Relatório Reações Ácido Base Química experimental

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CENTRO UNIVERSITÁRIO FBV | UNIFBV WYDEN 
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DA PRÁTICA 03 – REAÇÕES ÁCIDO-BASE. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Andressa Gomes 
Eloizy Rocha 
Fernanda Lima 
Gabriella Santos 
Jessielly Silva 
Kleidson Oliveira 
 
 
 
 
 
 
 
11 de Setembro de 2018. 
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CENTRO UNIVERSITÁRIO FBV | UNIFBV WYDEN 
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DA PRÁTICA 03– REAÇÕES ÁCIDO-BASE. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 de Setembro de 2018. 
Relatório da prática Reações ácido-base. 
Que apresentam os alunos Andressa Gomes; 
Eloizy Rocha; Fernanda Lima; Gabriella 
Soares; Jessielly Silva; Kleidson Oliveira. 
Como um dos requisitos para obtenção de 
nota na disciplina de Química Experimental 
do Curso de Engenharia Química, do Centro 
Universitário UniFbv – Wyden, lecionada 
pela Professora Renata Andrade Figueiredo. 
3 
 
RESUMO 
 
 Uma reação química é a modificação da matéria onde ocorrem alterações 
qualitativas numa composição química de uma ou mais substâncias ou reagentes, 
resultando em um ou mais produtos. É o processo onde uma substância é transformada 
em outra ou outras. Todo fenômeno químico é uma reação química, em uma reação 
química a estrutura de cada átomo enquanto elemento químico permanece inalterado, ou 
seja, na reação química os átomos não se transformam em outros átomos. Também não 
há perda dos átomos que iniciaram a reação, nem criação de átomos novos. A 
transformação ocorre apenas ao nível de substância, isto é, os átomos das substâncias 
reagentes se reagrupam de uma nova maneira e assim formam as substâncias do 
produto. Equação química é uma representação simplificada da transformação ocorrida, 
envolvendo as substâncias transformadas (reagentes), as substâncias produzidas 
(produtos), o estado físico dos reagentes e produtos e as condições (temperatura, 
pressão, solventes, etc.) nas quais a reação se processa. Diante disso, a presente prática 
teve o objetivo de ensinar sobre os principais tipos de reações químicas, e os fatores que 
influenciam em seus resultados; observar as características de ácidos inorgânicos 
concentrados; obter gases no laboratório; estudar a série eletroquímica utilizando 
soluções ácidos e bases e, por fim, estudar a reatividades de metais e não-metais com 
ácidos e bases. Com o término do experimento foi possível compreender e ver os 
conceitos de reações químicas, através dos procedimentos que foram realizados. 
Concluiu-se que mudança de cor, liberação de gás, formação de um sólido são fatores 
que evidenciam uma possível reação química. Foi possível concluir que a matéria se 
encontra de fato, em transformação permanente na natureza. Foi possível observar a 
formação de precipitados, processos exotérmicos e endotérmicos (liberação ou absorção 
de calor em uma reação), mudança de coloração e a formação de novos compostos. 
Dentre essas diversas formas de identificar uma reação química, a mais notável nos 
procedimentos realizados neste experimento, foi à formação de precipitado. 
 
Palavras-chave: Reações Químicas; Reagentes e Produtos; Série Eletroquímica; 
Reatividade de Metais. 
 
 
 
4 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO.................................................................................................05 
2. OBJETIVOS......................................................................................................05 
2.1.OBJETIVO GERAL ..............................................................................05 
2.2.OBJETIVOS ESPECÍFICO...................................................................05 
3. REVISÃO BIBLIOGRÁFICA.......................................................................06 
4. MATERIAS E MÉTODOS.............................................................................07 
4.1.MATERIAS NECESSÁRIOS................................................................07 
4.2.SUBSTÂNCIAS QUÍMICAS NECESSÁRIAS.....................................08 
4.3.DESCRIÇÃO DOS PROCEDIMENTOS .............................................08 
4.3.1. PODER DE DESIDRATANTE DO ÁCIDO SULFÚLRICO 
NÃO CONCENTRADO...........................................................08 
4.3.2. OBTENÇÃO DE HIDROGÊNIO............................................08 
4.3.3. EXPERIMENTO I.......................................................................09 
4.3.4. EXPERIMENTO II.....................................................................09 
4.3.5. ESTUDO DA SÉRIE ELETROQUÍMICA.............................09 
4.3.6. REATIVIDADE DE METAIS.................................................10 
4.3.7. EXPERIMENTO I.......................................................................10 
4.3.8. EXPERIMENTO II.....................................................................10 
4.3.9. EXPERIMENTO III....................................................................10 
5. RESULTADO E DISCUSSÃO.........................................................................10 
5.1 PODER DESITRATANTE DO ÁCIDO SULFÚRICO NÃO 
CONCENTRADO............................................................................10 
5.2.OBTENÇÃO DE HIDROGÊNIO..................................................11 
5.3.EXPERIMENTO I.............................................................................10 
5.4.EXPERIMENTO II............................................................................10 
5.5.ESTUDO DA SÉRIE ELETROQUÍMICA...................................12 
5.6.REATIVIDADE DE METAIS........................................................13 
5.7.EXPERIMENTO I.............................................................................14 
5.8.EXPERIMENTO II............................................................................15 
5.9.EXPERIMENTO III..........................................................................15 
6. CONCLUSÕES..................................................................................................16 
5 
 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS............................................................17 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
 
Uma reação química é a modificação da matéria onde ocorrem alterações qualitativas 
numa composição química de uma ou mais substâncias ou reagentes, resultando em um 
ou mais produtos. É o processo onde uma substância é transformada em outra ou outras. 
 Todo fenômeno químico é uma reação química, em uma reação química a 
estrutura de cada átomo enquanto elemento químico permanece inalterado, ou seja, na 
reação química os átomos não se transformam em outros átomos. Também não há perda 
dos átomos que iniciaram a reação, nem criação de átomos novos. 
 A transformação ocorre apenas ao nível de substância, isto é, os átomos das 
substâncias reagentes se reagrupam de uma nova maneira e assim formam as 
substâncias do produto. Equação química é uma representação simplificada da 
transformação ocorrida, envolvendo as substâncias transformadas (reagentes), as 
substâncias produzidas (produtos), o estado físico dos reagentes e produtos e as 
condições (temperatura, pressão, solventes, etc.) nas quais a reação se processa. 
 
Reagentes Produtos 
 
 A reação que ocorre entre um ácido e uma base (reação ácido-base) recebe o 
nome de reação de neutralização, dando-se sempre origem a um sal e água. É este tipo 
de reação que ocorrenuma titulação ácido-base. A titulação é uma técnica que permite 
determinar a concentração desconhecida de uma determinada solução. As reações de 
neutralização ocorrem quando mistura-se um ácido e uma base, de modo que o pH do 
meio é neutralizado e se produz água e um sal. 
 Segundo Arrhenius, chama-se substância ácida toda a substância que em 
solução aquosa produz íons H
+
, e substância básica toda a substância que em solução 
aquosa se dissocia, liberando íons OH
-
. 
 Segundo Bronsted-Lowry, ácido é a espécie química que cede prótons H
+
 e base 
é a espécie química que aceita os prótons H
+
. 
 Nesta prática será possível identificar algumas reações químicas e observar os 
fatores que influenciam. 
 
 
7 
 
2. OBJETIVOS 
 
2.1 Objetivo Geral 
Além de ajudar os alunos a desenvolverem as boas práticas de laboratório, a prática 
tem como objetivo geral ensinar aos alunos os principais tipos de reações químicas, 
e fatores que influenciam em seus resultados, tendo em vista a fundamental 
importância para o bom desempenho em laboratórios de químicas. 
2.2 Objetivos específicos 
 Observar as principais características de ácidos inorgânicos concentrados; 
 Obter gases em laboratório; 
 Estudar a série eletroquímica utilizando soluções de ácidos e bases; 
 Estudar a reatividades de metais e não-metais com ácidos e bases. 
 
3. REVISÃO BIBLIOGRÁFICA 
 
Uma reação química é uma transformação química que resulta da interação de duas ou 
mais substâncias; a representação simbólica de uma reação é feita através de uma 
equação química. Pode-se então dizer que uma equação química é constituída pelas 
fórmulas ou símbolos dos materiais de partida, designados por reagentes, e dos 
materiais resultantes, designados por produtos de reação, tal como é exemplificado em 
(OLIVEIRA, 2005): 
A+B  C+D 
Uma propriedade das substâncias que se chama ácidos e bases é que elas reagem entre 
si de forma que o conceito ácido-base é extremamente útil em química para classificar 
as substâncias. De fato, todas as reações químicas podem ser amplamente classificadas 
como reações entre ácidos e bases ou como reações envolvendo oxidação e redução. 
Define-se ácido como qualquer substância que aumenta a concentração de íon hidrônio 
em solução, já a base será definida como qualquer substância que aumenta a 
concentração dos íons hidroxila em soluções aquosas (BRADY e HUMISTON). 
E existem alguns fatores que contribuem para essas transferências nas reações, os 
principais fatores que influenciam uma reação é a temperatura, a concentração, a 
8 
 
superfície de contato, catalisadores e etc. A influência que a temperatura traz é que 
quanto mais alta a temperatura do sistema, maior será a energia cinética média das 
moléculas e isso promove uma agitação mais expressiva nas partículas, ocasionando 
então uma frequência maior de choques e com mais força (USBERCO, 2006). 
Todos esses fatores também dependem da natureza dos reagentes, por exemplo, os 
metais, que apresentam escala de reatividade, podem ser bastante reativos com os 
metais alcalinos, mas outros já não possuem essa característica acentuada. E isto se dá 
por suas propriedades específicas, mesmo fazendo parte de um mesmo grupo. 
 
4. MATERIAIS E MÉTÓDOS 
 
4.1 Materiais necessários 
 6 Cápsulas de porcelana; 
 19 Tubos de ensaio; 
 9 pipetas graduadas de 10 mL; 
 1 bastão de vidro; 
 1 proveta de 10 mL; 
 1 Caixa de palito de fósforo; 
 1 Bico de Bunsen; 
 
4.2 Substâncias químicas necessárias 
 Água destilada; 
 Metais: Mg, Na, Zn, Al, Fe e Cu; 
 Ácidos concentrados: HCl, H2SO4 e HNO3; 
 Solução de CuSO4 2N; 
 Solução de NaOH 6N; 
 Solução de Fenolftaleína 1% (m/v); 
 Solução de ZnSO4 1N; 
 Solução de HNO3 2N; 
 Solução de HCl 6N; 
 Solução de Al2(SO4)3 0,1N; 
9 
 
 Açúcar, amido, papel e madeira. 
4.3 Descrição dos procedimentos 
4.3.1 Poder de desidratante do ácido sulfúrico não concentrado. 
Obs.: o ácido sulfúrico utilizado não estava concentrado. 
Utilizou-se 4 cápsulas de porcelana para observar a reação, separadamente, do H2SO4 
(não concentrado) com açúcar, amido, papel e madeira. 
 
4.3.2 Obtenção de hidrogênio 
4.3.3 Experimento I 
Colocou-se em um tubo de ensaio um pedaço de Zn (Tubo 01) e 1 mL de HCl 
concentrado. Observou-se o desprendimento de H2. 
 
4.3.4 Experimento II 
Colocou-se em um tubo de ensaio (Tubo 02), um pedaço de Al e 5 mL de solução de 
NaOH 6N. Observou-se o desprendimento de H2. 
4.3.5 Estudo da série eletroquímica 
Marcou-se 4 tubos de ensaio; Usando sempre um pedaço do metal indicado e adicionou-
se 1 mL quando foi ácidos concentrados e 3 mL para as demais soluções, conforme 
indicado abaixo: 
 Tubo 03: Cu + HCl conc 
 Tubo 04: Zn + H2SO4 nãoconc 
 Tubo 05: Zn + CuSO4 2N 
 Tubo 06: Cu + ZnSO4 1N 
Observou o que acontecia e anotou. 
4.3.6 Reatividade de metais 
4.3.7 Experimento I 
Em uma cápsula de porcelana colocou-se 3 mL de solução de CuSO4 2N e adicionou-se 
gotas de solução de NaOH 6N, até o aparecimento de precipitado; Aqueceu a cápsula de 
porcelana, misturando sempre com a ajuda de um bastão de vidro e observou e anotou. 
10 
 
4.3.8 Experimento II 
Numerou-se 10 tubos de ensaio e colocou-se em cada tubo o metal indicado 
adicionando 1 mL quando foram ácidos concentrados e 3 mL para as demais soluções, 
conforme indicado abaixo: 
 Tubo 07: Al + HCl conc; 
 Tubo 08: Al + H2SO4 conc; 
 Tubo 09: Al + Solução de CuSO4 2N; 
 Tubo 10: Al + HNO3 conc; 
 Tubo 11: Fe + HCl conc; 
 Tubo 12: Fe + H2SO4 conc; 
 Tubo 13: Fe + Solução de CuSO4 2N; 
 Tubo 14: Fe + HNO3 conc; 
 Tubo 15: Cu + HNO3 conc; 
 Tubo 16: Cu + Solução de HNO3 2N. 
4.3.9 Experimento III 
Marcou-se dois tubos de ensaio (17 e 18) e adicionou-se a ambos os tubos 2 mL de 
solução de Al2(SO4)3 0,1N e gotas de solução de NaOH 6N até formar um precipitado. 
Em seguida, adicionou-se ao tubo 17, 2 mL de solução de HCl 6N e, ao tubo 18, 3 mL 
de solução de NaOH 6N; Observou e anotou. 
5. Resultado e discussão 
5.1 Poder desidratante do ácido sulfúrico não concentrado 
Esse procedimento foi feito pela técnica do laboratório, nós apenas observamos ela 
fazendo. Os materiais antes de adicionar o ácido, estavam todos em bom estado (com 
seu aspecto normal), mas após aguardar alguns minutos foi possível vermos os materiais 
ficarem com uma coloração preta (desidratados). Porém, o ácido que foi utilizado já 
estava escuro com sua coloração preta, ficando assim inviável afirmamos que a reação 
de fato teria ocorrido. 
 
5.2 Obtenção de hidrogênio 
11 
 
5.3 Experimento I 
Tubo 01 
A Reação do Zinco com o cobre é uma reação de Simples troca e a partir da reação, 
percebemos que o zinco deslocou o hidrogênio do HCl e foi formada uma nova 
substância composta, o cloreto de zinco, e outra substância simples, o gás hidrogênio. A 
Reação é Exotérmica, de velocidade instantânea que tem a placa de Zinco com alteração 
de cor após a reação. Ocorre a liberação de gás. 
5.4 Experimento II 
Tubo 02 
A Reação do Alumínio com o Hidróxido de sódio ocorre assim: conforme o alumínio ia 
sendo consumido a solução ia ficando turva, observando o tubo foi possível ver o gás 
sendo liberado, após algum tempo ocorreu o consumo total do alumínio e a formação de 
um precipitado no fundo do tubo. Um dos métodos mais comuns da preparação do 
hidrogênio em laboratório é a reação de um álcali com alumínio. Ao entrar em contato 
com a solução de NaOH, o alumínio metálico forma um complexo de Na e Al, e 
H2 gasoso. 
5.5 Estudo da série eletroquímica 
Tubo 03 
Noentanto, os metais nobres, aqueles que estão situados à direita do hidrogênio na fila 
de reatividade (Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au), não reagem de maneira espontânea ao serem 
colocados em contato com soluções ácidas. 
Cu + HCl → não há reação 
O cobre (Cu) é um metal nobre, que não reage ao ser colocado em contato com o ácido 
clorídrico: 
 
Tubo 04 
12 
 
Observou-se que na superfície do metal continha uma camada protetora. Essa camada 
são óxidos de zinco formados pela reação do zinco com o oxigênio da atmosfera. Na 
reação entre o Zn e H2SO4 foram formandos gás hidrogênio e Sulfato de zinco. A 
mesma ocorreu letamente. 
Tubo 05 
Colocado uma placa de zinco em uma solução de sulfato de cobre, a reação ocorrerá, 
com formação de cobre metálico e uma solução de sulfato de zinco: 
Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq) 
A ocorrência dessa reação é facilmente visualizada porque a solução inicialmente 
continha íons cobre (Cu
2+
) que conferiam a cor azul. Mas quando a reação ocorre, a 
solução vai ficando incolor com o passar do tempo, pois os cátions cobre ganham 
elétrons e formam o cobre metálico, que é depositado em cima da placa de zinco. 
 
Tubo 06 
A Reação não ocorreu. Isso se dá porque se mergulharmos uma placa de cobre (Cu) em 
uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4), por exemplo, a reação de simples troca não 
ocorreria. 
Cu(s) + ZnSO4(aq) → não ocorre 
Isso porque o zinco é mais reativo que o cobre, logo este não conseguiria deslocar o 
zinco do sulfato. 
5.6 Reatividade de metais 
5.7 Experimento I 
Ao colocar-se duas gotas de NaOH na solução de sulfato de cobre observou-se a 
formação de um precipitado pastoso e com a cor azul, onde este, era o próprio NaOH 
que pode ser visualizado no fundo da cápsula de porcelana. Neste experimento 
observou-se que a reação ocorrida foi de dupla-troca, e que para este tipo de reação 
ocorrer deve ao menos haver a formação de um precipitado insolúvel, formação de gás 
ou de um produto não ionizado. A reação do experimento I está descrita abaixo: 
 
13 
 
 
Com o aquecimento seguido de homogeneização, houve o aparecimento de uma 
coloração esverdeada, indicando a ocorrência da reação química. 
5.8 Experimento II 
Neste experimento foram enumerados 10 tubos e realizadas 10 reações, onde estas estão 
descritas a seguir: 
Tubo 07: Al + ; 
Observou-se a presença de uma reação exotérmica, onde houve liberação de energia na 
forma de calor, ocorrendo com velocidade moderada e com coloração esbranquiçada. 
Houve formação de bolhas, ocorrendo a liberação de hidrogênio gasoso. O Alumínio é 
mais reativo do que o hidrogênio presente no HCl, sendo assim ele desloca o 
hidrogênio, ocorrendo uma reação de simples troca. A reação está descrita abaixo: 
 
Tubo 08: Al + ; 
Neste experimento não houve nenhuma mudança e considera-se que a velocidade da 
reação seja lenta, devido ao tempo de observação. A reação está descrita abaixo: 
 
 
Tubo 09: Al + Solução de 2N; 
Neste experimento não houve nenhuma alteração visível. A reação está descrita abaixo: 
 
O alumínio é mais reativo que o cobre, portanto não reage facilmente nessa solução. De 
acordo com a equação ocorre desprendimento de gás hidrogênio, mas não foi possível 
observá-lo. 
Tubo 10: Al + ; 
14 
 
Observou-se a presença de uma reação exotérmica, onde houve liberação de energia na 
forma de calor, ocorrendo com velocidade lenta e com coloração iniciando em 
amarelada e com o decorrer da reação indo para esverdeada. Não foi possível perceber o 
desprendimento visível de gás, mas sabe-se que a reação libera hidrogênio gasoso. A 
reação é de simples troca, formando o sal de nitrato de alumínio. A reação está descrita 
abaixo: 
 
Tubo 11: Fe + ; 
Observou-se uma reação com velocidade rápida, onde a solução ficou com coloração 
amarelada. Houve uma leve efervescência e desprendimento do gás Hidrogênio. A 
reação é de simples troca. A reação está descrita abaixo: 
 
Nesta reação o Fe(s) substituiu o Hidrogênio formando como produto o Cloreto de 
Ferro II. 
Tubo 12: Fe + ; 
Observou-se uma reação com velocidade rápida, onde a placa de ferro escureceu, ou 
seja, oxidou. Houve desprendimento do gás Hidrogênio com formação de bolhas. A 
reação está descrita abaixo: 
 
O ferro reage com o Ácido Sulfúrico numa reação de deslocamento simples, onde este 
doa elétrons para o enxofre formando o Sulfato de Ferro e os hidrogênios formam o gás 
Hidrogênio. 
Tubo 13: Fe + Solução de 2N; 
Neste experimento não houve nenhuma alteração. A reação está descrita abaixo: 
 
A reação do experimento no Tubo 13 é de descolamento onde o ferro é mais reativo do 
que o cobre, pois este é capaz de deslocar o cobre de seu composto inicial. O fato de não 
15 
 
ter sido possível perceber alteração visível na reação, pode estar relacionada a 
concentração da solução de Sulfato de cobre utilizado. 
Tubo 14: Fe + ; 
Neste experimento a velocidade foi lenta, e percebeu-se que ao adicionar-se um pouco 
de ácido nítrico ao ferro verifica-se a libertação intensa de um gás castanho amarelado. 
O gás libertado é o dióxido de azoto que resulta da redução do íon nitrato (NO3- ) pelo 
ferro metálico que, por sua vez, oxida-se a Fe2+. A coloração da solução com um tempo 
vai mudando de cor, para marrom. A reação está descrita abaixo: 
 
Tubo 15: Cu + ; 
Observou-se a presença de uma reação exotérmica e instantânea, onde houve liberação 
de energia na forma de calor, ocorrendo com velocidade rápida e com coloração azul-
esverdeada. Houve desprendimento de gás, com formação de bolhas. O gás libertado é o 
dióxido de azoto (de cor castanho amarelado) que resulta da redução do íon nitrato pelo 
cobre metálico que, por sua vez, oxida-se a íon Cu2+, ficando em solução com íon 
nitrato. A mistura destas substâncias que ficam em solução com o gás libertado é 
responsável pela cor verde lima da superfície da solução. No fundo do tubo de ensaio 
encontra-se uma solução de nitrato de cobre (II) e apresenta a cor azul, característica das 
soluções que contêm íon cobre Cu2+. A reação está descrita abaixo: 
 
Tubo 16: Cu + Solução de ; 
Neste experimento não ocorreu nenhuma transformação visível. O Cu é um metal nobre 
e mais reativo que o H, e não é atacado por ácidos comuns, e como o HNO3 está em 
solução (diluído), não consegue reagir facilmente com o cobre, como reage quando está 
concentrado (tubo anterior). 
 
 
16 
 
5.9 Experimento III 
Tubo 17 e tubo 18 
Em ambos os procedimentos, observamos a formação do precipitado. Tal reação 
acontece quando a substância "insolúvel", o precipitado, é formada na solução devido à 
reação química ou quando a solução for supersaturada por um composto. Concluiu-se 
que houve a ocorrência da reação química entre os íons das soluções que foram 
misturadas. Pois, houve a formação do precipitado. 
 
OBERVAÇÃO: Todas as fotos dos procedimentos acima estão disponíveis no 
Instagram: @eueng_quimico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
6. CONCLUSÃO 
 
Com o término do experimento justificou-se que a mudança de cor, liberação de gás, 
formação de um sólido são fatores que evidenciam uma possível reação química. Foi 
possível concluir que a matériaencontra-se de fato, em transformação permanente na 
natureza. Observou-se na presente prática a formação de precipitados, processos 
exotérmicos e endotérmicos (liberação ou absorção de calor em uma reação), mudança 
de coloração e a formação de novos compostos. Dentre essas diversas formas de 
identificar uma reação química, a mais notável nos procedimentos realizados neste 
experimento, foi à formação de precipitado. A maior parte das reações que foram 
realizadas aqui no laboratório foi de fácil identificação, nas suas transformações, pois 
ocorreram mudanças visíveis a olho nu, o que consequentemente facilitou na hora da 
identificação. Houve problemas com a identificação de reações em alguns 
procedimentos (tubos 6, 8, 13, 14 e 16), onde não foi possível notar a presença de 
reação, mas isso pode está relacionado com a validade dos reagentes, impurezas 
presentes nos próprios tubos de ensaios ou o metal de fato não reage com o reagente que 
foi utilizado. Nas reações realizadas pôde se evidenciar (além da mudança de coloração 
e formação de precipitado) a presença de bolhas, fumaças e aquecimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
 ATKINS, Jones. Princípios de química: Questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2010. 
 
 BROWN, T.L; LEMAY, H.E.; BUSTEN, B.E. Química: a ciência central. 9º 
ed., Pearson Prentice Hall. São Paulo, 2005. 
 
 FIGUEIREDO R.; CAMPOS R. Apostila de química experimental. 2018.2