CINÉTICA QUÍMICA

Parte da Química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. Rápidas Reações Químicas Lentas Moderadas

Reação Rápida http://pt.wikipedia.org/wiki/Explos%C3%A3o64 http://www.publicdomainpictures.net/view-image.php?image=403&picture=fogos-de-artificio

Reação Moderada http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arquivos/File/imagens/4quimica/2vela2.jpg http://www.publicdomainpictures.net/view-image.php?image=1656&picture=macas-podres

Reação Lenta http://pt.wikipedia.org/wiki/Ferrugem http://pt.wikipedia.org/wiki/Petr%C3%B3leo#O_petr.C3.B3leo_no_Brasil

O que se faz no dia a dia para diminuir a velocidade das reações químicas?

O que fazer para conservar os alimentos durante mais tempo? http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arquivos/File/imagens/4quimica/8frutasesteres.jpg Colocam- se em geladeira, uma vez que a temperatura elevada é um dos fatores que aumenta a velocidade das reações. http://pt.wikipedia.org/wiki/Geladeira

Como é que antigamente se conservavam os alimentos, se não existiam geladeiras? A salga foi um dos primeiros processos de conservar os alimentos (peixe e carne). O sal funciona como inibidor - diminui a velocidade da reação. http://pt.wikipedia.org/wiki/Carne_de_sol

Por que é que os chouriços são defumados? A substância química formaldeído, liberada no fumo, mata muitas bactérias que iriam degradar mais rapidamente o alimento. http://pt.wikipedia.org/wiki/Chouri%C3%A7o

Por que as garrafas de vinho são fechadas com rolha e lacre? O lacre nas rolhas das garrafas de vinho, isola mais o vinho do contato com o ar, que o iria oxidar mais rapidamente. http://pt.wikipedia.org/wiki/Vinho

Por que alguns alimentos são embalados à vácuo? A falta de oxigênio fará com que sua degradação se torne mais lenta. Rosana N. R. Campos

Já reparou que ao abrirmos um lata de picles, a lata dá um estalido? Antes da lata ser fechada, o alimento é por vezes aquecido para retirar o ar que iria favorecer a sua oxidação. O vinagre inibe o crescimento de bactérias que iriam degradar o alimento. Rosana N. R. Campos

Quando temos que acender uma fogueira porque é que não usamos os troncos maiores e mais grossos? Os troncos mais grossos demoram mais tempo para acender. Quanto mais pequenos forem os troncos mais depressa acendem! http://www.publicdomainpictures.net/view-image.php?image=330&picture=fogo

VELOCIDADE DAS REAÇÕES I - Velocidade média (Vm) Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num intervalo de tempo. m = massa, n = no mol, V = volume, C = concentração molar

VELOCIDADE DAS REAÇÕES A Vm dos reagentes também é chamada de velocidade de desaparecimento. A Vm dos produtos também é chamada de velocidade de formação. Obs.: para os reagentes podemos calcular a velocidade em módulo.

A (REAGENTE) DESAPARECIMENTO B (PRODUTO) FORMAÇÃO [ ] B A t

O gráfico abaixo se refere às concentra- EXERCÍCIO-1 O gráfico abaixo se refere às concentra- ções de reagentes e produtos da reação equacionada como: 2N2O5 → 4NO2 + O2 Associe as curvas A, B e C com as substâncias N2O5 , NO2 e O2. [ ] A B C tempo Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 255, 1998.

RESOLUÇÃO A= NO2 curva crescente (produto). B= O2 curva crescente (produto). C= N2O5 curva decrescente (reagente). RESOLUÇÃO

EXERCÍCIO-2 Coloca-se dentro de um recipiente fechado amônia gasosa (NH3) com uma concentração inicial de 8,0 mol/L. Com o passar do tempo ocorre a reação 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g), e um pesquisador, utilizando métodos adequados, verifica, à medida que o tempo passa, o quanto resta de NH3 e

Calcule: anota os valores numa tabela. Tempo (h) [NH3] (mol/L) 8,0 1,0 8,0 1,0 4,0 2,0 3,0

a) A Velocidade média de consumo da amônia (NH3) no intervalo de 0 e 2h. Esse resultado pode ser interpretado: A cada hora, consome-se 3mol/L de amônia. *Obs: Na prática, utiliza-se a velocidade dos reagentes em módulo | | , para evitar valores negativos. RESOLUÇÃO

b) A velocidade média de consumo de NH3 entre 1 e 3h. Ficando assim: b) A velocidade média de consumo de NH3 entre 1 e 3h. RESOLUÇÃO

c) A velocidade média de formação do N2 entre 0 e 2h. Equação química 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) Coeficientes 2 : 1 Vm(0-2h) 3mol/L.h __ VmN2 RESOLUÇÃO VmN2=1,5mol/L.h

d) A velocidade média de formação do N2 entre 1 e 3h. Equação química 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) Coeficientes 2 : 1 Vm(1-3h) 1,5mol/L.h __ VmN2 RESOLUÇÃO VmN2=0,75mol/L.h Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 254, 1998.

Ao realizar a reação de formação da água: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g), EXERCÍCIO-3 Ao realizar a reação de formação da água: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g), verificou-se que a velocidade de consumo de oxigênio foi de 4 mol/min. Determine a velocidade de consumo do hidrogênio. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 254, 1998.

RESOLUÇÃO VmH2= 8mol/min Equação química 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) Coeficientes 2 : 1 V. de consumo VmH2 __ 4 mol/min VmH2= 8mol/min

Os reagentes devem estar em contato. Condições para que ocorra uma Reação Os reagentes devem estar em contato. Afinidade química entre os reagentes. Teoria da Colisão As moléculas dos reagentes devem colidir entre si. A colisão deve ocorrer com geometria favorável e energia suficiente.

Teoria da Colisão Colisão Desfavorável (não-efetiva)

Colisão Favorável (efetiva) O-------N O N O2 N2 2 NO Reagentes Produtos Complexo Ativado

Para que a colisão seja efetiva é necessário ainda que os reagentes adquiram uma energia mínima denominada energia de ativação. Energia de Ativação é o valor mínimo de energia que as moléculas de reagentes devem possuir para que uma colisão entre elas seja efetiva. Quanto maior for a energia de ativação, mais lenta será a reação.

O-------N O2 N2 2 NO O N Reagentes Produtos Complexo Ativado Complexo Ativado: estado intermediário formado entre reagentes e produtos, ocorre um progressivo enfraquecimento das ligações entre as moléculas iniciais e um fortalecimento das ligações entre as moléculas finais. O-------N O N O2 N2 2 NO Reagentes Produtos Complexo Ativado

REVISÃO HI+HI eficaz Não eficaz I2 + H2 I2 H2

REAÇÃO EXOTÉRMICA Energia (Kcal/mol) Complexo Ativado E2 . . . . . . . . . . . . . . . E1= energia dos reagentes E2= energia do complexo ativado E3= energia dos produtos b=energia de ativação c=variação de entalpia ΔH= Hp – Hr b E1 . . . . . . . . . . c E3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Caminho da reação Quanto menor for a energia de ativação, maior a velocidade da reação.

REAÇÃO ENDOTÉRMICA Energia (Kcal/mol) Complexo Ativado E2 . . . . . . . . . . . . . . E1= energia dos reagentes E2= energia do complexo ativado E3= energia dos produtos b=energia de ativação c=variação de entalpia ΔH= Hp – Hr E3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . c b E1 . . . . . . . . . . . . . . . . Caminho da reação Quanto maior for a energia de ativação, menor a velocidade da reação.

EXERCÍCIO-4 O gráfico descreve a variação de energia de uma certa reação: Energia (Kcal/mol) 30 . . . . . . . . . . . . . . . A + B . . . . . . . . . . 10 C 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Caminho da reação

a) O valor da entalpia dos reagentes. Descubra: a) O valor da entalpia dos reagentes. b) O valor da entalpia dos produtos. c) Se a reação é endo ou exotérmica. d) O valor da energia de ativação. e) O valor da energia do complexo ativado. f) O valor da energia da reação (variação de entalpia). Fonte: Adaptação: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 153, 1999.

RESOLUÇÃO a) H reagentes= 10 Kcal/mol b) H produtos= 2 Kcal/mol c) A Reação é exotérmica (Hp‹Hr) d) Eat= 30 – 10= 20 Kcal/mol e) CA= 30 Kcal/mol f) ΔH= Hp – Hr ΔH= 2 – 10 ΔH= - 8 Kcal/mol ( o processo libera energia:reação exotérmica). RESOLUÇÃO

Fatores que influenciam a velocidade de uma reação a ) Superfície de contato entre os reagentes; b ) Concentração dos reagentes; c) Temperatura; d) Presença de catalisadores; e) Pressão.

a) Superfície de contato entre os reagentes. Quanto maior a superfície de contato, maior é o número de choques efetivos entre as partículas dos reagentes e, portanto, maior será a velocidade da reação. http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm

EXERCÍCIO-5 Na digestão dos alimentos ocorre uma série de reações químicas. Explique, levando em conta a velocidade das reações químicas, por que é benéfico mastigar bem os alimentos. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 273, 1998.

Quanto mais triturado estiver o alimento, mais rápidas serão as reações envolvidas na digestão, graças ao aumento da superfície de contato entre os reagentes. RESOLUÇÃO

b) Concentração dos reagentes. Quanto maior a concentração de partículas dos reagentes, maior será o número de colisões efetivas e consequentemente maior a velocidade da reação. Abanando carvão em brasa, aumentamos a concentração de gás oxigênio (O2) (reagente), aumentando a velocidade da reação. http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arquivos/File/imagens/4quimica/2fogo2.jpg

Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage Lei da Ação das Massas, Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage “A uma dada temperatura, a velocidade de uma reação química elementar (reação que ocorre em uma única etapa) é diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, em mol/L, elevadas a seus respectivos coeficientes”.

V = k [A] [B]β V = velocidade da reação; EXEMPLO: aA + bB → cC + dD V = k [A] [B]β V = velocidade da reação; K = constante de velocidade (característica da reação e da temperatura); [ ] = concentração dos reagentes (mol/L), exceto reagente sólido, pois a concentração de uma substância sólida é sempre constante, ficando assim incorporada à constante de velocidade.  e β = expoentes determinados experimentalmente. Obs.: Se a reação for elementar = a e β= b Se a reação não for elementar, deve-se calcular o valor de  e β.

Reação Elementar aA + bB → cC + dD V = k [A]a.[B]b Quando a reação química se desenvolve em uma única etapa, dizemos que a reação é elementar. Numa reação elementar, os expoentes a que devem ser elevadas as concentrações dos reagentes na expressão da velocidade são os próprios coeficientes dos reagentes na equação balanceada. aA + bB → cC + dD V = k [A]a.[B]b

Determine a expressão da velocidade (segundo a Lei de Guldberg-Waage), EXERCÍCIO-6 Determine a expressão da velocidade (segundo a Lei de Guldberg-Waage), supondo elementares: a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) b) 3Cu(s)+ 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq)+ 4H2O(l)+ 2NO(g) Fonte: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 167, 1999.

RESOLUÇÃO a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) b) 3Cu(s)+ 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq)+ 4H2O(l)+ 2NO(g)

Reação Não-Elementar Quando a reação se desenvolve em duas ou mais etapas distintas, a velocidade da reação depende apenas da velocidade da etapa lenta. A etapa lenta é a etapa determinante da velocidade da reação.

1º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR) O óxido nítrico reage com hidrogênio, produzindo nitrogênio e vapor de água de acordo com a equação: 2 H2 + 2 NO → 1 N2 + 2 H2O Etapa I 1H2 + 2NO → 1N2O + 1H2O (lenta) Etapa II 1H2 + 1N2O → 1N2 + 1H2O (rápida) Reação Global 2H2 + 2NO → 1N2 + 2H2O Descubra a Lei da velocidade para essa reação: Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 166, 2004.

Equação da velocidade (etapa lenta) RESOLUÇÃO Equação da velocidade (etapa lenta) V = k [H2].[NO]2

EXERCÍCIO-7 A poluição é uma das causas da destruição da camada de ozônio. Uma das reações que podem ocorrer no ar poluído é a reação do dióxido de nitrogênio com o ozônio: 2NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g) Essa reação ocorre em duas etapas: I. NO2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g) (lenta) II. NO3(g) + NO2(g) → N2O5(g) (rápida) Descubra a lei da velocidade para essa reação. Fonte: USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, p. 356, 1998.

Equação da velocidade (etapa lenta) RESOLUÇÃO Equação da velocidade (etapa lenta) V = k [NO2].[O3]

2º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR) Considere a seguinte reação: Em diversos experimentos com essa reação, feitos à temperatura de 700oC, foram obtidos os seguintes dados: 2H2(g)+ 2NO(g) → N2(g)+ 2H2O(g)

A expressão da Lei da velocidade é: v=k.[H2]x.[NO]y Experimento [H2] (mol/L) [NO] Velocidade (mol/L.h) 1 1.10-3 3.10-5 2 2.10-3 6.10-5 3 24.10-5 A expressão da Lei da velocidade é: v=k.[H2]x.[NO]y Como essa é uma reação não-elementar, devemos calcular o valor de x e y. Fonte: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 163-164, 1999.

1ª etapa: Determinar o valor de x. Escolher dois experimentos nos quais varie a [H2] , mas não varie a [NO]. (Escolhemos o experimento 1 e 2) Substituímos na expressão v=k.[H2]x.[NO]y 1º Experimento 3.10-5=k.(1.10-3)x.(1.10-3)y 2º Experimento 6.10-5=k.(2.10-3)x.(1.10-3)y

2ª etapa: Determinar o valor de y. Escolher dois experimentos nos quais varie a [NO] , mas não varie a [H2]. (Escolhemos o experimento 2 e 3) Substituímos na expressão v=k.[H2]x.[NO]y 2º Experimento 6.10-5=k.(2.10-3)x.(1.10-3)y 3º Experimento 24.10-5=k.(2.10-3)x.(2.10-3)y

v=k.[H2]1.[NO]2 ou v=k.[H2].[NO]2 3ª etapa: Utilizando então os valores de x e y na expressão v=k.[H2]x.[NO]y , obtemos a Lei da velocidade dessa reação: v=k.[H2]1.[NO]2 ou v=k.[H2].[NO]2

3º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR) Considere a reação de síntese da amônia: O que ocorrerá com a velocidade se a concentração molar do hidrogênio for reduzida à terça parte e a do nitrogênio for triplicada? N2(g)+ 3H2(g) → 2NH3(g) Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 153, 1992.

A velocidade reduzirá à nona parte ou 9 vezes. RESOLUÇÃO N2(g)+ 3H2(g) → 2NH3(g) 1ª etapa: [N2] = x [H2] = y v = k . [N2] . [H2]3 v = k . x . y3 2ª etapa: [N2] = 3x [H2] = y/3 v= k . [N2] . [H2]3 v, = k . 3x . (y/3)3 v, = k . 3x . y3/27 v, = v/9 A velocidade reduzirá à nona parte ou 9 vezes.

A equação dessa reação é: 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) O que ocorrerá com a velocidade dessa reação se duplicarmos as concentrações de CO(g) e O2(g). Fonte: FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São Paulo: FTD, p. 291, 2001.

2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) RESOLUÇÃO A velocidade aumentará 8 vezes. 1ª etapa: [CO] = x [O2] = y v = k . [CO]2 . [O2] v = k . x2 . y 2ª etapa: [CO] = 2x [O2] = 2y v= k . [CO]2 . [O2] v, = k . (2x)2 . (2y) v, = k . 4x2 . 2y v, = 8v A velocidade aumentará 8 vezes.

c) Temperatura. As variações de temperatura modificam o valor da constante de velocidade (k). Um aumento na T, aumenta a freqüência das colisões intermoleculares e aumenta a energia cinética das moléculas fazendo com que um maior número alcance a energia mínima para reagir (Eat). Um aumento na energia cinética (agitação molecular) favorece a ruptura das ligações.

Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre. Regra de Vant’Hoff Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre. Temperatura 10ºC 20ºC 40ºC Velocidade V 2V 8V

EXERCÍCIO-9 A regra de Vant’Hoff diz que “um aumento de 10oC na temperatura duplica a velocidade de uma reação química”. Admita que essa regra seja válida para as reações que fazem os alimentos estragarem. Dentro de uma geladeira (5oC) os alimentos estragam com uma certa velocidade.

Quantas vezes mais rápido o alimento estragaria se estivesse fora da geladeira: a) Em um dia a 15oC? b) Em um dia a 25oC? c) Em um dia a 35oC? Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 272, 1998.

RESOLUÇÃO Se a cada 10oC de aumento na temperatura a velocidade da reação duplica, então, sendo v a Velocidade com que o alimento estraga a 5oC, podemos concluir que: a) A 15oC, a velocidade com que o alimento estraga é 2v. b) A 25oC, a velocidade com que o alimento estraga é 4v. c) A 35oC, a velocidade com que o alimento estraga é 8v.

d) Presença de catalisadores. Catalisadores são substâncias que, quando presentes, aumentam a velocidade das reações químicas, sem serem consumidos. Ao final encontram-se qualitativa e quantitativamente inalterados. Os catalisadores encontram “caminhos alternativos” para a reação, envolvendo menor energia (diminuem a Energia de Ativação), tornando-a mais rápida.

Gráfico Cinética Química e a influência do Catalisador Complexo ativado sem catalisador E (KJ/mol) Complexo ativado com catalisador Ea2 Ea1 reagente H < 0 produto Caminho da reação Fonte: Rosana N. R. Campos

Características dos catalisadores a) Aumentam a velocidade das reações; b) Não são consumidos durante as reações; c) Não iniciam reações, mas interferem nas que já ocorrem sem a sua presença; d) Podem ser utilizados em pequenas quantias, visto que não são consumidos; e) Seus efeitos podem ser diminuídos pela presença de “venenos de catálise”. f) A introdução do catalisador diminui a Energia de Ativação.

Como funciona o catalisador automotivo? O catalisador têm aspecto semelhante a uma colméia proporcionando uma maior superfície de contato entre o catalisador e os gases que saem do motor. Sua função é acelerar a oxidação dos gases emitidos após a combustão.

O catalisador acelera as reações químicas, que transformam os poluentes (CO, NOx, HC) em compostos menos prejudiciais à saúde (CO2, H20, N2). http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Aufgeschnittener_Metall_Katalysator_f%C3%BCr_ein_Auto.jpg

EXERCÍCIO-10 Considere gráfico: Energia (Kcal/mol) 36 . . . . . . . . . . . . . . . . 30 . . . . . . . . . . . . . . . . A + B 15 AB 8 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Caminho da reação

a) Qual a energia de ativação com catalisador? Agora, responda: a) Qual a energia de ativação com catalisador? b) Qual a energia de ativação sem c) Qual a diminuição da energia de ativação provocada pelo catalisador? d) Qual a energia liberada pela reação? Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 162, 1992.

d) ΔH=produto - reagente ΔH=8-15= -7 Kcal/mol. RESOLUÇÃO a) 30-15= 15 Kcal/mol. b) 36-15= 21 Kcal/mol. c) 36-30= 6 Kcal/mol. d) ΔH=produto - reagente ΔH=8-15= -7 Kcal/mol.

e) Pressão. Em reações envolvendo reagentes gasosos, quando se aumenta a pressão ocorre diminuição do volume e consequentemente há aumento na concentração dos reagentes, aumentando o número de colisões. http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm

Maior pressão parcial  Maior velocidade Maior concentração A pressão parcial de um gás é diretamente proporcional à sua concentração. Maior pressão parcial  Maior velocidade Maior concentração

Ordem de uma reação H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O V = k [H2].[NO]2 Chama-se ordem de uma reação (ordem global) à soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas a equação cinética da reação. H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O V = k [H2].[NO]2 Ordem da reação: 1 +2 = 3 (3ª ordem) Em relação ao H2: 1ªordem, v = k [H2] Em relação ao NO: 2ªordem, v = k [NO]2

Molecularidade H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O É o número de moléculas que se chocam em cada reação elementar ou em uma etapa de uma reação não-elementar. H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O Molecularidade igual a 3 (trimolecular).

EXERCÍCIO-12 Considerando a reação Que ocorre em uma única etapa e NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g) Que ocorre em uma única etapa e que, numa dada temperatura, apresenta a lei experimental de velocidade dada por v=K[NO2] [CO]. Qual a ordem e a molecularidade dessa reação? Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 167, 2004.

RESOLUÇÃO A reação é de 2ª ordem, visto que a soma dos expoentes na fórmula da velocidade é igual a 2. A molecularidade é também igual a 2, pois, ocorrendo a reação em uma única etapa, ela envolverá o choque de 2 moléculas (NO2 e CO).

BIBLIOGRAFIA BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, 2003. CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, 1998. CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, 2003. CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano: volume único. 2ed. São Paulo: Moderna, 2002. CARVALHO, G. C.; Química Moderna 2. São Paulo:Scipione, 1995. CARVALHO, G. C.; SOUZA, C. L. Química de olho no mundo do trabalho: volume único. São Paulo:Scipione, 2003. FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, 2004. FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São Paulo: FTD, 2001. HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, 1999. LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1988. MATSUI, Ana N.; LINGUANOTO, Maria; UTIMURA, Teruko Y. Química, 2: 2o Grau. São Paulo: Editora FTD, 1987. NOBREGA, O. S.; SILVA, E. R.; SILVA, R. H. Química: volume único. 1ed. São Paulo: Ática, 2005. SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova Geração, 2005. SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1992. USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, 1998.