Relatório - Demonstração da existência de pressão

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE FEIRA DE SANTANA - UEFS 
DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICA I 
CURSO: ENGENHARIA DE ALIMENTOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 1 – DEMONSTRAÇÃO DA EXISTÊNCIA DE 
PRESSÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Feira de Santana 
Setembro, 2010. 
2 
 
CAMILA SAIANI SANTOS PEREIRA 
IVO HENRIQUE PINTO ANDRADE 
LORENA LIMA DE SANTANA 
MARCELA MAGALHÃES MARCELINO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 1 – DEMONSTRAÇÃO DA EXISTÊNCIA DE 
PRESSÃO 
 
 
 
 
Relatório apresentado em cumprimento 
parcial às exigências da disciplina 
Físico-Química I do Curso de 
Engenharia de Alimentos, da 
Universidade Estadual de Feira de 
Santana, UEFS. 
 
 Docente: Vânia Rastelly 
 
 
 
 
 
 
Feira de Santana 
Setembro, 2010
3 
 
SUMÁRIO 
1. INTRODUÇÃO .................................................................................................................. 4 
2. OBJETIVO .......................................................................................................................... 6 
3. METODOLOGIA ............................................................................................................... 6 
4. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS................................................................................... 8 
5. CONCLUSÃO .................................................................................................................. 12 
6. QUESTÕES ...................................................................................................................... 13 
7. REFERÊNCIAS ................................................................................................................ 16 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Uma amostra de uma substância pode se apresentar em vários estados físicos, dentre 
os quais o estado gasoso, que é o mais simples, visto que pode preencher qualquer recipiente 
que o contenha. Ele é definido pelas propriedades: quantidade de substância, temperatura, 
volume e pressão. 
A Equação do Estado ou Equação de Clayperon (1) definida pela termodinâmica é a 
relação matemática que envolve os valores das quatro propriedades do estado gasoso. 
 
 (1) 
Onde P é a pressão, V é o volume ocupado pelo gás, n a quantidade de matéria do gás, 
T a temperatura e R a constante universal dos gases. 
Um gás ideal é aquele onde a equação do estado (1) é válida, ou seja, aquele que 
confirma a relação PV = nRT. Entretanto gases ideais não se fazem presentes no cotidiano, 
sendo assim procura-se entender o comportamento dos gases reais já que eles não representam 
o comportamento dos gases ideais. 
Quando no estado gasoso, as substâncias apresentam suas moléculas muito distantes 
uma das outras, o que dificulta muito as interações. Assim sendo, constantemente há choques 
das moléculas contra as paredes do recipiente que as contém; este movimento contínuo e 
caótico exerce sobre as paredes uma força por unidade de área (pressão). Vários fatores 
podem causar uma variação da pressão, como a temperatura, que aumenta a energia cinética 
das partículas, causando mais choques e assim aumentando a pressão. 
Os gases ideais obedecem às seguintes leis: A Lei de Boyle que considera que o 
volume é inversamente proporcional a pressão, ou seja, se o volume aumenta a pressão 
diminui e vice-versa. Todavia essa lei só é válida nos limites de pressões baixas. A lei de 
Charles, ou Lei de Gay-Lussac afirma que o volume é diretamente proporcional a 
temperatura. Essa lei só tem validade se a pressão for baixa, assim sendo, a lei de Charles 
mostra que a pressão de um gás tende a zero se a temperatura tender a zero. O princípio de 
Avogadro diz que volumes iguais de gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão 
contêm o mesmo número de moléculas, ou seja, o volume do gás é proporcional ao número de 
mols presentes. 
Os gases reais não obedecem exatamente às leis dos gases perfeitos acima citadas. Os 
desvios são particularmente notáveis nas pressões elevadas e nas temperaturas alta. Para isso 
há o fator de compressibilidade (Z), que é uma medida de desvio da idealidade, onde o gás 
5 
 
real é comparado ao gás perfeito numa razão, onde os mesmos são expostos as mesmas 
condições de pressão e temperatura. A pressões muito baixas, todos os gases têm e 
comportam-se quase como perfeitos. 
Para os gases reais, as interações intermoleculares são responsáveis por diferenciar 
suas características. A transformação que os gases podem sofrer ocorre devido a variações de 
suas propriedades (pressão, temperatura, volume e quantidade de matéria). As transformações 
gasosas são as mudanças que ocorrem no comportamento de um gás e a partir dessas pode-se 
estabelecer relações para os gases ideais. 
Dentre os gases reais presentes no cotidiano estão àqueles presentes em bebidas 
gaseificadas. Os refrigerantes são bebidas compostas por uma mistura de água, gás (CO2 – gás 
carbônico) e um xarope específico, que fornece o gosto e a cor a bebida. O gás é colocado nos 
refrigerantes, num processo que envolve a mistura de substâncias no estado líquido e no 
estado gasoso. O gás é caracterizado por ter suas moléculas apresentadas em movimento 
desordenado, assim sendo, essas moléculas se chocam o tempo todo entre si, e quando há um 
obstáculo, no caso a superfície de um líquido, essas moléculas penetram no líquido e lá ficam 
dissolvidas, este é o princípio geral, mas este está associado a fatores que podem facilitar ou 
dificultar a solubilização do gás no líquido. 
Vários fatores influenciam a dissolução do gás no liquido, tais como a pressão, ou 
seja, quanto maior a pressão, com mais força as moléculas colidem, e assim mais delas 
penetram no liquido. Outro fator é a temperatura do líquido, quanto maior a temperatura, mais 
agitadas as moléculas se apresentam e estão mais velozes e dessa forma as moléculas gasosas 
dissolvidas têm mais facilidade de escapar do liquido, então é mais difícil dissolver o gás; a 
agitação da superfície do liquido; quanto mais agitada estiver a superfície do líquido, mais 
facilmente as moléculas do gás entram e saem do liquido (troca gasosa), pois mais fácil será 
romper a tensão superficial. 
Na fabricação de refrigerantes os três ingredientes (água, CO2, xarope) não são 
misturados de uma só vez, o processo pode ocorrer de duas maneiras o pré-mix e post-mix. 
No pré-mix, primeiramente o fabricante juntam o gás carbônico e a água em um 
aparelho chamado carbonizador, nesse estágio ao misturar esses ingredientes o CO2 ao se 
dissolver na água da origem ao ácido carbônico que possui estado físico líquido, 
posteriormente o xarope é acrescentado ao ácido e a mistura se apresenta em equilíbrio. Para 
finalizar uma dose extra do gás é adicionada com o líquido já dentro da embalagem 
aumentado a pressão interna da bebida garantindo a conservação da mesma. 
6 
 
O post-mix consiste na mistura líquido-gás sendo feita na hora é um método muito 
usado em lanchonetes, os três ingredientes ficam estocados no próprio local de venda. O gás 
carbônico é misturado à água num carbonizador num tubo que resfria a bebida entre 4ºC a 8ºC 
e apenas no final do processo, já na saída da máquina na queda do bocal que a água 
gaseificada se junta ao xarope. Fora da máquina, o CO2 começa a se separar da água, assim 
como ocorre quando se abre uma lata ou uma garrafa Pet, onde se verifica o aparecimento de 
bolhinhas, que ocorre devido ao caimento da pressão no líquido e o ácido carbônico começa a 
se transformar novamente em gás e escapar do liquido na forma de bolhas. O gás pode levar 
horas ou até dias para sair completamente da bebida, apesar do gás junto com o xarope 
corresponder a apenas 1% da bebida, todo o restante é água. 
A água tônica é um refrigerante sabor quinino. Ela é feitacom água, gás carbônico, 
açúcar e hidrocloreto de quinino, um sal que dá a bebida o seu sabor amargo característico. 
Extraído da casca de uma planta denominada chichona ou quina, o quinino é conhecido por 
suas qualidades medicinais, sendo uma das substâncias ministradas no tratamento da malaria, 
entretanto a água tônica não deve ser utilizada para o tratamento, visto que a quantidade de 
quinino na água tônica é de cinco miligramas em um litro, e no tratamento da malaria se 
utiliza 1,5 gramas por dia, além de que nos medicamentos utiliza-se sulfato ou cloridrato de 
quinino, enquanto no refrigerante se utiliza o hidrocloreto. 
 
 
 
2. OBJETIVO 
 
Promover a verificação da existência da pressão através da realização de uma 
sequência de experimentos. 
 
 
3. METODOLOGIA 
 
3.1 Materiais: 
 01 Garrafa de água mineral vazia (500 mL) 
 Placa de aquecimento 
 01 lata de água tônica 
 01 Proveta 
 Balança digital 
 01 Termômetro de mercúrio 
7 
 
 Balões de festa 
 02 Canudos plásticos 
 01 vasilha de vidro com tampa plástica 
 Aparelho medidor de pressão (barômetro) 
 01 béquer (1000 mL) 
 01 tesoura 
 Fita adesiva 
 Durepox 
 Água 
 
3.2 Método: 
 
 3.2.1 Experimento 1: 
À garrafa de 500 mL vazia adicionou-se água da torneira até a metade. A mesma 
permaneceu aberta dentro de um béquer de 1000 mL, contendo aproximadamente 500 mL de 
água. O conjunto (béquer-garrafa) foi posto para aquecer em uma placa de aquecimento à 
temperatura máxima. 
Após alguns minutos, iniciou-se a evaporação da água contida na garrafa. Em seguida, 
ela foi tampada e retirada do aquecimento, permanecendo sob estas condições, na bancada do 
laboratório para esfriar. 
Para acelerar o resfriamento, a garrafa ainda tampada foi colocada em contato direto 
com água corrente. Depois abriu-se a garrafa expulsando todo o líquido existente em seu 
interior, fechando-a imediatamente após a retirada. Na seqüência a garrafa foi novamente 
aberta. 
 
 3.2.2 Experimento 2: 
Utilizando a balança digital determinou-se a massa da lata de água tônica fechada. 
Encontrou-se o valor de 391,18g. Depois de aberta, a lata foi novamente pesada. O valor 
encontrado foi de 390,94g. A temperatura da água no interior da lata também foi medida: 24 
°C, sendo a temperatura ambiente determinada, 23° C.O próximo procedimento consistiu na 
adição gradativa (de 5 em 5 mL) de água ao conteúdo da lata, utilizando para isso uma 
proveta de 10 mL. A adição foi sendo efetuada até que todo espaço existente no interior da 
lata fosse preenchido. Ao todo foram adicionados 14 mL de água. 
8 
 
3.2.3 Experimento 3: 
Com a ponta da tesoura foram feitos dois pequenos orifícios na tampa plástica. Na 
extremidade de um dos canudos prendeu-se um balão de festas, utilizando um pedaço de fita 
adesiva. O outro canudo permaneceu inalterado. Ambos foram então introduzidos no interior 
do frasco de vidro através dos dois furos feitos na tampa plástica. Em seguida, o frasco foi 
fechado, sendo as laterais da tampa isoladas com fita adesiva e os orifícios com durepox. A 
vedação de todos os orifícios se fez necessário para impedir a entrada de O2 no interior do 
frasco. Por fim, a extremidade do canudo sem a bexiga foi aspirada. 
 
3.2.4 Experimento 4: 
Encheu-se um balão de festas até a metade de sua capacidade. Em seguida foram 
preparados dois recipientes, um contendo água com gelo e o outro, água quente. O balão foi 
mergulhado primeiramente em água gelada e repentinamente foi transferido para um 
recipiente com água quente. 
Como continuidade dos experimentos, mediu-se a pressão ambiente, sendo o valor 
encontrado de 747 mm Hg. 
 
4. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS 
 
4.1 Experimento 1: 
Para iniciar o experimento a garrafa foi aquecida e tampada. Esse aquecimento da 
garrafa provocou um aumento da energia cinética das moléculas do gás, que por sua vez 
ocasionou num aumento da pressão interna (força exercida pelos choques das moléculas na 
garrafa). Assim, a pressão interna da garrafa e a externa se tornaram diferentes e como a 
pressão interna era maior, a garrafa sofreu uma pequena expansão de seu volume. 
Quando a garrafa foi colocada em contato direto com água corrente, o processo do seu 
resfriamento ocorreu de forma mais rápida, assim a temperatura do gás diminuiu e 
consequentemente a agitação das moléculas dele e da pressão interna. Com isso ocorreu uma 
compressão do gás (percebida em virtude da compressão da garrafa), ou seja, diminuição do 
volume, pois a pressão externa passou a se sobrepor à interna. 
Após essa etapa, a garrafa foi destampada e foi observada uma expansão do seu 
volume, pois houve escapamento de gás, fazendo a pressão da garrafa se equilibrar com a 
pressão ambiente e voltar a ter seu volume original. Em seguida a água presente na garrafa foi 
retirada e ela foi fechada imediatamente, para preservar o vapor presente. Depois quando foi 
9 
 
novamente colocada em contato com água corrente, mais uma vez a garrafa sofreu uma 
compressão devido á diminuição de sua pressão interna, só que dessa vez maior do que 
quando estava com água em seu interior, pois a água tem a capacidade de absorver e 
conservar calor, assim mantendo mais estável a temperatura interna e com isso maior agitação 
molecular. Quando está só com o vapor, não há conservação de calor e por isso a maior 
compressão da garrafa, já que a pressão interna se torna menor ainda que a externa. 
Quando a garrafa com vapor foi aberta, as pressões novamente se equilibraram e a 
garrafa retornou a sua estrutura original, ou seja, seu volume normal. 
 
 4.2 Experimento 2: 
No momento em que a lata de água tônica foi aberta, certa quantidade de gás CO2 
escapou do líquido em questão. Isso ocorreu devido a pressão dentro da lata ser maior que a 
pressão ambiente e para que haja equilíbrio entre ambas, uma quantidade de gás foi liberada 
(sendo que o restante continua no líquido), diminuindo a quantidade de moléculas na latinha, 
consequentemente a força exercida pelas colisões entre as moléculas do gás serão menos 
freqüentes, ou seja, a pressão diminuirá. 
Pode-se provar através dos dados coletados no experimento, que a pressão dentro da 
lata é maior que a pressão ambiente. 
 
Dados coletados: 
 
Massa da lata fechada: 391,18 g 
Massa da lata aberta: 390,94 g 
Temperatura ambiente: 23°C = 296º K 
Temperatura da lata: 24°C = 297° K 
Pressão medida no laboratório: 747 mmHg = 0,98 atm 
Volume Head space (volume ocupado pelo gás na lata) na lata: 14 mL = 0,014 L 
 
O primeiro passo é calcular a massa de gás CO2 que saiu da lata, que é a diferença da 
massa da lata fechada – a massa da lata aberta. 
 
 391,18 – 390, 94 = 0,24g 
 
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A pressão é calculada utilizando a equação de Clapeyron: PV = NtRT, na qual P = 
pressão medida no laboratório, V = volume de água adicionado na latinha (que corresponde 
ao volume do gás que saiu quando a lata foi aberta), Nt = número de mols total = número de 
mols residual na lata (Nr) + número de mols do gás que saiu (Ns) , R = constante universal 
dos gases e T = temperatura ambiente, em Kelvin. 
Antes de calcular a Pressão da lata, calcula–se o Ns e o Nr para se obter o Nt. 
 
Cálculo do número de mols da massa de gás que saiu da lata (Ns): 
Ns = massa/massa molar do gás 
Massa do gás obtida = 0,24 g 
Massa molar do CO2 = 44g 
Ns = 0,24/44 = 0,005 mol 
 
Para o cálculo do Nr, utiliza–se a formula: PV = NrRT, na qual P = pressão ambiente 
já determinada (0,98 atm), V = volume Head Space (0,0014 L), Nr será a incógnita, o R 
utilizado será: R = 0,082 L.atm.K-1. mol-1 e T (neste caso) = temperatura da lata (297º K). 
 
Cálculo do Número de mols residual na lata: 
PV = NrRT 
0,98 . 0,014 = Nr . 0,082 . 297 
0,014 = 24,35Nr 
Nr = 0,00058 mol 
 
Número de mols total (Nt) = Nr (0,00058 mol) + Ns (0,005 mol) = 0,0056 mol 
 
De posse do Nt, agoraa pressão total da lata de água tônica pode ser calculada na 
expressão PV = NtRT, onde P é a pressão da lata que deseja-se conhecer, V = 0,0014L, Nt = 
0,0056 mol, R = 0,082 L.atm.K-1. mol-1 e T (temperatura ambiente) = 296º K 
 
PV = NtRT 
P . 0,014 = 0,00056 . 0,082 . 296°K 
0,014P = 0,136 
P = 9,71 atm 
 
11 
 
4.3 Experimento 3: 
No momento em que o canudo que está sem a bexiga foi aspirado, ocorre um aumento 
no volume desta, que ganha a forma do recipiente no qual está contida. Quando o gás é 
aspirado, o número de moléculas deste no recipiente acaba por diminuir. Assim, a força 
exercida pelas moléculas nas paredes do recipiente (ou seja, a pressão) diminui já que haverá 
menos moléculas exercendo força no frasco e o gás da bexiga tem mais “espaço” para se 
expandir, acarretando no aumento do volume da mesma. 
 
4.4 Experimento 4: 
O balão de festas (cheio até a metade) foi mergulhado em um recipiente com água fria 
e foi observada uma redução do seu tamanho. Rapidamente o balão foi transferido para o 
recipiente com água quente e seu volume aumentou. Isso ocorreu, pois a pressão dentro do 
balão estava constante, ou seja, igual à pressão ambiente. Quando isso ocorre, o gás se 
expande com o aumento da temperatura e se comprime com a diminuição da mesma, qualquer 
que seja sua natureza. Essa situação corresponde ao enunciado da lei de Charles. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. CONCLUSÃO 
 
Através dos experimentos podemos comprovar a existência da pressão, propriedade 
fundamental dos gases. O Princípio da lei de Charles, o qual diz que o volume aumenta com a 
temperatura, desde que a pressão seja constante, foi visto no experimento III da parte II 
(experimento das bexigas nos recipientes) e o princípio da lei de Boyle, que diz que a pressão 
de um gás é inversamente proporcional ao volume, nos experimentos I, II e III 
No experimento II foi utilizada a equação de Clapeyron, PV =NRT, para o cálculo da 
pressão de envase da lata de água tônica, pois a pressão utilizada é relativamente baixa, assim 
obedecendo as leis empíricas dos gases ideais, na qual o gás deve estar sob pressões baixas 
em relação ao ponto crítico. 
A pressão encontrada foi de 9,71 atm. Outra equipe, que também utilizou lata de água 
tônica no experimento, encontrou a pressão de 9,58 atm, valor relativamente próximo, que 
difere do primeiro pela pequena diferença do volume head space (que neste grupo foi de 16 
mL). Assim, conclui-se que não há um valor fixo de pressão de envase para a água tônica, 
devido à pequena variação de volume do gás nas latas, mas sim valores bastante próximos de 
uma para outra. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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6. QUESTÕES 
 
1. Qual o enunciado da Lei de Boyle? 
A temperatura constante, a pressão de uma amostra de gás é inversamente proporcional ao seu 
volume. Logo, o volume da amostra é inversamente proporcional à pressão. Qualquer 
aumento de pressão produz uma diminuição de volume e qualquer aumento de volume produz 
uma diminuição de pressão. 
 
2. Qual o enunciado da Lei de Charles? 
A um volume constante, a pressão de uma determinada massa de gás é diretamente 
proporcional a sua temperatura absoluta, ou seja, constante. 
 
3. Como representar cada uma das leis? 
 Lei de Boyle 
P1 . V1 = P2 . V2 = constante 
 Lei de Charles 
 = = constante 
 
4. Qual a relação da Lei de Boyle e Charles com a equação PV=nRT? 
As leis de Boyle e de Charles podem se combinar para obtenção de uma equação de estado 
para um gás ideal. O resultado dessa combinação é a equação: 
 
Se a quantidade de gás for o volume molar (Vm) teremos: 
 
Onde R é uma constante do gás. Com o acréscimo da Lei de Avogadro conclui-se que R é 
igual para todos os gases, passando a se chamar constante universal dos gases. Logo, a 
equação de estado para um gás ideal, considerando um volume igual ao volume molar, á dada 
por: 
P . Vm = R . T 
 
Finalmente, para n mols de gás têm-se: 
14 
 
P . V = n . R . T 
onde P é a pressão absoluta, V o volume, n o número de mols, R a constante universal dos 
gases e T a temperatura absoluta dada em Kelvin. 
 
5. Que é R e como pode ser encontrado? 
R é a constante universal dos gases. Ela pode ser determinada experimentalmente pela medida 
dos parâmetros do segundo membro da igualdade R = , de uma amostra de um mol de gás 
no limite da pressão nula, para se ter garantia do comportamento ideal. Outra forma de 
encontrá-la é através da medida da velocidade do som num gás à pressão baixa e extrapolação 
dos resultados à pressão nula. 
 
6. Todos os gases seguem a equação PV=nRT? 
Não, apenas os gases perfeitos e os gases ideais seguem essa equação. 
 
7. Como representar no gráfico as observações feitas por Charles e por Boyle? 
 Figura 
1 - Representação da Lei de Boyle Figura 2 - Representação da lei de Charles 
 
 
8. O que é uma equação de estado? 
É uma equação que descreve cada gás, estabelecendo uma relação bem determinada entre as 
quatro variáveis (volume, número de moles, pressão e temperatura). A sua forma geral é: p = 
f(T,V,n). 
 
9. O que acontece com a garrafa após ser tampada e retirada do aquecimento? 
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O aquecimento da garrafa provoca um aumento da energia cinética das moléculas do gás, que 
por sua vez ocasiona num aumento da pressão interna (força exercida pelos choques das 
moléculas na garrafa). Com isso, a pressão interna da garrafa e a externa se tornam diferentes 
e como a pressão interna é maior, a garrafa sofre uma pequena expansão de seu volume. 
 
10. O que esses experimentos têm a ver com o modelo cinético dos gases? Através dos 
experimentos realizados, podemos confirmar o comportamento dos gases reais em gases 
ideais quando estes apresentam baixas pressões em determinadas situações descritas pela 
teoria cinética dos gases. Algumas delas como o aumento da velocidade média de suas 
moléculas com o aumento da temperatura, que acarreta na sua expansão quando a pressão é 
constante, a não - interação das moléculas entre si, pois como a pressão atmosférica é baixa, 
os gases se comportam como ideais, com tanto que não haja forças sobre eles que mudem este 
comportamento, e a existência da pressão, que é justamente decorrente dos choques das 
moléculas em um recipiente, provando assim que as moléculas estão em constante 
movimento, foram observadas nos experimentos feitos, confirmando assim os postulados da 
teoria para que um gás seja ideal. 
 
11. Como podemos relacionar os gases reais e o fator de compressibilidade? 
O fator de compressibilidade dos gases reais (Z) pode ser definido como sendo a relação entre 
o volume que uma dada massa de gás ocupa em certas condições de pressão e temperatura e o 
volume que essa massa ocuparia nas mesmas condições de temperatura e pressão se fosse um 
gás ideal. O fator de compressibilidade funciona, portanto, como uma espécie de fator de 
correção entre o comportamento de gás ideal e o comportamento de gás real O fator de 
compressibilidade não é constante, varia com a composição do gás, com a temperatura e com 
a pressão. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS 
 
CASTELLAN, G. W. Físico-Química; tradução de Luiz Carlos Guimarães, Livros Técnicos 
e Científicos, Vol. 1. Rio de Janeiro 1975. 
 
ATKINS, P. W; PAULA, Julio de. Fisico-quimica. 8 ed. Rio de Janeiro: LTC Ed, 2008 v. 
 
Como surgiu o refrigerante?. In: EDITORA ABRIL. 
Disponível em: <http://historia.abril.com.br/alimentacao/como-surgiu-refrigerante-
435773.shtml >. 
Acesso em: 31 ago. 2010 
 
A lei de Henri In: UOL. 
Disponível em: <http://educacao.uol.com.br/quimica/ult1707u33.jhtm >. 
Acesso em: 31 ago. 2010 
 
Tônica Antártica In: AMBEV. 
Disponível em: < http://www.ambev.com.gt/emp03a .htm >. 
Acesso em: 31 ago. 2010 
 
Do que é feito a água tônica?. In: EDITORA ABRIL. 
Disponível em: <http://mundoestranho.abril.com.br/alimentacao/pergunta287911.shtml>.Acesso em: 31 ago. 2010 
 
Propriedades da água. In: Só Biologia 
Disponivel em: <http://www.sobiologia.com.br/conteudos/Agua/Agua2.php>. 
Acesso em: 10 Set. 2010 
 
Propriedade dos gases. In: Curso Prático e Objetivo 
Disponivel em: 
<http://www.tecnicodepetroleo.ufpr.br/apostilas/engenheiro_do_petroleo/gases_perf.pdf>. 
Acesso em: 11 Set. 2010 
 
 
 
 
 
 
 
http://historia.abril.com.br/alimentacao/como-surgiu-refrigerante-435773.shtml
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