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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MATO GROSSO DO SUL UNIDADE UNIVERSITÁRIA DE NAVIRAÍ Curso de Licenciatura em Química Disciplina de Físico-Química Experimental
Acadêmicos Alexandro Alexandro Francisco Francisco da Silva Silva Santos Santos Aline Viaro Rodrigues Rodrigues de Souza Cláudio Touro Heverson Heverson Bastos Bastos Douglas Douglas Washingto Washingtonn da Silva
RGM: 20747 RGM: 20748 RGM: 20754 RGM: 1118 RGM: 20757
RELATÓRIO DE AULA EXPERIMENTAL
“PROPRIEDADES COLIGATIVAS”
NAVIRAÍ-MS Maio/2012
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SUMÁRIO RESUM RESUMO.. O..... ....... ........ ........ ....... ....... ........ ....... ....... ........ ....... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ....... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ .... 1. INTROD INTRODUÇÃ UÇÃO.. O..... ....... ........ ....... ....... ........ ....... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ....... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ...... 2. OBJETI OBJETIVO VO... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ....... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ .... 3. PARTE PARTE EXPER EXPERIME IMENTA NTAL.. L...... ....... ....... ........ ....... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ....... ....... ........ ........ ........ .... 3.1 MATER MATERIAI IAIS S E REAGEN REAGENTES TES... ...... ....... ........ ........ ....... ....... ........ ....... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ....... ... 3.2 PROCE PROCEDIM DIMENT ENTO O EXPERI EXPERIME MENTA NTAL.. L...... ....... ....... ........ ....... ....... ........ ....... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ...... 4. RESUL RESULTAD TADOS OS E DISCU DISCUSSÃ SSÃO.. O..... ...... ....... ........ ........ ....... ....... ........ ....... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ 5. CONCLUS CONCLUSÃO. ÃO.... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ....... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ 6. REFER REFERÊNC ÊNCIAS IAS BIBLIO BIBLIOGRÁ GRÁFIC FICAS. AS.... ...... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ........ ....... ....... ........ ........ ........ ........ ........ ....
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RESUMO Neste presente relatório analisou-se o abaixamento da pressão de vapor (Tonoscopia) da água, sacarose e NaCl. A elevação do ponto de ebulição (Ebulioscopia) da água, etileno glicou e NaCl. A diminuição do ponto de congelamento (Crioscopia) da água, naftaleno e naftaleno-enxofre. E a pressão osmótica.
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1. INTRODUÇÃO As propriedades coligativas são características físicas de uma solução, que podem ser alteradas com a adição de soluto na solução. A adição de soluto em uma solução ocasiona: redução da sua pressão de vapor, elevação da sua temperatura de ebulição (Tb), redução da sua temperatura de congelamento (Tc). A redução da pressão de vapor é ocasionada devido à adição de soluto em uma solução, isto ocorre devido ao aumento da desordem das moléculas dificultando a “fuga” das partículas, que é mais espontânea quando o solvente está puro ou com menos soluto possível (menor quantidade de partículas). A lei de Raoult afirma que a pressão parcial de cada componente em uma solução ideal é dependente da pressão de vapor dos componentes individuais e da fração molar dos mesmos componentes. Com o aumento do número de partículas em uma solução, diminui a contribuição individual de cada componente na pressão de vapor, já que a uma redução na fração molar de cada componente na medida em que se adicionam mais componentes. Se um soluto tem pressão de vapor zero e é dissolvido em um solvente, a pressão de vapor da solução final será menor que o do solvente puro.
TONOMETRIA OU TONOSCOPIA: É o estudo da diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente, provocada pela adição de um soluto não volátil. Quando a pressão máxima de vapor se iguala á pressão externa local, o líquido entra em ebulição. A pressão atmosférica diminui conforme a altitude aumenta, ou seja, quanto maior a altitude, menor a pressão atmosférica. PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR: A pressão de vapor de um solvente na solução é sempre menor que a do respectivo solvente puro. Obs: Quanto maior for o número de partículas (n° de mol) do soluto não volátil na solução, maior será o abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor.
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EBULIOSCOPIA OU EBULIOMETRIA: É o estudo da elevação do ponto de ebulição do solvente em uma solução. Soluções preparadas pela adição de solutos não voláteis a um solvente apresentam um ponto de ebulição (PE) maior que a do solvente puro. O aumento do PE pode ser justificado pela diminuição da pressão máxima de vapor que é devida à presença do soluto. Para que ocorra a ebulição da solução, é necessário que ela seja aquecida até que sua pressão de vapor se iguale á pressão atmosférica.
CRIOSCOPIA OU CRIOMETRIA A crioscopia é a propriedade coligativa em que estuda a diminuição da temperatura descongelamento, por exemplo, em um solvente puro à adição de um soluto não-volátil irá diminuir a temperatura de congelamento da solução. Essa propriedade pode ser explicada quando se adiciona um soluto não-volátil a um solvente, as partículas deste soluto dificultam a cristalização do solvente dando origem à propriedade crioscopia, por exemplo, a água poluída possui partículas não-voláteis que dificultam o congelamento da água, já a água pura, isenta de corpo estranho, cristaliza-se mais rapidamente.
OSMOCOPIA OU OSMOMETRIA OU OSMOSE: Difusão é o movimento espontâneo das partículas de uma substância de se espalharem uniformemente em meio a partículas de outra substância ou, então, de atravessarem uma parede porosa.
DIFUSÃO ENTRE SOLUÇÕES: Membranas semi-permeáveis Possuem ação seletiva (deixam passar certo tipo de substância e outras não).
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Exemplo: membrana celular, papel celofane, usado em aparelhos de hemodiálise, etc. A passagem do solvente através de membranas semipermeáveis é denominada osmose e ocorre no seguinte sentido: Solução ou solução menos concentrada → solução mais concentrada. Para impedir a osmose, teremos que exercer uma pressão sobre o sistema no sentido inverso ao da osmose. A pressão que é preciso exercer sobre um sistema para impedir que a osmose ocorra espontaneamente é denominada de pressão osmótica (π).
π.V = n.R.T ou π = M.R.T Onde M = molaridade As soluções podem ser classificadas quanto ás suas pressões osmóticas: Meio hipertônico: πA > πB Meio hipotônico: πA < πB Isotônica πA = πB Dependendo da natureza do soluto, a fórmula acima deve ser acrescida de um fator de correção, que chamaremos de “ i”.
π.V = n.R.Ti ou π = M.R.Ti Fator de correção de van’t Hoff (i) i = 1 + α . (q-1) α = grau de dissociação ou ionização. q = número total de íons liberados na ionização ou na dissociação de um composto. PARTÍCULAS DISSOLVIDAS: Os solutos não voláteis podem ser de 2 tipos: moleculares ou iônicos.
Solutos moleculares (não-eletrólito): A maioria desses solutos origina soluções moleculares (q=1). As soluções moleculares não sofrem dissociação e nem ionização (exceto ácidos) e são compostos que fazem ligações covalentes (FONClBr...). Exemplo: soluto glicose (C6H12O6) 1 mol de glicose (s) → 1 mol de glicose (aq)
Solutos iônicos (eletrólito): Originam soluções iônicas. Os solutos iônicos sofrem ionização em presença de água, que promove a separação dos íons presentes no soluto. Exemplo:
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K 3PO4 → 3K + + SO42– O número de partículas (íons) presente na solução é 4 vezes o número de partículas adicionado à água (q=4). Encontramos íons, também, provenientes da ionização do ácido, que é um soluto molecular. Exemplo: H2SO4 → 2 H+ + 1 SO42– O número de partículas (íons) presente na solução é 3 vezes o número de partículas (moléculas) adicionado à água (q=3). Nas mesmas condições experimentais, o efeito coligativo das soluções iônicas é sempre maior que o das soluções moleculares.
2. OBJETIVO
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Objetivou-se com estes experimentos a investigação da ocorrência do abaixamento da pressão de vapor em água, solução de sacarose e solução de NaCl. A elevação do ponto de ebulição em água, etileno glicol e solução de cloreto de sódio. A diminuição do ponto de congelamento do naftaleno e o naftaleno-enxofre. A pressão osmótica necessária para se evitar a passagem de NaCl para células vegetais.
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3. PARTE EXPERIMENTAL 3.1 MATERIAIS E REAGENTES 3.1.1 Materiais e Utilização a) Balança analítica
à
É um instrumento que tem uma grande sensibilidade de
pesagem algumas chegam a 0,0001 grama. Balão de fundo chato b) Banho Maria c) Béqueres de 100mL
à
Usado para dissolver substâncias, preparar soluções,
efetuar reações químicas. Pode ser aquecido sobre o tripé com tela de amianto. Bico de Bunsen d) Bureta à Serve para dar escoamento a volumes variáveis de líquidos. Não deve ser aquecida. É constituída de tubo de vidro uniformemente calibrado, graduado em décimos de mililitro. É provida de um dispositivo, uma torneira, que permite o fácil controle de escoamentos. Empregada especificamente em titulações. Chapa Aquecedora Cronômetro e) Erlenmeyer 125 mL
à
Utilizado em titulações, aquecimento de líquidos e para
dissolver substâncias e proceder reações entre soluções. Seu diferencial em relação ao béquer é que este permite agitação manual, devido ao seu afunilamento, sem que haja risco de perda do material agitado. f) Garra metálica
à
Serve para a montagem e a sustentação dos aparelhos de
laboratório. Tela de Amianto g) Termomêtro Tubo de ensaio h) Proveta à É empregada nas medições aproximadas de volumes de líquidos. Há provetas cuja capacidade varia de 5 mL a 2.000 mL. Nunca deve ser aquecida. i) Pisseta à É um recipiente de uso laboratorial no qual se armazena compostos de diversas naturezas. Normalmente utiliza-se a pisseta para pôr água destilada ou água desmineralizada. Placa de Petri Rolha
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j) Suporte Universal à Usado para sustentar peças de fixação.
3.1.2 Reagentes a) Água Anilina Berinjela Cenoura Cloreto de sódio Enxofre Etileno Glicol Naftaleno Pepino Sacarose
3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 3.2.1 Prática I - Tonoscopia (Abaixamento da Pressão de Vapor) Preparou-se 50 mL de uma solução de Sacarose a 1 mol/L. Preparou-se 50 mL de uma solução de Cloreto de Sódio a 1 mol/L. Adicionou-se em um bécker 50 mL de água. Adicionou-se em um bécker 50 mL da solução de Sacarose. Adicionou-se em um bécker 50 mL da solução de Cloreto de Sódio. Levou-se ao aquecimento os três béckers e igualou-se a temperatura dos mesmos. A partir do momento em que as três temperaturas forem as mesmas, começou-se a anotar a variação do volume de acordo com a temperatura e o tempo, até que evaporasse a parte líquida dos mesmos. Adicionou-se os dados a tabela. Água Volume
Temperatura
Solução de Sacarose Tempo
Volume
Temperatura
Tempo
Solução de Cloreto de Sódio Volume
Temperatura
Tempo
3.2.2. Prática II - Ebulioscopia (Elevação do Ponto de Ebulição) Ponto de Ebulição da Água Montou-se um sistema de aquecimento com: Bico de Bunsen, Tela de Amianto e Balão de Fundo chato. Adicionou-se ao balão de fundo chato 100 mL de água destilada. Tampou-se o balão de fundo chato com uma rolha contendo um termômetro. Manteve-se o bulbo do termômetro pouco abaixo do nível da água e determinou-se o ponto de ebulição da água pura, elevando-se a temperatura até atingir fervura suave. O ponto de ebulição foi verificado quando a temperatura indicada manteve-se constante. Fez-se a leitura da temperatura. Interrompeu-se o aquecimento para evitar perdas de água.
Ponto de Ebulição da Solução de Etileno Glicol Após o balão do procedimento anterior atingir a temperatura ambiente, abriu-se e adicionou-se 22,5 mL de etileno glicol. Tampou-se o balão de fundo chato com uma rolha contendo um termômetro. Manteve-se o bulbo do termômetro pouco abaixo do nível da solução e determinouse o ponto de ebulição da solução de etileno glicol, elevando-se a temperatura até atingir fervura suave. O ponto de ebulição foi verificado quando a temperatura indicada manteve-se constante. Fez-se a leitura da temperatura. Interrompeu-se o aquecimento para evitar perdas de água.
Ponto de Ebulição da Solução de Cloreto de Sódio Montou-se um sistema de aquecimento com: Bico de Bunsen, Tela de Amianto e Balão de Fundo chato. Adicionou-se ao balão de fundo chato 100 mL de água destilada. Pesou-se 23,7 g de NaCl e adicionou-se ao balão contendo a água destilada; Tampou-se o balão de fundo chato com uma rolha contendo um termômetro. Manteve-se o bulbo do termômetro pouco abaixo do nível da solução e determinouse o ponto de ebulição da solução de cloreto de sódio, elevando-se a temperatura até atingir fervura suave. O ponto de ebulição foi verificado quando a temperatura indicada manteve-se constante. Fez-se a leitura da temperatura. Interrompeu-se o aquecimento para evitar perdas de água. Adicionou-se os dados a tabela. Água Volume
Temperatura
Solução de Sacarose Tempo
Volume
Temperatura
Tempo
Solução de Cloreto de Sódio Volume
Temperatura
Tempo
3.2.3. Prática III – Abaixamento Crioscópico (Diminuição do Ponto de Congelamento) Montou-se um sistema de aquecimento com: Bico de Bunsen, Tela de Amianto e Bécker. Adicionou-se ao bécker água destilada a fim de fazer um Banho-Maria. Em um tubo de ensaio adicionou-se 5g de naftaleno. Tampou-se o tubo de ensaio com uma rolha contendo um termômetro. Ascendeu-se o bico de bunsen e o apagou quando mais da metade do naftaleno foi fundido. OBS: A água do bécker deve-se cobrir o naftaleno líquido e o bulbo do termômetro deve-se ficar dentro do naftaleno líquido. Esperou-se a fusão de todo o sólido do tubo de ensaio. Resfriou-se o sistema e observou-se o início da solidificação do naftaleno. Anotou-se a temperatura. Pesou-se com exatidão 0,3g de enxofre. Retirou-se o tubo de ensaio do bécker e transferiu-se o enxofre para seu interior, cuidando para que não se perca nada. Evitou-se deixar o enxofre nas paredes do tubo. Voltou-se o tubo de ensaio para o sistema e aqueceu-se até a fusão do naftaleno contendo enxofre. Procurou-se fazer com que todo o enxofre cai-se no naftaleno. Apagou-se o bico de bunsen e deixou-se o sistema resfriar, agitando-se o conteúdo do tudo de ensaio com frequência. Ao se iniciar a solidificação da solução naftaleno-enxofre anotou-se a temperatura. Adicionou-se os dados a tabela.
Naftaleno
Solução Naftaleno-Enxofre
Temperatura
Temperatura
3.2.4. Prática IV – Osmoscopia (Pressão Osmótica) I Preparou-se uma solução saturada de Cloreto de Sódio em 30 mL de água.
Anotando-se a massa de NaCl utilizada. Cortou-se finas fatias de pepino mantendo a casca. Cortou-se finas fatias de berinjela mantendo a casca. Anotou-se a temperatura da Solução. Em uma placa de petri adicionou-se 15 mL da solução saturada de Cloreto de Sódio e colocou-se uma fatia de pepino. Em uma placa de petri adicionou-se 15 mL da solução saturada de Cloreto de Sódio e colocou-se uma fatia de berinjela. Em uma placa de petri adicionou-se 15 ml de água e colocou-se uma fatia de pepino. Em uma placa de petri adicionou-se 15 mL de água e colocou-se uma fatia de berinjela. Esperou-se em torno de 20 minutos e observou-se o acontecido.
3.2.5. Prática V – Osmoscopia (Pressão Osmótica) II Fez-se um buraco retirando-se o miolo até “quase” chegar ao fundo da cenoura. Preparou-se uma solução saturada de Sacarose (o suficiente para preencher a cenoura). Anotou-se a temperatura da solução. Adicionou-se anilina à solução saturada de sacarose. Adicionou-se a solução à cenoura e tampou-se com a rolha com a pipeta. Em um bécker grande adicionou-se água até ficar a 1 cm de distância da extremidade superior da cenoura. Deixou-se em repouso por algumas horas e observou-se o que acontece.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1. Prática I – TONOSCOPIA Para o preparo da solução de Sacarose a 1M, segue os cálculos obtidos: MM da Sacarose (C12H22O11) = 342 g/mol 342g --- 1L de solução X --- 0,05L de solução X = 17,1 g de Sacarose para 50 mL de solução. n = m/MM n = 17,1 / 342 n = 0,05 mols
M = n/V M = 0,05 / 0,05 M = 1mol.L-1
Para o preparo da solução de Cloreto de Sódio a 1M, segue os cálculos obtidos: MM do NaCl = 58,45 g/mol 58,45g --- 1L de solução X --- 0,05L de solução X = 2,9225g de NaCl para 50 mL de solução.
A massa real pesada foi de 2,9280g de NaCl. n = m/MM n = 2,9280 / 58,45 n = 0,05 mols
M = n/V M = 0,05 / 0,05 M = 1mol.L-1
A pressão de vapor da solução formada por um soluto (não-volátil) em solvente é menor que a do solvente puro, pois a interação entre as partículas do soluto e as moléculas do solvente diminuem as saídas destas últimas. Portanto, quanto maior o número de partículas do soluto em solução, maior o abaixamento da pressão máxima de vapor e menor a pressão de vapor do solvente. Esquematicamente, podemos representar:
Efeito Tonoscópico
A experiência mostra que a dissolução de uma substância não-volátil num solvente provoca o abaixamento de sua pressão de vapor, isto é, a cada temperatura, a solução possui menor pressão de vapor que o solvente puro.
O diagrama mostra o abaixamento da pressão de vapor da solução em relação ao solvente puro, sendo: p2: pressão de vapor do solvente puro; p = pressão de vapor da solução; Δp = p2 – p = abaixamento absoluto da pressão de vapor;
= abaixamento relativo da pressão de vapor.
Resultados obtidos no experimento: Tabela 1
Volume (mL) 50 50 48 48 48 48 42 40 39 33 30 29 27 20 10 0
Água Temperatura (˚C) 24 45 60 72 82 89 90 93 95 96 95 95 95 95 95 96
GRÁFICOS
Tempo 14h48m 14h51m 14h54m 14h57m 15h 15h03m 15h06m 15h09m 15h15m 15h20m 15h25m 15h30m 15h35m 15h40m 15h45m 15h50m
Solução de Sacarose Solução de Cloreto de Sódio Volume Temperatura Volume Temperatura Tempo Tempo (mL) (˚C) (mL) (˚C) 50 24 14h48m 50 24 14h48m 50 40 14h51m 50 50 14h51m 50 58 14h54m 48 70 14h54m 48 68 14h57m 48 74 14h57m 48 88 15h 48 87 15h 48 88 15h03m 48 94 15h03m 47 88 15h06m 40 95 15h06m 46 93 15h09m 40 95 15h09m 45 95 15h15m 38 95 15h15m 45 97 15h20m 35 100 15h20m 44 100 15h25m 33 100 15h25m 42 100 15h30m 31 100 15h30m 40 100 15h35m 28 100 15h35m 38 100 15h40m 20 100 15h40m 38 100 15h45m 0 100 15h45m 30 100 15h50m 15h50m
4.2. Prática II – EBULIOSCOPIA A diminuição da pressão máxima de vapor do solvente, devido à adição de um soluto, leva inevitavelmente ao aumento da temperatura de ebulição. Quanto maior a concentração do soluto, maior a elevação da temperatura de ebulição do solvente e maior a temperatura de ebulição do mesmo.
te
= Elevação da temperatura de ebulição
Onde temos: te2 = temperatura de ebulição do solvente puro; te = temperatura de ebulição do solvente na solução.
Resultados obtidos no experimento: Tabela 2 Água Volume (mL) 100
Temperatura (˚C) 100
Solução de Etileno Glicol Volume Temperatura (mL) (˚C) 122,5 102
4.3. Prática III – ABAIXAMENTO CRIOSCÓPICO
Solução de Cloreto de Sódio Volume Temperatura (mL) (˚C) 100 104
A diminuição da pressão de vapor do solvente, devido à adição de um soluto, leva à diminuição da temperatura de congelamento. Quanto maior a concentração do soluto, maior o abaixamento da temperatura de congelamento do solvente e menor a temperatura de congelamento do mesmo.
tc
= Abaixamento da temperatura de congelamento
Onde temos: tc2 = temperatura de congelamento do solvente puro; tc = temperatura de congelamento do solvente na solução. Resultados obtidos: Tabela 3 Naftaleno Solução NaftalenoTemperatura Enxofre Temperatura 86 ˚C 77 ˚C
4.4. Prática IV – OSMOSCOPIA I
Osmose é a passagem de um solvente para o interior de uma solução feita desse mesmo solvente, através de uma membrana semipermeável (MSP). A osmose também é uma propriedade coligativa da solução, pois depende do número de partículas dissolvidas.
Pressão osmótica é a pressão que se deveria aplicar sobre a solução para impedir a passagem do solvente através da membrana semipermeável. A pressão osmótica é representada pela letra grega . Essa pressão é equivalente à pressão exercida pelo solvente na passagem através da membrana.
Osmoscopia é a medida da pressão osmótica, que pode ser medida por aparelhos chamados osmômetros.
Soluções isotônicas são soluções de mesma pressão osmótica. Uma solução será hipotônica em
relação
à
outra,
quando
tiver
menor
pressão
osmótica;
e
será hipertônica quando tiver maior pressão osmótica. Para o preparo da solução saturada de Cloreto de Sódio, dissolveu-se 9,9g de NaCl em 44,5 mL de água.
Em quatro placas de Petri, distribui-se em duas fatias finas de pepino, uma em 30 mL de água e a outra em 30 mL de solução de Cloreto de Sódio, e na outras duas fatias finas de berinjela, realizando o mesmo. Após 1h observou-se o ocorrido. O pepino e a berinjela na solução de NaCl perderam água, murcharam. Foram colocados em solução hipertônica, existindo assim uma concentração de soluto mais baixa nas células do pepino e berinjela do que na solução envolta. Pressão osmótica do sistema: πV = n2RTi π.0,03 = 0,17 .0,082.298.101 π = 1,4x104 atm
i = 1 + α(q – 1) i = 1 + 100(2 – 1) i = 101
4.5. Prática V – OSMOSCOPIA II Colocou-se uma solução saturada de Sacarose a 3M, dentro da cenoura. Após um dia observou-se que a solução subiu através da pipeta. Pressão osmótica do sistema: πV = n2RT π.0,033 = 0,1.0,082.298 π = 74,1 atm
5. CONCLUSÃO A presença de um soluto afeta as propriedades físicas do solvente. Algumas propriedades só dependem das quantidades relativas de soluto e solvente e são independentes da identidade química do soluto. Essas propriedades que dependem dos números relativos de moléculas de soluto e solvente e não da identidade química do soluto são as propriedades coligativas. Na parte do experimento, crioscopia, percebeu e comprovou-se que coma adição de um soluto a temperatura de congelamento diminui. Além disso, pelos dados obtidos observou-se que as temperaturas diminuíram e, posteriormente, aumentaram para só então estabilizarem-se, isso pode ter ocorrido devido a falta de um agitador.Na parte, ebulioscopia, ao adicionar-se o cloreto de sódio a temperatura de ebulição aumentou 2º, comprovando
a
teoria.
Além disso, concluiu-
se que para solutos iônicos é necessário um fator decorreção i, conhecido como fator de Van’t Hoff,
que
é
expresso
em
função
coeficiente de dissociação do eletrólito e do número teórico de partículas dissociadas.
do
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. Apostila cedida pelo professor (roteiro de aula prática). 2. ATKINS, P.; JONES, L.. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna eo Meio Ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001. 3. CASTELLAN, G..Fundamentos de Físico-Química. 1ª edi ção. Rio de Janei ro – RJ: LTC – Editora, 1986.
