑦𝑌 + 𝑧𝑍
𝐾 =
[𝑌]𝑦[𝑍]𝑧
[𝑊]𝑤[𝑋]𝑥
Agua e a escala de pH
Lewis
1923:
◦ Ácidos são substâncias capazes de aceitar um par de elétrons de outro átomo
para formar uma nova ligação;
◦ Bases são substâncias capazes de doar um par de elétrons para outro átomo
para formar uma nova ligação.
𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑞 → 𝐻+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑙− 𝑎𝑞
NaOH 𝑎𝑞 → 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
▪ATKINS, P. PRINCÍPIOS DE QUÍMICA. 5ª EDIÇÃO. PORTO ALEGRE: BOOKMAN. 2011. 1048p.
▪KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; TOWNSEND, J. R.; TREICHEL, D. A. QUÍMICA GERAL E REAÇÕES
QUÍMICAS – VOLUME 1. 3ª EDIÇÃO. SÃO PAULO: CENGAGE LEARNING, 2015. 864p.