Relatório IX e X

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO TRIÂNGULO MINEIRO 
Instituto de Ciências Tecnológicas e Exatas 
 
 
Daniel Folador 
Gabriela de Oliveira Bonjardim 
João Pedro Molina 
Maria Luísa Kassuya Pereira Murakami 
Thaina Firmino Voltolini 
 
 
Experimento nº: IX e X 
CINÉTICA QUÍMICA:Velocidade das Reações Químicas eDeterminação da Ordem de Reação 
 
 
Relatório apresentado para a disciplina Laboratório de Química, como requisito parcial deavaliação. 
Prof. Dr. Benecildo Amauri Riguetto 
 
 
Uberaba – MG 
28/11/2017 
SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO..................................................................................................1
1.1 Velocidade das Reações Químicas................................................................1
1.2 Determinação da Ordem de Reação.............................................................3
2 OBJETIVOS......................................................................................................5
3 PARTE EXPERIMENTAL..................................................................................5
3.1 Reagentes, vidrarias e equipamentos............................................................5
3.2 Procedimentoexperimental............................................................................5
3.2.1 Velocidade de Reação.................................................................................5
3.2.1.1 Velocidade de reação em diferentes temperaturas emfunção da superfície de contato............................................................................................5
3.2.1.2   Velocidade de reação em função da concentração de reagente..….....6
3.2.1.3 Velocidade de reação em função da presençade um catalisador............................................................................................................6
3.2.2 Determinação da ordem de reação..........................................…...............7
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO.........................................................................7
4.1 Velocidade de Reação....................................................................................7
4.1.1 Velocidade de reação em diferentes temperaturas em função da superfície de contato ...........................................................................…………..................7
4.1.2 Velocidade de reação em função da concentração de reagente...…..........8
4.1.3 Velocidade de reação em função da presença de um catalisador ………..................................................................................................................8
4.1.4 Questionário................................................................................................9
4.2 Determinação da ordem de reação...............................................................10
4.2.1 Questionário..............................................................................................13
CONCLUSÕES..................................................................................................16
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS..........…....................................................17
									
1 INTRODUÇÃO
		Velocidade das Reações Químicas
As reações químicas sãofrequentes e está presente no cotidiano das pessoas de forma imensamente significativa. Deste modo, compreendê-las é de fundamental importância, pois assim, é possível realizar interferências de modo a direcionar uma reação para determinados interesses. Amediação na velocidade da reação pode facilitar alguns parâmetros requeridos experimentalmente. Por exemplo, a dissolução de uma pastilha deSonrisal pode levar um período longo para ocorrer se estiver em algumas condições físicas, porém essa reação pode ser acelerada realizando simples procedimentos. A cinética química, que é o estudo da taxa na qual as reações químicas ocorrem, aborda os conceitos inerentes a tal estudo (BROWN, 2005).
Os principais fatores que podem afetar a taxa cinética da reação são: o estado físico do reagente, queinterfere devido à superfície de contato, quanto maior ela é, maior é a possibilidade de ocorrerem choques efetivos causando a ocorrência das reações, assim a reação é acelerada;as concentrações dos reagentes,normalmente, quando são maiores gera um aumento na velocidade de reação, pois há maior quantidade de soluto facilitando os choques efetivos;a temperatura na qual a reação ocorre, em queaumento da temperatura gera um aumento na velocidade de reação, pois quanto mais quente mais movimento há na solução aumentando os choques efetivos em determinado período;enfim, a presença de umcatalisador, já que a adição dele à solução acelera a reação, pois, apesar de não participar da reação, o catalisador interfere reduzindo a energia de ativação da reação fazendo com que a energia necessária para ocorrer uma reação seja reduzida, facilitando sua ocorrência. (RAMPON, 2016).
Aseguir, é ilustrado as reações ocorrendo com a concentração atuando como uma variável. (Figura 1):
Figura 1: Interferência da concentração nas reações.
Fonte: Brasil Escola.
A seguir, é exibido como o catalisador age em uma reação química. (Figura 2):
Figura 2: Atuação de um catalisador.
Fonte: Uol Educação.
Enfim, podemos resumir a ocorrênciade reações pela quantidade de choques efetivos realizados na solução e pela energia inicial necessária para que ela ocorra(BROWN, 2005).
A próxima figura mostra como ocorrem os choques efetivos. (Figura 3):
Figura 3: choques efetivos entre moléculas.
Fonte: Mundo Educação.
1.2 Determinação da Ordem de Reação
A Cinética Química, um dos ramos da Físico-Química, estuda o comportamento temporal das reações químicas, ou seja, o estudo da velocidade de reações, e os fatores que a afetam. Esses fatores consistem em: temperatura, pressão, concentração dos reagentes, catalisador, superfície de contato entre os reagentes, luz e eletricidade. Há também os parâmetros que controlam os processos de transportes físicos (como as condições de fluxo, grau de mistura eos parâmetros envolvidos na transferência de calor e massa). A cinética química enfatiza os detalhes da transformação do sistema de um estado a outro, bem como no tempo necessário para essa transformação (AGUIAR, 2017).
Pode-se determinar de modo aproximado a ordem de uma reação, tendo como ponto de partida a reação de ordemn, genérica, através do seguinte desenvolvimento (USP B, 2014):
Aproximando-se os diferenciais em intervalos, tem-se:
Representa a concentração média do reagente no intervaloconsiderado.
de onde se observa que em um gráfico os valores decontra loga curva resultante deverá ser aproximadamente uma reta, cuja inclinação é a ordem da reação (USP B, 2014). Graficamente obtém-se(Figura 4):
Figura 4:Determinação geral da ordem de reação
Fonte: USP B, 2014.
2 OBJETIVOS
Verificar na prática alguns fatores que afetam a velocidade das reações químicas e determinar a porcentagem de oxigênio no ar, empregando conceitos de cinética química para a avaliação da ordemda reação envolvida.
3 PARTE EXPERIMENTAL
3.1 Reagentes, vidrarias e equipamentos
- Água oxigenada (10 vol/vol)  
- Água destilada  
- Soluções de sulfato de cobre (1,0M, 0,1M e 0,01M)  
- Cristais de Iodeto de Potássio  
- Pregos  
- Batata   
- Cronômetro  
- Termômetro  
- Pipeta  
- Tubo de ensaio  
- Vidro de relógio  
- Ácido acético 1,0 mol L-1  
- Balança analítica (0,001 g) 
- Bastão de vidro  
- Béquer de 500 mL  
- Béquer de 100 mL 
- Palha de aço  
- Proveta de 100 mL  
- Régua  
- Suportecom garra 
3.2 Procedimento experimental
3.2.1 Velocidade das Reações Químicas
3.2.1.1 Velocidade de reação em diferentes temperaturas em função da superfície de contato
Em um béquer contendo 50 mL de água foi adicionado ¼ de pastilha de Sonrisalprimeiramente com a água em temperatura ambiente, em seguida com a água aquecida e posteriormente com a água refrigerada. Após, triturou ¼ da pastilha e despejou ela sobre 50 mL de água em temperatura ambiente.
3.2.1.2 Velocidade de reação em função da concentração de reagente
Em três tubos de ensaios foi pipetado 2mL de sulfato de cobre 1,0 mol/L, 0,1 mol/l e 0,01 mol/L, respectivamente. Em seguida, adicionou um prego em cada tubo de ensaio por um período de 5 minutos.
3.2.1.3 Velocidade de reação em função da presença de um catalisador
Neste item foram realizados dois procedimentos:
1) Em dois tubos de ensaio foram adicionados 1 mL de água oxigenada (10 vol/vol). Posteriormente, em um dos tubos foi adicionado iodeto de potássio (KI).
2) Em um vidrode relógio foram colocadas dez gotas de água oxigenada e em outro, uma fatia de batata crua. No vidro em que estava a fatia da batata foi adicionado 10 gotas de água oxigenada.
3.2.2 Determinação da ordem de reação
 Foi pesado 0,5 g de palha de aço nabalança analítica, em seguida adicionou-se 30 mL de vinagre e com auxílio de um bastão de vidro emergiu-se a palha de aço no ácido acético no béquer de 100 mL. Enquanto a solução descansava, adicionou-se água cerca de 200 mL em um béquer de 500 mL, após operíodo de 1 minuto a palha de aço foi retirada do béquer e a mesma foi agitada na pia com o objetivo de tirar o excesso do líquido. Em uma proveta de 100 mL foi introduzida no fundo da vidraria a palha de aço, a extremidade aberta da proveta foi colocadasubmersa na água do béquer de 500 mL e a outra fixada no suporte universal.
A cada 5 minutos foi medido a altura da água na proveta através da régua milimétrica. Após 15 minutos, a palha de aço foi descartada e repetiu-se o experimento para a palha de aço com 1 g.
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1 Velocidade das Reações Químicas 
4.1.1 Velocidade de reação em diferentes temperaturas em função da superfície de contato 
Em um béquer contendo 50 mL de água a temperatura ambiente, foi adicionado ¼ de umapastilha de Sonrisal. O tempo da reação para a dissolução total do comprimido foi de 32 segundos. Esse procedimento foi realizado com a água aquecida e resfriada, resultando em tempos de 28 segundos e 71 segundos, respectivamente. Além disso, ¼ da pastilhafoi triturada, adicionando-a em 50 mL de água em temperatura ambiente. 
A tabela a seguir exibe os valores em segundos registrados pelo cronômetro em reação a água quente, fria, a temperatura ambiente e da superfície de contato da pastilha
Tabela 1:Dados sobre o tempo de reação da pastilha em diferentes temperaturas de água.
	
	Tempo (seg)
	Água quente
	28
	Água fria
	71
	Água em temperatura ambiente 
	32
	Pastilha triturada em água a temperatura ambiente 
	18
Fonte: dos alunos.
Deste modo, é possívelafirmar que o aumento na temperatura reflete em uma redução do tempo de reação, ou seja, o tempo e a temperatura são inversamente proporcionais. Ademais, o aumento da superfície de contato gera em uma redução do tempo de reação, logo, assim como o tempo ea temperatura, a superfície de contato e o tempo também são inversamente proporcionais. Assim, a superfície de contato e a temperatura são diretamente proporcionais à velocidade de reação. 
  
4.1.2   Velocidade de reação em função da concentração de reagente 
Em três tubos de ensaio foram adicionados 2 mL de sulfato de cobre com concentrações de 1,0 mol/L, 0,1 mol/L e 0,01 mol/L. Em cada tubo de ensaio colocou-se um prego por um período de 5 minutos.  
Foi observado que o sulfato de cobre corroeu os pregosdepositando cobre sobre eles e que quanto maior era a concentração, mais rápida a reação de corrosão e deposição ocorria. Desta forma, o prego que estava contido no tubo em que havia 1,0 mol/L havia mais cobre depositado do que o prego que estava na solução de 0,1 mol/L e este havia mais cobre depositado do que o prego que estava na solução de 0,01 mol/L. 
Desta forma, concluímos que o aumento da concentração gera um aumento na velocidade de reação, ou seja, a concentração é diretamente proporcional à velocidade de reação. Assim como a concentração é inversamente proporcional ao tempo de reação. 
 
4.1.3 Velocidade de reação em função da presença de um catalisador 
Foram realizados dois procedimentos. Primeiramente, utilizou-se dois tubos de ensaios e em cada um foi adicionado 1 mL de água oxigenada. Em apenas um deles foi colocado iodeto de potássio. No tubo em que estava apenas a água oxigenada não foi observado nada, porém, no que havia iodeto de potássio notou-se uma efervescência devido à liberação de oxigênio e a alteração da cor da solução para um tom caramelizado. Essa reação fez com que a água oxigenada se decompôs-se mais rapidamente. O íon iodeto foi o catalisador que diminuiu a energia de ativação acelerando a reação.  
No segundo procedimento, utilizou-se dois vidros de relógio, no primeiro foi colocado 10 gotas de água oxigenada e no segundo uma fatia de batata. Sobre a batata foram adicionadas 10 gotas de água oxigenada. A água oxigenada que estava no primeiro vidro de relógio não se decompôs, mas a que estava no segundo sim, liberando oxigênio. O catalisador da reação foi a enzima catalase (ou amilase), presente na fatia da batata, que reduziu a energia de ativação facilitando a ocorrência da reação. 
4.1.4 Questionário 
1. Qual a composição química do comprimido de SONRISAL?  
R: Cada comprimido de 4 gramas de Sonrisal contém 400 mg de carbonato de sódio (Na2CO3), 1,700 g de carbonato ácido de sódio (NaHCO3), 0,325 g de ácido acetilsalicilico (C9H8O4) e 1,575 mg de ácido cítrico(C6H8O7). 
2.Qual a evidência de que está ocorrendo reação química?  
R: Os sinais mais frequentes são mudança de cor, borbulhação (liberação de gás), mudança ou formação de cheiro (odor), liberação de luz ou calor etc. 
3. Consulte a literatura e escreva a equação correspondente à reação química que é evidenciada.  
R: NaHCO3 + H2O ---> NaOH + CO2 + H2O  
4. Qual a cor da solução de sulfato de cobre?  
R: Azul. 
5. Qual a cor do prego?  
R: Inicialmente o prego apresenta cor cinza, após ser mergulhado na solução desulfato de cobre ele passa a ter cor avermelhada, devido a deposição de cobre.  
6. Consulte a literatura e escreva a equação correspondente à reação química que é evidenciada.  
R: CuSO4 + Fe ---> FeSO4 + Cu 
7. Escreva a equação química para a reação de decomposição da água oxigenada. 
R: 2 H2O2 → 2 H2O + O2 
8. O que significa o termo (10 vol/vol) no frasco de água oxigenada?  
R: Significa que para cada 1ml d e água oxigenada é liberado um volume de  
10ml de O2. 
4.2 Determinação da ordem de reação
Os dados foram organizados nas Tabelas 2 e 3, no qual apresentam os resultados obtidos no experimento em relação a 0,5019 g e 1,0052 g de palha de aço.
Tabela 2:Dados sobre o volume da água dentro da proveta com 0,5019 g de palha de aço.
	Tempo (min)
	Altura da coluna de água (cm)
	0
	0
	5
	1,1
	10
	1,8
	15
	2,2
Fonte: dos alunos.
Tabela 3:Dados sobre o volume da água dentro da proveta com 1,0052 g de palha de aço.
	Tempo (min)
	Altura da coluna de água (cm)
	0
	0
	5
	1,1
	10
	1,6
	15
	2,1
Fonte: dos alunos.
Foi observado que a altura da coluna da água aumenta ao longo do tempo, porém, em umritmo lento.
Basicamente, a composição da palha de aço é de ferro e outros elementos (como o carbono); assim sendo, em contato com o ar úmido, o ferro oxida e o oxigênio reduz. As equações químicas (4) e (5), apresentadas abaixo mostram a reação de oxidação do ferro e a reação de redução do oxigênio, respectivamente. A equação (6) representa a equação global desse processo. 
Fe(s)→ Fe2+(aq)+ 2e-(4) 
O2(g)+ 4H+(aq)+ 4e-→ 2H2O(l)(5) 2 Fe(s)+ O2(g)+ 4H+(aq)→ 2Fe2+(aq)+ 2 H2O(l)(6)
Note que na equação (6) o oxigênio é consumido. Nesta reação, ocorre a oxidação do ferro contido na palha de aço (previamente tratada com ácido acético 1,0 mol L-1).Nessas condições, todo o oxigênio presente na proveta é consumido na reação de oxidação da palha. Durante esse processo, percebeu-se um aumento na coluna de água na proveta (Figura 2); isto ocorre pois, ao mergulhar a proveta na água, o sistema é isolado, impedindo a troca dear com o ambiente; devido ao consumo do oxigênio na reação, ocorre uma diminuição na pressão dentro da proveta, fazendo com que a coluna de água aumente (a água ocupa o volume do gás). O aumento da coluna de água aumenta em um ritmo lento pois, a medida em que ocorre a reação, o oxigênio é consumido gradativamente em um ritmo menor até que todo o volume de gás acabe.
Figura 2:Volume ocupado pela água dentro da proveta após a reação de oxidação da palha de aço.
Fonte: Braathen, 2000.
O teor de oxigêniopode ser calculado comparando-se o volume ocupado pela água dentro da proveta com o volume total da mesma. Antes de iniciar o cálculo, algumas regras devem ser consideras: inicialmente, considerou-se que 1 g de palha de aço ocupa 2 cm na proveta, e 0,5 gde palha de aço ocupa 1 cm na proveta; uma vez que a proveta possui 100 mL, sua altura total subtraída de 1 cm (palha de aço de 0,5 g) e 2 cm (palha de aço de 1,0 g), sendo a altura final24,5 cm e 23,5 cm respectivamente. Consideradas estas alturas, os dados são aplicados no seguinte cálculo.
TO2= hágua/ hproveta
TO2= Teor de oxigênio
hágua= altura da água
hproveta= altura da proveta
A partir dos cálculos, obteve-se os seguintes resultados, organizados nas Tabelas 4 e 5.
Tabela 4:Teor de oxigênio com 0,5019 g de palha de aço.
	Altura da água (cm)
	TO2(%)
	0
	0
	1,1
	4,48
	1,8
	7,34
	2,2
	8,97
Tabela 5:Teor de oxigênio com 1,0052 g de palha de aço.
	Altura da água (cm)
	TO2(%)
	0
	0
	1,1
	4,25
	1,6
	6,80
	2,1
	8,93
A reação com 1 g de palha de aço apresentou um teor de oxigênio menor ao longo do tempo, em relação a reação com 0,5 g de palha de aço. Oesperado neste experimento era que a proveta com mais palha de aço (e consequentemente mais ferro para realizar a oxidação) consumisse mais oxigênio fazendo com que o volume dento da proveta aumentasse mais, em relação ao procedimento realizado com 0,5 g de palha de aço; todavia, alguns fatores devem ser considerados:
	O principal papel do ácido acético é “limpar” o oxido presente na superfície da palha de aço (removendo óxido). Sem esta limpeza com ácido acético, o experimento seria muito lento (muitashoras e até dias, dependendo do tamanho da amostra de ar). Ademais, o ácido acético também aumenta a quantidade de íons H+ no meio, acelerando a reação de oxidação dapalha de aço. Neste sentido, a quantidade de ácido presente afeta diretamente a velocidade da reação.
	A superfície de contato é outro fator a ser considerado, devido a interação entre os reagentes durante o processo de oxidação. Neste caso, a palha de aço de 1 g poderia estar muito comprimida, o que leva a uma superfície de contato menor, e consequentemente uma interação menor na reação entre os reagentes.
Tabela 6:Cálculo do teor de oxigênio no ar.
	Altura final da coluna de água (cm)
	Altura da proveta (cm)
	Porcentagem de oxigênio calculada (%)
	Porcentagem real de oxigênio no ar (%)
	2,2
	24,5
	9%
	20-21%
De acordo com a Tabela 6, no qual apresenta os resultados do cálculo do teor de oxigênio no ar, é notável que há uma diferença entre a porcentagem calculada e a porcentagem real, sendo a porcentagem calcula bem menor que a esperada. Valeressaltar que, em locais que estão acima do nível do mar a pressão atmosférica é menor, logo, conforme a pressão atmosférica diminui, reduz as pressões parciais dos componentes do ar atmosférico. Há outras fontes de erro como a umidade do ar (vapor d’água), e a precisão nas medidas de volumes. Além disso, o ambiente no qual o experimento foi realizado (laboratório) estava fechado, de modo a impedir trocas com o ambiente externo.
4.2.1 Questionário
1. Por que é necessária a lavagem da porção de palha de açocom uma solução diluída de ácido acético antes da realização do experimento? 
Ao mergulhar-se a palha de aço na solução, aumente-se a quantidade de ions H+ no meio e aceleramos a reação de oxidação da palha de aço. 
2. Escreva a equação química que representa a reação envolvida no experimento. 
Fe(s)→ Fe2+(aq)+ 2e-
O2(g)+ 4H+(aq)+ 4e-→ 2H2O(l)
2Fe(s)+ O2(g)+ 4H+(aq)→ 2Fe2+(aq)+ 2 H2O(l)
3. Construeos gráficos da % de O2 em função do tempo de reação.
Gráfico 1:% de O2 em função do tempo de reação em 0,5019 g de palha de aço.
Gráfico 2:% de O2 em função do tempo de reação em 1,0052 g de palha de aço.
4. Apresente os cálculos realizados para a determinação da % de O2no ar a partir dos resultados obtidos no experimento. 
Pela fórmula TO2  = Hágua/Hproveta.
Utilizando como exemplo:1,0052 g de palha de aço em 15 minutos, temo:
TO2 = 2,1/22,2  
TO2 =0,0945 ou  TO2  = 9,45% 
6. Com base nos resultados anteriores, escreva a equação de velocidade (lei cinética) da reação envolvida no experimento. 
v = k [O2] 
7. Suponha que na reação entre o Fe0e o O2, a lei de velocidade seja governada por v = k [Fe] [O2]2
a) Qual a ordem da reação, com relação ao Fe? 
Primeira ordem. 
b) Qual a ordem da reação, com relação ao O2? 
Segunda ordem. 
c) Qual a ordem global da reação? 
Terceira ordem. 
d) O que vem a ser k na expressão matemática acima? 
É a constante da velocidade da reação.  
Levando-se em conta a lei de velocidademencionada, o que acontece com a velocidade dareação quando: 
e) Se a concentração molar de ferro for duplicada? 
A velocidade dobra. 
f) Se a concentração molar de oxigênio for duplicada? 
A velocidade é elevada ao quadrado (quadruplica). 
g) Se ambasas concentrações molares forem duplicadas? 
A velocidade é multiplicada por 8. 
5 CONCLUSÕES
Com o experimento realizado sobre velocidade de reação é possível concluir que o aumento da temperatura leva a um aumento na velocidade de reação e, consequentemente, na redução do tempo de duração da reação. Analogamente, a redução da temperatura gera uma redução da velocidade de reação e em um aumento no tempo para ela ocorrer. 
A superfície de contato altera significativamente a reação. Seu aumento acarreta em um aumento da velocidade de reação e em uma redução do tempo da reação.
A concentração também é um fator que causa variações nas reações. Quanto mais concentrada está uma solução, mais rapidamente ocorre a reação levando um menor tempo para ser realizada.
Por fim, o catalisador influencia na reação de forma a alterar significativamente a velocidade da reação. Na presença dele a energia de ativação, que é necessária para a ocorrência da reação é diminuída, isso faz com que uma energia menor seja necessáriapara a realização da reação. Esses fatores levam a um aumento considerável na reação. 
No segundo experimento, os objetivos foram alcançados, sendo determinada a ordem da reação de oxidação do ferro metálico no ar (reação de primeira ordem) e calculada aporcentagem de oxigênio do ar.
Por outro lado, os resultados não foram satisfatórios. Com o aumento da massa de palha de aço, esperava-se um aumento na velocidade da reação, uma vez que havia uma presença maior de ferro, possibilitando um consumo maior deoxigênio; todavia, existem fatores que interferem a reação, isso pode explicar a redução da velocidade da reação e a ineficácia do ácido acético.
Ao determinar a porcentagem de oxigênio no ar, o resultado também não atingiu as expectativas desejadas, porém, foi entendido as condições que levaram essa divergência.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
AGUIAR, L.Cinética Química Aplicada.Lorena – SP: Universidade de São Paulo. 2017. 124p. Disponível em:<https://sistemas.eel.usp.br/docentes/arquivos/5963230/LOQ4003/ApostilaCineticaQuimica.pdf>. Acesso em: 17 nov. 2017.
BROWN, L. B.Química uma ciência central. 9ª ed, Pearson, 2005.
BRASIL ESCOLA.Concentração dos Reagentes e Velocidade das Reações.Disponível em:<http://brasilescola.uol.com.br/quimica/concentracao-dos-reagentes-velocidade-das-reacoes.htm> Acesso em: 04dez. 2017.
MUNDO EDUCAÇÃO.Teoria das colisões. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/teoria-das-colisoes.htm> Acesso em: 04 dez. 2017.
RAMPON, D.S.Cinética química.Paraná – PR: Universidade Federal do paraná. 2016. Disponível em: <http://www.quimica.ufpr.br/mparaujo/CQ092/Aula%2013%20-%20Revis%C3%A3o.pdf>. Acesso em 29 nov. 2017.
UOL EDUCAÇÃO.Influência dos catalisadores na velocidade de reaçãoDisponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/influencia-dos-catalisadores-na-velocidade-das-reacoes.htm> Acesso em: 04 dez. 2017.
USP A.Apostila de Cinética Química. Disponível em: <https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/2873095/mod_resource/content/1/Cin%C3%A9tica%20qu%C3%ADmica__material.pdf>. Acesso em: 17 nov.2017.
USP B.Cinética E Equilíbrio Químico Aplicados Aos Estudos De Controle Da Qualidade Das Águas. 2014.