Relatório Química Experimental - Equilíbrio Químico

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MATO GROSSO DO SUL
 CURSO ENGENHARIA AMBIENTAL E SANITÁRIA
BRUNA MAYRA CARVALHO RGM: 38465
DANIARA DIAS INASTOQUE RGM: 38467
JÉSSICA JAQUES DE SOUZA RGM:38472
 JUSLÂNE DA SILVA MIRANDA RGM: 38475
MARINA CHAGAS DA SILVA RGM:38482
PAMELA ALVES CARVALHO RGM: 36752
RELATÓRIO AULA PRÁTICA DE QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL:
EQUILÍBRIO QUÍMICO
DOURADOS- MS
2018
Introdução		
 No dia 10 de setembro de 2018, foi realizada a 6º prática de química geral experimental, sobre equilíbrio químico, onde nesse experimento pode observar as reações que ocorre entre as substancias de cromato e dicromato. 
 O equilíbrio químico é um estado em que a velocidade da transformação dos reagentes em produtos é exatamente igual à velocidade da transformação dos produtos em reagentes. Nessas condições, não há transformação aparente do sistema, mas as reações direta e inversa se processam simultaneamente a uma mesma velocidade. (OLIVEIRA, 2009) 
 O que são reações reversíveis? São reações químicas nas quais os reagentes se transformam em produtos e estes podem reagir entre si de maneira a regenerar os reagentes iniciais. (OLIVEIRA, 2009) 
 Como o equilíbrio é estabelecido? A e B reagem a uma dada velocidade para formar C e D. À medida que as quantidades de A e B presentes no sistema reacional diminuem, uma vez que estes reagentes são consumidos na reação, a velocidade da reação direta entre A e B também diminui. No entanto, a quantidade dos produtos C e D formados gradativamente aumentam com o avanço da reação direta e, consequentemente, a velocidade da reação inversa C + D também aumenta. Para uma determinada relação entre as quantidades de A, B, C e D, as velocidades das duas reações serão exatamente as mesmas e, então, um equilíbrio dinâmico é estabelecido. Macroscopicamente, as quantidades de A, B, C e D não variam mais após o equilíbrio químico ter sido estabelecido. (OLIVEIRA, 2009) 
 No início de um processo reversível, a reação ocorre no sentido do consumo dos reagentes e da formação dos produtos, porém, logo que se formam algumas moléculas do produto, a reação no sentido inverso começa a ocorrer também. Quando as concentrações dos reagentes e dos produtos deixam de variar com o tempo, o processo atingiu o equilíbrio. Todos os sistemas em equilíbrio químico são dinâmicos, ou seja, as reações químicas continuam a ocorrer simultaneamente na mesma velocidade no sentido da formação dos produtos (sentido direto) e dos reagentes (sentido inverso), mas as suas concentrações ficam constantes. (ARAÚJO,2013)
sentido direto
REAGENTE A + REAGENTE B PRODUTO C + PRODUTO D
sentido inverso
 As reações da química analítica, as reações na natureza e os principais processos industriais de produção de substâncias são em sua maioria reversíveis, ou seja, desenvolvem-se ao mesmo tempo e em direções opostas. Assim são, por exemplo, a síntese da amônia e do ácido sulfúrico, a solução saturada de carbonato de cálcio e o equilíbrio do ozônio estratosférico com o oxigênio comum.
 A causa do estabelecimento do equilíbrio químico é a nivelação das velocidades da reação direta (para a direita) e a da inversa (para a esquerda) que se realiza como consequência das mudanças de concentração das substâncias.
 Duas condições são fundamentais para que se estabeleça o equilíbrio químico: que o sistema esteja fechado e que a temperatura e pressão permaneçam constantes. (UNESP,2015)
Características do equilíbrio químico:
No equilíbrio, a velocidade da reação direta (v1) é a mesma velocidade da reação inversa (v2). 
O equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico. 
A impressão externa é de que tudo cessa, mas isso não ocorre. Tanto a reação direta como a inversa permanecem contínuas e sem interrupções, no entanto, com a mesma velocidade. A igualdade das velocidades direta e inversa mantém o equilíbrio químico contínuo. 
Como resultado disso, as concentrações de todas as substâncias presentes permanecem constantes no decorrer do tempo. 
Qualquer reação reversível tende, naturalmente, ao equilíbrio, pois ao atingir o equilíbrio o sistema consome menos energia. E assim permanece, a não ser que algum fator externo interfira nessa situação. 
Portanto, o equilíbrio químico é obtido apenas nas reações que ocorrem em sistema fechado, onde não há a introdução ou remoção de matéria ou de energia. 
Macroscopicamente tudo cessa, ou seja, a aparência externa do estado de equilíbrio mostra que tudo parou, no entanto, sabemos que microscopicamente (no plano molecular) ambas as reações continuam ocorrendo, com a mesma velocidade. (COLÉGIO WEB,2012)
 Quando uma reação atinge o equilíbrio, as concentrações dos reagentes e dos produtos mantêm uma relação entre sim. (SUSSCHI, 2009)
 Sob quaisquer condições, as concentrações de reagentes e produtos são sempre relacionadas por uma expressão matemática denominada quociente de reação; (SUSSCHI, 2009)
 
 Após muitos experimentos foi comprovado que, quando uma reação atinge o equilíbrio, o quociente de reação apresenta um valor constante. Esta constante é chamada de constante de equilíbrio e é representada por K. Desta forma, a expressão acima se torna: (SUSSCHI, 2009)
 
 A esta expressão acima damos o nome de expressão da constante de equilíbrio. Assim, toda vez que você vir escrito “expressão da constante de equilíbrio” você deverá saber que: a) as concentrações de produtos sempre aparecem no numerador da relação; b) as concentrações dos reagentes sempre aparecem no denominador da relação; c) cada concentração é sempre elevada à potência de seu coeficiente estequiométrico da equação balanceada; d) quando a reação atingiu o equilíbrio, o valor da constante K depende da reação em questão e da temperatura. O valor de K não tem unidades. (SUSSCHI, 2009)
 Quando temos um valor alto de K, significa que os reagentes foram convertidos a produtos no momento em que o equilíbrio é atingido, ou seja, os produtos são fortemente favorecidos em relação aos reagentes no equilíbrio. De modo inverso, quando o valor de K for muito baixo, significa que muito pouco dos reagentes formam produtos quando o equilíbrio é atingido. Dizemos também que os reagentes são favorecidos em relação aos produtos no equilíbrio. (SUSSCHI, 2009) 
 Para a realização da prática do equilíbrio químico, foi usada duas substancias; cromato de potássio e dicromato de potássio. O cromato de potássio (K2CrO4) é uma substancias de cor amarelada, a sua massa molar é de 194, 21g/mol. É um produto tóxico, podendo causar até câncer quando inalado. É uma substancia que reage rapidamente. O dicromato de potássio(K2Cr2O7) é uma substância de cor laranja avermelhado, com massa molar de 294 g/mol, sua densidade é de 2,68 g/cm³ e é solúvel em água. 
Princípio de Le Chatelier
O químico francês Henry Louis Le Chatelier (1850-1936) era também engenheiro químico e metalúrgico, e divulgava a relação da química com a indústria. Em 1884, ele enunciou uma generalização (sobre o comportamento de sistemas em equilíbrio ao serem perturbados) que era simples, porém de grande alcance. Ela foi chamada de Princípio de Le Chatelier e pode ser descrita assim: 
Esse princípio mostra que quando alteramos um sistema em equilíbrio, ele buscará adquirir um novo estado que anule essa perturbação. Dessa forma, há um deslocamento do equilíbrio, ou seja, uma busca por uma nova situação de equilíbrio, favorecendo um dos sentidos da reação. Se favorecer a reação direta, com formação de mais produto, dizemos que o equilíbrio se deslocou para a direita. Entretanto, é dito que se deslocou para a esquerda se foi favorecida a reação inversa, com formação de reagentes. (FOGAÇA, 2014)
Existem três fatores que provocam essas alterações, eles são: concentração, pressão e temperatura. Examinemos resumidamente cada um deles:
Concentração: 
Se, em uma reação em equilíbrio, com temperatura constante, aumentarmos a concentração de um, ou de todos os reagentes,a reação será deslocada no sentido direto, pois para entrar em um novo equilíbrio o sistema terá que gerar mais produtos. O contrário também ocorre: se aumentarmos a concentração dos produtos a reação se deslocará no sentido inverso, fornecendo mais reagentes.
Pressão: 
Se aumentarmos a pressão de uma reação gasosa em equilíbrio, sem alterarmos a temperatura, ocorrerá uma contração do volume. Portanto, o equilíbrio se deslocará no sentido do menor volume, ou seja, que possui menos quantidade de matéria em mol. Já se diminuirmos a pressão, o volume dos gases se expandirá, deslocando o equilíbrio no sentido da reação com maior volume (maior número de mol).
Temperatura: 
Aumento da temperatura: o equilíbrio será deslocado no sentido da reação endotérmica (reação que absorve calor).
Diminuição da temperatura: o equilíbrio será deslocado no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor). (FOGAÇA, 2014)
O uso de catalisadores apenas acelera a velocidade das reações, isto é, no caso de reações reversíveis, faz com que elas atinjam o equilíbrio mais rapidamente. Mas os catalisadores não interferem no deslocamento do equilíbrio, pois eles atuam igualmente tanto no sentido da reação direta quanto no sentido da reação inversa.
Consideremos um exemplo em que haverá variação na concentração: temos o seguinte sistema aquoso em que os íons abaixo estão em equilíbrio químico:
2 CrO42-(aq) + 2 H+(aq) ↔ 2 Cr2O72-(aq) + 2 H2O(l)
Os íons CrO42- conferem a cor amarela ao sistema, enquanto os íons Cr2O72- conferem a cor alaranjada.
Assim, imagine que adicionemos algumas gotas de limão a esse sistema. Visto que o limão é ácido, estaríamos aumentando a concentração dos íons H+(aq). Seguindo o princípio de Le Chatelier, o sistema irá, então, deslocar-se no sentido de consumir os íons H+, ou seja, no sentido da reação direta (para a direita). Isso provocaria mais produção dos íons Cr2O72- e a solução passaria de amarela para o alaranjado. (FOGAÇA, 2014)
Exemplo de deslocamento de equilíbrio segundo o Princípio de Le Chatelier
O contrário também é verdadeiro, se adicionarmos alguma solução básica ao meio, os íons OH- dessa solução irão reagir com os íons H+ e haveria o aumento da concentração da água (H2O(?)) no meio. Por isso, o equilíbrio se deslocaria no sentido de consumir a água, ou seja, para a esquerda, no sentido inverso, e o sistema líquido ficaria amarelo. (FOGAÇA, 2014)
Por meio desse exemplo, podemos generalizar o seguinte: Variação da concentração e deslocamento do equilíbrio
Quanto à variação da pressão e da temperatura, podemos dizer o seguinte: Variação da pressão e da temperatura e deslocamento do equilíbrio químico
2.Objetivos
2.1. Objetivo geral
O objetivo geral do presente relatório foi o equilíbrio químico, afim de verificar a solubilidade de compostos químicos e o princípio de Le Chatelier através das variações de concentrações dos reagentes.
2.2. Objetivos específicos 
• Determinar a expressão da constante de equilíbrio;
• Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos;
• Demonstrar a reversibilidade das reações químicas;
• Verificar a cor para saber o sentido do deslocamento do equilíbrio.
Metodologia
No dia 17 de setembro de 2018 foi realizada a sexta aula experimental no laboratório de química- UEMS; onde os alunos, acompanhados pelo Profº. Drº Ederson Aguiar e a técnica, puderam realizar atividades de equilíbrio químico, em que temos uma reação reversível que atingiu o ponto onde as reações direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade.
 4.0 Materiais e Métodos 
 4.1 Materiais Utilizados
1) 5 béqueres de 50 mL
2) Pera de segurança
3) 3 conta-gotas
4) 8 tubos de ensaio
5) Suporte para tubos de ensaio
6) 2 pipetas graduadas de 2 mL
7) Pisseta com água destilada
4.2 Materiais Utilizados
1) Solução de HCl 0,1 mol L-1
2) Solução de K2CrO4 0,1 mol L-1
3) Solução de K2Cr2O7 0,1 mol L-1
4) Solução de NaOH 0,1 mol L-1
5) Solução de BaCl2 0,1mol L-1
4.3 Procedimento Experimental:
•	Caracterização do estado de equilíbrio:
 
A) Em um tubo contendo íon dicromato, foi adicionado 0,5 mL (aproximadamente 10 gotas) de solução 0,1 mol L-1 de NaOH. Comparando-se a cor da solução com a dos outros tubos. Em seguida foi anotado na tabela a variação observada e adicionado, ao mesmo tubo, 1 mL de solução de HCl 0,1 mol L-1. Agitou-se e foi comparado novamente com os outros tubos. Sempre levando em consideração a diluição. Assim foi escrita as equações e anotado na tabela a nova variação. Fazendo o mesmo para cada item.
B) Foi repetido o mesmo procedimento com um tubo contendo cromato, usando primeiramente 0,5 mL de HCl 0,1 mol L-1 e depois 1 mL de NaOH 0,1 mol L-1.
C) 1) Em um tubo contendo Cr2O7-2 0,1 mol L-1: foi adicionado 4 gotas de solução da BaCl2 0,1 mol L-1. Agitou-se e foi observado se há formação de precipitado.
2) Em um tubo contendo CrO4-2 0,1 mol L-1 foi repita a operação.
D) 1) Em um tubo contendo Cr2O7-2 0,1 mol L-1: adicione 1 mL de solução de NaOH 0,1 mol L-1. Agite, observe e adicione 2 gotas de solução de BaCl2 0,1 mol L-1
2) Em um tubo contendo CrO4-2 0,1 mol L-1: repita o mesmo procedimento.
Foi comparado os dois tubos entre si e com os tubos do item c. Em seguida justificou-se as diferenças ou as semelhanças.
E) 1) Em um tubo contendo Cr2O7-2 0,1 mol L-1: foi adicionado 1 mL de solução de HCl 0,1 mol L-1. Agitou-se e foi observo, em seguida adicionado 4 gotas de solução de BaCl2 0,1 mol L-1.
2) Em um tubo contendo CrO4-2 0,1 mol L-1: repetindo-se o mesmo procedimento.
Foi feito as comparações entre os tubos similares dos outros itens.
Obs: A solubilidade do BaCrO4 é 8,5 ×10-11 mol L-1 e o BaCr2O7 é solúvel.
Resultados e Discussões 
O equilíbrio químico é o estágio da reação química em que não existe mais tendência a mudar a composição da mistura de reação, isto é, as concentrações ou pressões parciais dos reagentes e produtos. Como os equilíbrios físicos, todos os equilíbrios químicos são equilíbrios dinâmicos, com a reação direta e inversa ocorrendo com a mesma velocidade (ATKINS, 2011). 
 O princípio de Le Chatelier, estabelece um princípio geral que permite prever, antes da experimentação, mudanças no equilíbrio químico. Baseado em estudos termodinâmicos, Le Chatelier estabeleceu que “quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação imposta”. Como exemplos de perturbação, pode-se citar: mudanças da concentração de reagentes ou produtos, variação do pH e efeitos de temperatura e de pressão.
Assim a reação equilibrada
 aA + bB  cC + dD , com H > 0 (reação endotérmica)
pode produzir mais produtos C e D ao aumentar a temperatura ou ao aumentar a concentração de A ou B.
Para sabermos quantitativamente para que lado tende uma reação em equilíbrio, definimos uma constante de equilíbrio, K, que pode ser determinada em termos de concentração molar (Kc) ou em termos de pressão parcial (Kp) das substâncias participantes da reação. Para a reação genérica mostrada acima se define a constante de equilíbrio como:
Quadro I: Equação geral do Equilíbrio Químico 
Quadro II: Caracterização do estado de equilíbrio do sistema
Quadro III: Reações com o cromato e dicromato 
	
	a
	Reagentes
Soluções 
	1º) OH- 
(10 gotas) 
 
2º) H+ 
(20 gotas)
	Dicromato
	1°) Pingou-se 10 gotas de OH- não ocorreu nenhuma alteração, pingou-se mais 10 gotas de OH-, a solução começou a ficar amarela, ou seja, ocorreu uma mudança na direção do equilíbrio químico. 
2°) A solução começou a ficar alaranjada, ou seja, a reação voltou para o seu equilíbrio inicial.
	Cromato
	
	
	b
	Reagentes
Soluções 
	1º) H+
(10 gotas) 
 
2º) OH- 
(20 gotas)
	Dicromato
	
	Cromato
	1°) A reação começou a ficar alaranjada.
2°) A reação voltou a ficar amarela. 
	
	c
	Reagentes
Soluções 
	Ba2+
(4 gotas)
	Dicromato
	1º)A reação ficou turva, ou seja, precipitou.
	Cromato
	1º) Ficou mais precipita e turva que o dicromato.
	
	d
	Reagentes
Soluções 
	1º) OH-
 (20 gotas) 
 
2º) Ba2+ 
(2 gotas)
	Dicromato
	1º) A reação ficou mais amarelada
2º) Formou um precipitado, ficou com aspecto leitoso.
	Cromato
	1º) Ficou um amarelo com a cor mais intensa
2º) Formou precipitado
	
	e
	Reagentes
Soluções 
	1º) H+
(20 gotas) 
 
2º) Ba2+ 
(4 gotas)
	Dicromato
	1º) Ficou mais alaranjado
2º) Não sofreu alteração, pois bário é solúvel em dicromato
	Cromato
	1º) Ficou alaranjado
2º) Formou precipitado, pois o bário possuis uma solubilidade de BaCrO4 é 8,5 ×10-11 mol L-1. 
Quando se adicionou o Ácido Clorídrico (HCl) à solução de Cromato de Potássio (K2CrO4), percebeu-se uma mudança de cor na solução, de amarela para alaranjada. O contrário também se observou quando se adicionou o Hidróxido de Sódio (NaOH) à solução de Dicromato de Potássio (K2Cr2O7), que mudou de alaranjada para amarela. Isto aconteceu porque os íons de Cromato (CrO42-) e Dicromato (Cr2O72-), quando estão em solução, estabelecem um equilíbrio químico. Neste equilíbrio, o Cromato (CrO42-), que é um íon amarelo, se transforma em Dicromato (Cr2O72-), assim como o Dicromato (Cr2O72-), que é alaranjado, se transforma em Cromato (CrO42-) (VIEIRA,2012).
Uma diminuição de pH favorece a formação do Cr2O72-, e por isso a adição do HCl tornou a solução alaranjada. Percebe-se que houve um deslocamento no equilíbrio no sentido de formação do Cr2O72-. Por outro lado, um aumento de pH favorece a formação do CrO42-, e por isso a adição do NaOH tornou a solução amarela. Quando se adicionou o Nitrato de Bário (Ba (NO3)2) às soluções de K2CrO4 e de K2Cr2O7, percebe-se, em ambas, a formação de um precipitado. Porém, na solução amarela de K2CrO4, percebemos a formação de maior quantidade do precipitado do que na solução alaranjada de K2Cr2O7.
A adição de HCl à solução amarela de CrO42- favorece a formação de Cr2O72-. Ao adicionarmos o ácido à solução com precipitado, vimos que o precipitado foi desaparecendo aos poucos. Isso aconteceu porque quando íons Ba2+ em solução aquosa entram em contato com íons CrO42-, há a formação de um sólido insolúvel, o Cromato de Bário (BaCrO4). Ao se favorecer a formação do Cr2O72-, diminui-se a disponibilidade do CrO42- para formar o sólido, e por isso o precipitado vai desaparecendo. Mesmo assim, percebe-se que nem todo sólido se dissolve. Isso acontece porque, mesmo na solução com maior quantidade de Cr2O72-, ainda assim há a presença de CrO42-, devido ao equilíbrio químico estabelecido entre essas duas espécies. Comprova-se isto no fato de que, ao adicionarmos o Ba (NO3)2 à solução de Cr2O72-, ainda assim percebemos a formação do precipitado. Nota-se que, antes de se adicionar o Ba (NO3)2, adicionou-se HCl, de forma a produzir a maior quantidade de Cr2O72- possível. A adição de NaOH, posterior à adição de Ba (NO3)2, favorece a formação de CrO42-, e por isso mais precipitado de BaCrO4 se forma. (VIEIRA,2012)
Quando se adicionou Ba2+, na maioria das vezes ocorreu a formação de precipitado, isto se deve a solubilidade das substâncias, quando se misturam duas soluções podem, ou não, formarem-se precipitados. De forma a prever a formação, ou não, destes, recorre-se ao cálculo de um quociente, denominado Quociente de Reação(Q), que envolve o produto das concentrações dos íons envolvidos elevados aos respectivos coeficientes estequiométricos, de forma semelhante à que se utiliza para calcular o Produto de Solubilidade (note-se que o Produto de Solubilidade corresponde ao Quociente de Reação quando a solução está saturada, ou seja quando as concentrações dos íons correspondem às suas concentrações de equilíbrio); compara-se o valor de Q com o do Kps.
Quadro IV: Equações do equilíbrio
Fotos da Prática
Questões
1. Escreva a expressão da constante de equilíbrio (Kc) da principal equação envolvida nesta prática. 
R:
€DD
2. Seja um sistema do tipo: 
 A(aq) + B(aq) 2C(aq) + H2O(l)H>O
 
Como o sistema reagiria com: 
Diminuição da temperatura;
R: Segundo o Princípio de Le Chatelier, se um sistema em equilíbrio sofrer alguma perturbação, como a variação da temperatura, por exemplo, ele tende a se deslocar no sentido de minimizar essa perturbação, para que estabeleça um novo equilíbrio químico. 
Se DH é positivo: reação direta endotérmica e reação inversa exotérmica. No caso do DH negativo, como na questão, se ocorre o aumento da temperatura do sistema, o equilíbrio será deslocado no sentido direto (da reação endotérmica) esquerda.
Se ocorrer diminuição da temperatura, que é o caso, a reação se deslocará para o sentido inverso (da reação exotérmica) direita. Se o DH for negativo ocorre-se o contrário do que acontece com o DH positivo.
Aumento da pressão; 
R: Durante uma reação química, a mudança da pressão no ambiente é um fator que pode promover o deslocamento de um equilíbrio químico. De uma forma geral, segundo o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio químico comporta-se da seguinte maneira com o:
Aumento da pressão: o equilíbrio desloca-se no sentido de menor volume.
Diminuição da pressão: o equilíbrio desloca-se no sentido de maior volume.
Adição de um agente complexante específico para A.
R: Se ocorrer o aumento de concentração dos reagentes A, B ou C, o equilíbrio será deslocado no sentido contrário a eles. 
3. Dê a cor de uma solução de dicromato de potássio se aumentarmos o pH da mesma para aproximadamente 10.
R: O aumento do pH da solução dicromato de potássio, como consequência aumenta-se a concentração de íons OH-, o que causa uma coloração amarelada a solução.
4. De que maneira poderá um aumento de temperatura afetar os seguintes equilíbrios:
a. H2(g) + Br2(g) 2 HBr+ 16800 cal 
R: Quando ocorre um aumento de temperatura do sistema, e com DH positivo, o equilíbrio será deslocado no sentido direto (da reação endotérmica). Como essa reação já se encontra no sentido endotérmico, não haverá perturbações no sentido da reação. 
b. CO2(g) + 2 SO3(g) CS2(g) + 4 O2(g) – 265000 cal
R: Nessa reação, com DH negativo, o aumento da temperatura favorecerá o sentido endotérmico da reação, adicionando energia e a reação irá absorve-la. Com isso, a reação ocorrerá no sentido inverso, onde o DH se torna positivo. 
Conclusão
	Através do experimento pode-se concluir que equilíbrio químico ocorre quando a velocidade em que o reagente se transforma em produto é a mesma quando há o processo reverso, que seria quando o produto torna a ser um reagente. 
Seguindo o conceito, percebemos que a velocidade que o cromato de potássio formou dicromato de potássio ao adicionar ácido clorídrico, foi a mesma quando o produto voltou a ser cromato de potássio através da adição do nitrato de Bário. Portanto, pode-se aplicar o conteúdo aprendido em teoria na pratica, observando as alterações dos reagentes a partir da adição dos compostos.
Referências
ATKINS, P; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente; tradução Ricardo Bicca de Alencastro. 3ª Edição. Editora Bookman. Porto Alegre, 2006.
ARAÚJO, H. Equilíbrio Químico. PUC. Rio. 2013. Disponível em: http://web.ccead.pucrio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf
COLÉGIO WEB. Equilíbrio Químico. Características do Equilíbrio. 2012. Disponível em:https://www.colegioweb.com.br/equilibrio-quimico/caracteristicas-do-equilibrio.html
FOGAÇA. J. Mundo e Educação. Princípio de Le Chatelier. 2014. Disponível em: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/o-principio-le-chatelier.htm
FOGAÇA. J. Manual da Química. Físico-Química. Princípio de Le Chatelier. 2014. Disponível em: https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/principio-le-chatelier.htm
OLIVEIRA,I.M. F. Fundamentos de Química Analítica. Minas Gerais. 2009. 01 p. Disponível em: <http://www.ufjf.br/quimicaead/files/2013/05/FQAnalitica_Aula2.pdf>. Acesso em: 25 set. 2018.
SOUZA, M. et al. Preparação de Solução Tampão. 2009. Disponível em: <https://www.ebah.com.br/content/ABAAAAaWYAA/reacoes-com-formacao-precipitados>. Acesso em: 25 set. 2018.
SUSSUCHI, E.M. SISTEMAS EM EQUILÍBRIO QUÍMICO. 2009. 01 p. Disponível em:<http://www.cesadufs.com.br/ORBI/public/uploadCatalago/14451930102012Quimica_I_Aula_17.pdf>. Acesso em: 25 set. 2018.
UNESP. Química Geral. Equilíbrio Químico. São Paulo. 2015. Disponível em:http://www2.dracena.unesp.br/graduacao/arquivos/quimica_geral/equil%C3%ADbrio_quimico.pdf
VIEIRA, G. Equilíbrio cromato/dicromato. 2012. Disponível em: <http://objetoseducacionais2.mec.gov.br/bitstream/handle/mec/23323/Equilibrio%20cromato-dicromato.pdf?sequence=1>. Acesso em: 24 set. 2018.