Relatório de cinética química 2016

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INTRODUÇÃO 
As reações químicas são processos pelos quais um tipo de matéria se transforma em outro. Algumas reações são evidentes, uma vez que, claramente, após o processo, as propriedades das substâncias obtidas são nitidamente diferentes das propriedades das substâncias de partida. Para que isso possa acontecer, no entanto, as ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e restabelecidas de outra maneira. Como essas ligações podem ser muito fortes, geralmente é necessária a presença de energia na forma de calor para iniciar a reação [1]. Dessa forma, a parte da Química que estuda a velocidade dessas reações e os fatores que nela interferem é chamada Cinética Química. A cinética química ocupa-se fundamentalmente com a velocidade com que ocorrem os processos químicos, e por isso, a variável tempo ocupa um papel central. O estudo da cinética das reações químicas tem por objetivo a correlação matemática de dados experimentais, visando estabelecer hipóteses sobre os fatores determinantes da velocidade de uma reação e elucidar os mecanismos de reação envolvidos. 
As reações químicas podem ocorrer tanto podem serem lentas quanto rápidas.
Reações rápidas
Uma reação química é considerada rápida quando apresenta grande consumo de seus reagentes em um curto intervalo de tempo e, consequentemente, uma rápida formação de produtos. Muitas vezes, é importante que uma reação química seja rápida como, por exemplo, no momento da batida de um carro. Para esse evento, é fundamental que o airbag seja acionado instantaneamente [2].
Figura 1: Os airbags são inflados em apenas 4 centésimos de segundo, após a colisão do automóvel, protegendo assim o motorista e o passageiro de lesões mais graves.
Reações lentas
As reações lentas são aquelas em que, como o nome sugere, os reagentes combinam-se lentamente e ocorrem em longos períodos de tempo. Um dos mais sérios problemas ambientais, o crescimento do volume de lixo doméstico, é causado pela lenta reação de degradação de alguns materiais encontrados no lixo.
Quantidade de substâncias X tempo de reação
Antes que uma reação química tenha início, a quantidade de reagentes é máxima e a quantidade de produtos é zero. À medida que a reação se desenvolve, os reagentes vão sendo consumidos e, portanto, a quantidade de reagentes vai diminuindo até se tornar mínima (ou eventualmente zero). Ao mesmo tempo, os produtos vão sendo formados. Logo, a quantidade de produtos, que no início é baixa, começa a aumentar, até que no final da reação, torna-se máxima. [3].
A Figura 2 expressa esse processo em um gráfico da concentração em quantidade de matéria (mol/L) de reagentes e produtos, em função do tempo. Assim, obtemos as seguintes curvas:
Figura 2: No gráfico, podemos observar que com o passar do tempo
a concentração dos reagentes decresce e a concentração dos produtos cresce.
Fatores que influenciam na velocidade de uma reação
A velocidade das reações químicas depende de vários fatores, como:
A temperatura em que reação ocorre,
 A concentração dos reagentes,
 A superfície de contato,
A participação de catalisadores,
A presença de luz;
A eletricidade.
A maior concentração de reagentes, por exemplo, contribui para o aumento do número de choques efetivos entre as espécies químicas. Em contrapartida, o aumento da temperatura do sistema faz com que a reação se processe mais rapidamente. Já para sistemas gasosos, quanto maior a pressão, menor o volume do sistema e isso possibilita o maior número de colisões entre as partículas. Além disso, quanto mais se aumenta a superfície de contato de uma espécie reagente maior será a velocidade de reação. Assim como, Influência da luz provocar reações indesejadas nas substâncias que abrigam, isto é, aumenta a velocidade das reações. A garrafa de cerveja, por exemplo, é escura, pois a luz pode provocar reações que alteram o sabor da bebida. Já os medicamentos recebem embalagens que os protegem da luminosidade para que não ocorra a degradação das substâncias que o constituem, principalmente do princípio ativo. Existem algumas reações que necessitam receber uma descarga elétrica para serem iniciadas. O complexo ativado é criado a partir da faísca produzida e o calor liberado pela reação é suficiente para o termino da reação. [11]
Entre os reagentes deve existir uma tendência à reação (afinidade química) e, além disso, eles devem estar em contato, o que permitirá a colisão entre suas moléculas, acarretando quebra de ligações e formação de novas ligações. 
Em todas as reações, os átomos que formam os reagentes se rearranjam, originando os produtos. No entanto, nem todos os choques entre as partículas que compõem os reagentes dão origem a produtos (choques não-eficazes). Os choques que resultam em quebra e formação de novas ligações são denominados eficazes ou efetivos. No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos denominada complexo ativado. Complexo ativado é o estado intermediário (estado de transição) formado entre reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (presentes nos reagentes) e formação de novas ligações (presentes nos produtos) [4].
Vejamos um exemplo que ilustra a formação do complexo ativado:
Figura 4: formação do complexo ativado
Para que ocorra a formação do complexo ativado, as moléculas dos reagentes devem apresentar energia suficiente, além da colisão em geometria favorável. Essa energia denominamos energia de ativação (Ea)
Energia de ativação (Ea) é a energia mínima que as moléculas devem possuir para reagir, ao se chocarem (isto é, para termos uma colisão efetiva). [5]
Esse fato ocorre tanto para as reações exotérmicas quanto para as endotérmicas, e seus diagramas, indicando o caminho da reação e a entalpia, podem ser representados por:
Figura 5: esquema ilustrativo reações exotérmicas e endotérmicas. 
Experimentalmente, temos que reações diferentes apresentam energias de ativação diferentes, sendo que as reações que exigem uma menor energia de ativação ocorrem mais rapidamente, ou seja, ocorrem com maior velocidade.
Reações exotérmicas 
Ao contrário das reações endotérmicas, as reações exotérmicas possuem um balanço negativo de energia quando se compara a entalpia total dos reagentes com a dos produtos. Assim, a variação entalpia final é negativa (produtos menos energéticos do que os reagentes) e indica que houve mais liberação de energia, na forma de calor, para o meio externo que absorção – também sob forma de calor. A temperatura final dos produtos é maior que a temperatura inicial dos reagentes. Como ilustrado a esquerda do esquema na figura 5.
Reações endotérmicas 
Já numa reação endotérmica, o fornecimento de energia desloca o equilíbrio para a formação de produtos. Uma vez que este processo absorve calor do meio.
As reações endotérmicas têm como característica possuírem balanço energético positivo quando é comparado a energia entalpia dos produtos em relação aos reagentes. Assim, a variação dessa energia (variação de entalpia) possui sinal positivo (+ΔH) e indica que houve mais absorção de energia do meio externo que liberação. Ambas em forma de calor.
Como consequência, a temperatura dos produtos finais é menor que a dos reagentes. Como ilustrado a direita do esquema na figura 5.
Por fim, os catalisadores, influenciam a rapidez com que uma reação se processa, pois, contribui para a diminuição da energia de ativação necessária para que a transformação química comece a ocorrer. Catalisadores são substâncias capazes de acelerar uma reação. Exemplo: alguns produtos de limpeza contêm enzimas para facilitar na remoção de sujeiras. Essas enzimas facilitam a quebra das moléculas de substâncias responsáveis pelas manchas nos tecidos. (UOL, 2011) [10]
	FIGURA 3: Reação catalisada processando-se em uma etapa
1.2. ORDEM E MOLECULARIDADE DE UMA REAÇÃO
Canalizadas por observações experimentais, Guldberg e Waage enunciaram a lei daação das massas. Esse princípio afirma que a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes elevadas a expoentes determinados experimentalmente a uma dada temperatura [2]. Nessas condições, os conceitos de ordem e molecularidade de uma reação química estão diretamente relacionados à expressão de velocidade. A ordem de reação é a soma dos expoentes, determinados experimentalmente, aos quais estão elevadas as concentrações na expressão de velocidade, ao passo que a molecularidade corresponde ao número de espécies reagentes que se chocam na reação ou na etapa mais lenta da reação [6]. 
Objetivos
Verificar a influência de alguns fatores na velocidade de algumas reações químicas como: Luz, temperatura, superfície de contato e concentração;
Verificar que a velocidade de uma reação química pode ser alterada em função de substâncias diferentes dos reagentes.
Parte Experimental
Materiais e reagentes
Tabela 1: Vidrarias e acessórios utilizados na prática
	Vidrarias e acessórios
	Capacidade
	Quantidade 
	Estante p/ tubos de ensaio
	12 tubos por estante
	01
	Proveta
	05, 10 e 20 mL
	07
	Tubo de ensaio
	-
	10
	Conta gotas
	3 mL
	02
	Rolha p/ tubo de ensaio
	-
	03
	Espátula
	-
	02
	Pinça de madeira
	-
	01
	Placa de aquecimento
	-
	01
	Béquer
	250 mL
	02
	Gelo
	-
	10 cubos
	Cronômetro
	----------
	01
Tabela 2: Reagentes utilizados na prática
	Reagentes
	Concentração
	Quantidade
	Solução de ácido oxálico 
	0,25 mol L-1
	15 mL
	Permanganato de potássio
	0,008 mol L-1
	20 mL
	Cloreto de sódio
	1 mol L-1
	3 mL
	Ácido Clorídrico
	6 mol L-1
	6 mL
	Água oxigenada
	10 volumes
	20 mL
	Nitrato de Prata
	0,5 mol L-1
	1 mL
	Óxido de manganês Em pó
	----------
	Pequena porção
	Pedaço de batata
	----------
	1 pedaço pequeno
	Ácido sulfúrico
	
	10 mL
	Mármore Pedaço e em pó
	----------
	1 pedaço pequeno
Procedimentos experimentais 
Parte 1
Objetivo: Verificar a influência da temperatura na velocidade de uma reação química
Em três tubos de ensaio adicionou-se 3 mL de oxalato de sódio e 2 mL de ácido sulfúrico. Aqueceu um dos tubos em banho maria e acrescentou 4 mL de permanganato de potássio, acionando o cronometro no instante em que caiu a primeira gota desse reagente. Marcou-se o tempo que levou o descoramento total da solução e foi procedido da mesma forma com o tubo que não foi aquecido e o terceiro que foi colocado em banho de gelo.
Parte 2 
Objetivo: Verificar a influência da concentração do(s) reagente(s) na velocidade da reação.
Foi inserido 4 mL da solução permanganato de potássio em 2 tubos de ensaio. A um deles acrescentou-se 4 mL de água destilada e ao segundo 8 mL da mesma. Em outros dois tubos entrou-se com 3 mL de oxalato de sódio e 2 mL de ácido sulfúrico. Num deles ajuntou-se a primeira solução de permanganato de potássio preparada. Mediu-se o tempo de descoloração da solução e ao outro tubo, acrescentou-se a segunda solução de permanganato e repetiu o procedimento.
Parte 3
Objetivo: Verificar a influência da luz na velocidade de uma reação química. 
Em 2 tubos de ensaio pôs-se 3 mL de solução cloreto de sódio e 1 mL de solução nitrato de prata. Foi observado e anotado as observações vistas. Um dos tubos foi exposto a luz e o outro escondido no armário.
Parte 4
Objetivo: Verificar a influência da superfície de contato na velocidade de uma reação química.
Em 2 tubos de ensaio foi colocado 3 mL de solução de ácido clorídrico. Em um deles um deles acrescentou-se um pedaço de mármore e no outro uma pequena porção de mármore em pó. Atentou-se e foi anotado as observações vistas.
Parte 5
Objetivo: Verificar que a velocidade de uma reação pode ser alterada em função de uma substância diferente dos reagentes.
Em 3 tubos de ensaio foi adicionado 20 mL de água oxigenada a 10 volumes e tampados com rolhas com mangueiras acopladas as mesmas colocando a ponta das mangueiras dentro de uma proveta completamente cheia de água. Foram agitados e observou-se. Em um dos tubos foi introduzido uma pequena porção de dióxido de manganês, tampado imediatamente e analisado por alguns minutos. EM outro tubo introduziu-se 1 pequeno pedaço de batata e repetiu-se o procedimento. Todas as observações da analise foram anotadas.
Resultados e Discussões 
Parte 1
Ao adicionar a solução de permanganato de potássio nos tubos que foram aquecidos, resfriados e deixados à temperatura ambiente obteve-se os seguintes tempos:
Tubo quente: 6,48 s
Tubo Tamb: 11min 38,22 s
Tubo frio: 36 min 27,04 s
Em ambos os tubos verificou-se a descoloração da solução de permanganato de potássio, reação essa que ocorre da seguinte maneira:
O íon permanganato é reduzido pelo íon oxalato em meio ácido formando gás carbônico, água e íon manganês 2 como segue a equação 1 abaixo:
Eq1: 2MnO4- + 5C2O42- + 16 H+ 2Mn2+ + 10CO2↑ + 8H2O
Porém assim que forma o íon Mn+2, por ele ser instável parte do íon permanganato juntamente com a água reagindo com ele formando o óxido de manganês que catalisa a reação de descoloração. Tornando-a reação de autocatálise ou autocatalítica. [7] [8] 
Essa reação ocorre normalmente em temperatura ambiente, porém em temperaturas mais altas ou mais baixas, de acordo com o observado no experimento, a velocidade da reação é alterada. No caso do tubo aquecido ela foi aumentada, isso acontece porque segundo Tito canto, “o aquecimento faz com que aumente a quantidade de moléculas com energia suficiente para reagir, isto é, com energia superior à de ativação. O efeito da temperatura se faz sentir sobre a constante de velocidade da reação (k)”.[9] Esse aumento da temperatura aumenta também o nº de choques entre as moléculas dos reagentes, aumentando consequentemente a probabilidade de choques efetivos. 
Já o tubo resfriado, essa velocidade diminui, já que esse abaixamento de temperatura ocasiona numa menor energia cinética das moléculas dos reagentes, menor nº de moléculas com energia igual ou maior que a EA e menor probabilidade da ocorrência de choques efetivos. Diminuindo a constante de velocidade da reação. 
Parte 2
Dados coletados: 
Permanganato de sódio + adição de 8 mL água destilada : 5 min 45 s 68 centésimos
Permanganato de sódio + adição de 4 mL de água destilada: 4 min 33 s 40 centésimos
A reação de permanganato de potássio com oxalato de sódio prossegue através de uma reação clássica de oxidação-redução. Dois semi-reações compõem a reação completa. Em cada semi-reação, produtos químicos ou perder ou ganhar elétrons. No final, a quantidade de saldos de transferência de eletros, o número de átomos permanece constante, mas os novos produtos químicos, tais como o dióxido de carbono, são formados. 
Para que a reação de oxalato de sódio e permanganato de potássio a ocorrer, os compostos de oxalato de permanganato de potássio e de sódio sólido deve ser dissolvido em um líquido ácido para provocar a dissociação dos íons de reação. Para oxalato de sódio ou de Na2C2O4, o oxalato ou C2O4, deve dissociar-se dois átomos de Na + e MnO4 deve dissociar-se de potássio ou o átomo de K +. Tipicamente, o ácido sulfúrico é adicionado ao oxalato de sódio para produzir H2C2O4, ou ácido oxálico adicionado ao cloreto de sódio. O oxalato de H2C2O4 em um meio ácido se dissocia em C2O4 mais dois íons H +. O permanganato de potássio num meio ácido dissocia-se em íons de potássio ou íons K + e permanganato ou MnO4-.
Um meio de uma reação redox ocorre quando um átomo é oxidado, ou perde eletros. No caso da reação de permanganato de potássio e o oxalato de sódio, a oxidação ocorre quando os átomos de carbono no ácido oxálico perder eletros. Em ácido oxálico, os átomos de carbono têm uma carga líquida de três. No final da reação, os átomos de carbono tornam-se parte do dióxido de carbono formado. Em dióxidode carbono, os átomos de carbono têm uma carga líquida de quatro. Embora pareça como se carbono ganhou uma carga positiva, na realidade, eles acabam de perder uma única carga negativa, tornando-os mais positiva. Perder uma única carga negativa indica que perderam um elétron, ou que tenham sido oxidados. Neste meio-reação, 2 átomos de carbono têm cada um perdido um único elétron.	
2 KMnO4 (aq) + 5H2C2O4 (aq) + 3H2SO4(aq) 2MnSO4 (s) + 10CO2 (g) + K2SO4 (aq) + 8H2O(l)
A reação entre o íon permanganato e o ácido oxálico é complexa e se processa lentamente mesmo sob temperaturas elevadas, a menos que o manganês (II) esteja presente como um catalisador. Portanto, quando os primeiros poucos mililitros do permanganato padrão são adicionados a uma solução a quente de ácido oxálico, vários segundos são necessários antes do desaparecimento da cor do permanganato. “À medida que a concentração do manganês (II) aumenta, entretanto, a reação se processa mais e mais rapidamente como resultado da autocatálise"
No experimento, observou se que a reação ocorreu com maior velocidade, no sistema em que havia permanganato de potássio + 4 ml de água destilada + oxalato de sódio, pois estava mais concentrado que o sistema onde foi adicionado 8ml de agua. Percebe que a função da agua, é apenas diluir a concentração da substancia em estudo (permanganato de potássio). Onde no tubo que foi adicionado apenas 4ml de água destilada, a possibilidade de ocorrer choque efetivos é maior, pois nesse sistema há uma maior concentração de reagentes, aumentando assim a velocidade de consumo e diminuição da concentração, observa-se ainda que a função do oxalato de sódio, é de redutor da reação. No tudo de em que foi adicionado 8ml de agua destilada, a reação ocorreu mais lentamente, isto ocorreu porque com a adição de 8ml de agua destilada no sistema, fez com que a mesma ficasse mais diluída, isto é, dilui-se o sistema, diminuído a concentração e consequentemente favorecendo um aumento da velocidade de descoramento do permanganato de potássio. Quimicamente, o que acontece, é que o meio está menos concentrado dificulta a efetividade das colisões entre as moléculas.
Parte 3
Dados coletados: 
Com Luz: ao colocar na luz solar o sólido formado escureceu
Sem luz: Continuou branco
Muitas reações adquirem energia da luz, principalmente das radiações ultravioleta. A luz exerce um efeito semelhante ao da eletricidade, fornecendo energia para algumas moléculas comecem a apresentar uma energia de ativação igual ou maior à energia de ativação. [4]
O cloreto de prata, AgCℓ, por exemplo, é uma das substâncias que na presença de luz sofre uma transformação química. Para obter o cloreto de prata que vai ser usado na presente Atividade Laboratorial faz-se reagir uma solução aquosa de cloreto de sódio com uma solução aquosa de nitrato de prata de igual concentração.
A equação química que traduz esta reação é:
O cloreto de prata é um sal iónico, cuja fórmula iónica é Ag+ Cℓ−. Na presença de luz, o cátion metálico, Ag+, transforma-se em prata metálica, Ag(s), e, em simultâneo, ocorre a libertação de cloro gasoso, Cℓ2(g). A equação global que traduz essa reação é:
A divisão do experimento, um tubo em presença de luz e outro não, é justamente para comprovar que em presença de luz, a reação fotoquímica tem sua velocidade de reação maior, do que a mesma reação em um meio que não há presença de luz, como por exemplo, como foi realizado, colocando um dos tubos dentro do armário. Onde o tubo que foi exposto a luz solar teve como indicio, a cor do precipitado, (solido com coloração preta) e o tudo que estava no armário, o solido continuo branco, comprovando que a velocidade desta reação química é inferior que a anterior. 
Parte 4
Nos tubos em que foi feito o ensaio de mármore ( CaCO3), ocorreu respostas diferentes. Na forma de pedaços, foi adicionado no tubo A ( no esquema ilustrativo – figura a) e em pó no tubo B ( no esquema ilustrativo- figura B). Apesar de ambos terem a mesma substancia, o mesmo volume de HCl (aq) de igual concentração e temperatura, a efervescência no tubo/recipiente que contém mármore em pó foi mais intensa, indicando-nos que a velocidade da reação também foi maior. 
 Figura 4: Esquema ilustrativo – reação mármore em HCl (aq)
Isso ocorre porque as colisões entre as partículas dos reagentes acontecem na superfície do sólido e, considerando que quando mais fragmentado está o sólido, maior é a superfície exposta, o número de colisões aumenta, determinando também um aumento na velocidade da reação. Portanto podemos concluir que, quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior a velocidade de reação. Porém, é a valido uma observação acerca da reação ocorrida. O aumento da superfície intensificou a velocidade da reação, mas não a quantidade de produto formado. Portanto, o volume de CO2 produzido será o mesmo ao final das duas reações. Graficamente, temos:
Gráfico 1: Velocidade de reação X tempo 
Parte 5
Ao adicionar óxido manganês em um dos tubos contendo água oxigenada notou-se a formação de uma espuma cinza enquanto que no tubo contendo a batata observou-se a liberação de bolhas. 
Em ambos os tubos ocorre a decomposição da água oxigenada que acontece pois a substância é instável devido um oxigênio atrair o elétron do outro oxigênio distorcendo a nuvem eletrônica, assim o oxigênio tende a atrair mais os elétrons da ligação com o hidrogênio, possibilitando, assim, a quebra da ligação e a liberação do hidrogênio protonado que é estabilizado quando o oxigênio da molécula faz uma ligação com ele. Embora o peróxido de hidrogênio se decomponha quando em sistema aberto, este processo se dá mais lentamente, porém, na presença de um catalisador como foi o caso dos contendo MnO2 e batata a reação ocorre mais rapidamente.
No caso do óxido manganês a catalise é heterogênea e o óxido adsorve as moléculas de H2O2 e na sua superfície ocorre a reação de decomposição pela luz como mostra a equação abaixo:
Já na batata, o legume possui uma proteína chamada catalase que é uma enzima que acelera a reação de decomposição da água oxigenada e também é uma reação de catalise heterogênea. 
CONCLUSÃO
Os experimentos realizados mostram que as reações químicas podem ter diferentes tipos de velocidade. Podendo existir fatores que podem acelerar a velocidade de uma reação como: a concentração dos reagentes, temperatura na qual a reação ocorre e a presença de catalisadores, dentre outros fatores. No caso da concentração, com o seu aumento nos reagentes o números de colisões eficazes aumenta tendo consequentemente a velocidade da reação também aumentada. Já a temperatura, pode-se concluir que seu aumento/diminuição é proporcional ao aumento/ diminuição de velocidade. Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das moléculas, em regra, a velocidade de uma reação, nas proximidades da temperatura ambiente, duplica com a elevação de 10 ºC. Esse aumento da temperatura ocasiona o aumento das frações de moléculas que possuem energias mais elevadas que a EA, assim, a energia dessas frações de moléculas é suficiente para superar a barreira de energia, portanto a velocidade da reação. O catalisador aumentou a velocidade da reação, diminuindo a energia de ativação, sem que ele sofresse uma variação química permanente no processo. Com isso podemos dizer que a prática foi concluída com êxito. 
REFERÊNCIAS
[1] GUERRA, Fabiano et al. Reações Inorgânicas. Apostila Bernoulli. 4 ed. Vol 2. Editora Bernoulli. Belo Horizonte – MG, 2013, p.3 -17 
[2] Estudo da velocidade das reações: Cinética química. Disponível em: <http://cejarj.cecierj.edu.br/pdf_mod3/CN/Unid3_CN_Quimica_Modulo_3_Vol_1.pdf> acesso em 06 de mar. 2016
[3]. Estudo da velocidade das reações: Cinética química. Disponível em: <http://cejarj.cecierj.edu.br/pdf_mod3/CN/Unid3_CN_Quimica_Modulo_3_Vol_1.pdf> acesso em 06 de março 2016
[4] Usberco, João Química — volume único / João Usberco, Edgard Salvador. — 5. ed. reform.— São Paulo: Saraiva, 2002, p.385
[5] FELTRE, Ricardo. Química volume 2 – Química Geral. São Paulo, Editora Moderna, 2009, p.154
[6] RAGAZZI, Marcos. Velocidade de Reação. Apostila Bernoulli. 4 ed. Vol. 3. Editora Bernoulli. Belo Horizonte – MG, 2013, p. 65
[7] Celso Augusto Fessel Graner. ROTEIROS DE AULAS PRÁTICAS DISCIPLINA DE QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA BOTUCATU 2013. Disponível em: <http://www.ibb.unesp.br/Home/Departamentos/QuimicaeBioquimica/roteiro-2---quimica-analitica-quantitativa.pdf >. Acessado em: 13 mar. 2016
[8] UFJF. Volumetria de oxirredução. Apostila aula prática. Disponível em: < http://www.ufjf.br/baccan/files/2011/05/Aula_pratica_11.pdf >. Acessado em 13 mar. 16
[9] Peruzzo,Tito Miragaia; Eduardo Leite Canto, Quimica na abordagem do cotidiano, físico - quimica 1.ed.Vol 2. Editora Moderna.São Paulo,1993, p.273 e 279.
[10] UOL, Mundo Educação. FÍSICO-QUÍMICA: Velocidade das reações químicas. Disponível em: http://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/velocidade-dasreacoes-quimicas.htm. Acessado em: 10 de mar. 2016.
[11] Editora COC, Físico-química I, pré-vestibular, página 10.
Anexos
Figura 5: Descoloração do KMNO4 (permanganato de potássio).
 (b)
Figura 6: Produto da reação NaCl + AgNO3 com exposição da luz (a) e sem exposição a luz (b).