Prof. Marcio Marçal Lobo
Gases, sólidos e líquidos : um compara tivo molecular Podemos, resumidamente, comparar as propriedades das diferentes fases que a matéria pode assumir, da seguinte maneira: Tabela 1. Características dos estados da matéria
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Tabela 2. Energia cinética x forças intermoleculares
Figura 1. Comparação entre halogênios bimoleculares sólidos,
líquidos e gasosos
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LÍQUIDOS Ordem nos líquidos
Figura 2. Representação do movimento aleatório de curto alcance de uma molécula líquida
Os líquidos possuem ordem de curto alcance. Ou seja, uma molécula de líquido consegue se mover aleatoriamente, porém sem perder o contato com as moléculas vizinhas mais próximas.
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Principais propriedades dos líquidos
Tabela 3. Comparação entre as viscosidades de alguns
hidrocarbonetos
1. VISCOSIDADE: A resistência de um líquido ao escoamento é chamada de viscosidade . Quanto maior for a viscosidade do líquido, mais lentamente ele irá escoar. A viscosidade está relacionada com a facilidade com que as moléculas do líquido se movem umas em relação às outras.
Figura 3. Forma molecular em bastão de hidrocarbonetos de cadeia longa e interação do tipo “espaguete enrolado”
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e d a d i s o c s i v a d o t n e m u A
Dados coletados à 25 oC
Gráfico 1. comparativo entre dados de viscosidade de diferentes compostos moleculares
Por que o mercúrio apresenta maior viscosidade e éter dietílico apresenta a menor viscosidade no gráfico acima? 6
2. TENSÃO SUPERFICIAL:
A tensão supe rficia l
é
definida como a resistência do filme que parece cobrir o líquido. Há um desequilíbrio de forças intermoleculares na superfície de um líquido. As moléculas no interior são atraídas igualmente em todas as direções, mas aquelas que estão na superfície experimentam uma força interna global. Essa força resultante tende a puxar as moléculas da superfície para o interior, reduzindo, assim, a área superficial e fazendo com que as moléculas da superfície se agrupem. Figura 4. representação molecular da tensão superficial na água
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3. CAPILARIDADE: É a ascensão dos líquidos por tubos muito estreitos. forças intermoleculares que ligam moléculas semelhantes, a exemplo da ligação de
hidrogênio na água, são chamadas de forças
de
coesão .
intermoleculares
que
As
forças
ligam
substância a uma su perfície
uma são
chamadas de forças de adesão . A
ascensão das moléculas de águam em um tubo capilar acontece por as forças de adesão superam as forças de coesão até que as mesmas se equilibrem.
Figura 3. Forças de coesão e adesão nas moléculas de água (esquerda) e
mercúrio (direita)
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Menisco côncavo: interação com o vidro bastante forte: forças de adesão maiores que as forças de coesão
Menisco convexo: Forças de coesão superiores às forças de adesão às paredes do vidro.
Figura 4. Formação dos meniscos
Efeito da tensão superficial e das forças de coesão: capacidade dos líquidos em formar gotas quase esféricas. Figura 5. Formação de gotas
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Impacto das propriedades dos líquidos em novas tecnologias: Líquidos iônicos Os líquidos iônicos são sais orgânicos que possuem baixo ponto de fusão, sendo líquidos a temperatura ambiente. Os líquidos iônicos são amplamente empregados em síntese orgânica pelas suas características únicas: possuem grande poder de solubilizar substâncias polares e apolares, elevado ponto de decomposição e também por sua sustentabilidade, uma vez que podem ser recuperados ao final do processo.
Figura 6. Representação estrutural de um líquido iônico
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Mudanças de fase A mudança de fase envolve a energia necessária para modificar o estado físico das substâncias. Se a mudança ocorre de um estado menos energético, para um mais energético, energia é absorvida e o processo é ENDOTÉRMIDO. Como as variações de energia (na forma de calor) são funções de estado, a energia absorvida em um processo, é liberada no processo inverso e o processo é EXOTÉRMICO. Gráfico 2. Esquema geral das mudanças de fase
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O gráfico de temperatura em função da quantidade de calor adicionado é chamado de curva de aquecimento. Podemos calcular a variação de entalpia do sistema para cada segmento da curva de aquecimento.
Gráfico 5. Gráfico de mudança de fases para a água
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Gráfico 3. Esquema energético das mudanças de fase (fusão e vaporização)
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• A temperatura mais alta na qual se pode formar uma
fase líquida é a temperatura crítica . A pressão crítica ocasiona liquefação a essa temperatura crítica. Acima da temperatura crítica , as energias cinéticas das moléculas são maiores que as for ças de atração que levam ao estado líquido, independentemente de quanto a substância foi comprimida para aproximar ainda mais as moléculas. Quanto maiore s fore m as intermoleculares, maior será a te
forças
mperatura crítica
da substância . • Quando a temperatura excede a temperatura crítica e a
pressão ultrapassa a pressão crítica, as fases líquidas e gasosas são indistinguíveis, deixando a substância em um estado chamado de fluido supercrítico.
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Pressão de vapor (recipientes FECHADOS) • As moléculas podem escapar da superfície de um líquido para a fase gasosa por meio da
evaporação. Suponha que seja colocada uma quantidade de etanol (CH3CH2OH) em um recipiente evacuado e fechado. O etanol começa a evaporar rapidamente. Como resultado, a pressão exercida pelo vapor na região acima do líquido aumenta. Após um curto período, a pressão do vapor atinge um valor constante, a que chamamos de pressão de vapor. • A condição em que dois processos opostos
ocorrem simultaneamente e com a mesma velocidade é chamada de equilíbrio dinâmico (ou simplesmente equilíbrio). A pressão de vapor de um lí quido é a pressão exercida por seu v apor quando o líquido e o vapor estão em equilíbrio dinâmico.
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Volatilidade, pressão de vapor e temperatura (recipientes ABERTOS)
• Quando a vaporização ocorre em um recipiente aberto, o vapor se separa do líquido. Uma
pequena fração das moléculas (quando isso acontece) é recapturada na superfície do líquido. Deste modo, o equilíbrio nunca é atingido e o vapor continua a se formar até que todo o líquido evapore. As substâncias com elevada pressão de vapor evaporam mais rapidamente que as substâncias com baixa pressão de vapor. Costuma-se dizer que os líquidos que evaporam facilmente são voláteis.
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• O ponto de ebulição de um líquido é a
temperatura em que a sua pressão de vapor se iguala à pressão externa agindo sobre a superfície do líquido. O ponto de ebulição de um líquido a 1 atm (760 torr) de pressão é chamado de ponto de ebulição normal. • Na figura, temos a variação da pressão de vapor
com a temperatura para quatro substâncias que diferem bastante em relação à volatilidade e seus pontos de ebulição normais.
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Exercícios integradores 1. Analise a tabela a seguir e responda: a) Do etanol até o butanol, todas as propriedades aumentam em módulo. Qual o motivo para o aumento dos valores observados? b) Como você explica o fato de que, apesar de terem massas parecidas, a viscosidade do etilenoglicol (PM = 62 g/mol) é cerca de 10 vezes maior que a do propanol (PM = 60 g/mol)? Ponto de ebulição (oC)
Tensão superficial (J/m2)
Viscosidade (kg/m.s)
Água (H2O)
100
10 7,3 x
-2
0,9 x 10-3
Etanol (CH3CH2OH)
78
10 2,3 x
-2
1,1 x 10-3
Propanol (CH3CH2CH2OH)
97
2,4 10 x
-2
2,2 x 10-3
Butanol (CH3CH2CH2CH2CH2OH)
117
2,6 10 x
-2
2,6 x 10-3
Etilenoglicol (HOCH2CH2OH)
197
4,8 10 x
-2
2,6 x 10-2
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2. Explique as seguintes observações: (a) a tensão superficial de CHBr 3 é maior que a da CHCl 3. (b) Com o aumento da temperatura, um óleo flui mais rapidamente por um tubo estreito. 3. Nomeie a mudança de fase em cada uma das seguintes situações, indique se ela é exotérmica ou endotérmica e o que está acontecendo em nível molecular:
(a) o vapor de bromo passa a bromo líquido ao ser resfriado. (b) Os cristais de iodo desaparecem de um prato de evaporação ao serem deixados em uma capela. (c) O álcool de massagem em um recipiente aberto desaparece vagarosamente. (d) A lava derretida de um vulcão torna-se uma rocha sólida.
1. Por que o aumento de temperatura faz com que uma substância mude sucessivamente de um sólido para um líquido e deste para um gás?
2. Por que o gelo é menos denso que a água líquida? 3. Por que os sólidos metálicos não são quebradiços enquanto os iônicos são?
Diagramas de fases • Um diagrama de fases é uma maneira de resumir graficamente as condições sob as quais existem
os equilíbrios entre os diferentes estados da matéria. O diagrama tem três curvas importantes, e cada uma representa a temperatura e a pressão às quais as várias fases podem coexistir em equilíbrio, como se pode ver na figura a seguir.
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• As curvas podem ser descritas da seguinte maneira:
1. A curva vermelha representa a curva de pressão de vapor do líquido, que significa o equilíbrio entre as fases líquida e gasosa. A curva de pressão de vapor termina no ponto crítico (C), que corresponde à temperatura crítica e à pressão crítica da substância. 2. A curva verde, ou seja, a curva de sublimação, separa a fase sólida da fase gasosa. Nessa curva, cada ponto é uma condição de equilíbrio entre o sólido e o gás. 3. A curva azul, isto é, a curva de fusão, separa a fase sólida da fase líquida. Cada ponto dessa curva é um equilíbrio entre o sólido e o líquido. O ponto de fusão a 1 atm é o ponto de fusão normal. • O ponto T, em que as três curvas se encontram, é o ponto triplo e, nele, todas as três fases estão
em equilíbrio.
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Natu reza do s gases - 11 elementos são gases nas condições normais – todos eles são espécies não metálicas; - Substâncias que não são gases nas CNTP, como a água, quando se encontram no estado gasoso, são chamadas de “vapores”; - Os gases se diferem dos líquidos em alguns fatores: - São compressíveis - Se expandem espontaneamente, tomando a forma do recipiente; - Formam misturas homogêneas com outros gases.
As moléculas dos gases possuem baixa interação umas com as outras, ocupando cerca de 0,1% do volume total do recipiente.
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Os gases normalmente são formados por moléculas discretas, de baixo peso molecular, como:
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Toda substância ou elemento gasoso exerce pressão (força aplicada em uma determinada área).
Pressão atmosférica: pressão exercida pelos gases na superfície da terra.
Foi determinada por Torricelli
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• No século XVII, muitos cientist as e filósofos acreditavam que a atmosfera não tinha peso.
Evangelista Torricelli (1608–1647), um aluno de Galileu, provou que isso não era verdade. Ele inventou o barômetro. • A altura, h, da coluna de mercúrio é uma medida da pressão atmosférica e varia de acordo
com a pressão atmosférica. • Unid ade SI: Pascal (Pa) •
(1 N = 1 kg m/s2; 1 Pa = 1 N/m2)
Se um tubo é inserido em um recipiente de mercúrio aberto à atmosfera, o mercúrio subirá 760 mm no tubo.
•
A pressão atmosférica padrão é a pressão necessária para suportar 760 mm de Hg em uma coluna. ❖
Unidades: 1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 1,01325 105 Pa = 101,325 kPa.
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A lei dos gases define as características físicas de um gás e leva em consideração 4 variáveis: -
Pressão Volume Temperatura Número de mols (quantidade de matéria de gás)
“para uma quantidade fixa de gás em temperatura constante, o volume é inversamente proporcional à pressão”
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(Processo isotérmico) P1V1 = constante
P2V2 = constante
Logo: P2V2 = P1V1
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Relaciona temperatura e volume (processo isobárico) “O volume de uma quantidade fixa de gás mantida sob pressão constante é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta”. Ou seja, o volume varia
linearmente com a variação da temperatura.
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Relaciona temperatura e pressão em volume constante (processo isocórico) Quando aumenta-se a temperatura de um sistema gasoso com volume constante, a pressão do sistema aumenta pois a energia cinética das moléculas de um gás aquecido aumenta e, consequentemente, o número de colisões com a parede do recipiente aumenta, gerando o aumento da pressão.
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Relaciona a quantidade de gás e o volume “volumes iguais de gases à uma mesma temperatura e pressão contêm números iguais de moléculas”. Ou seja, “o volume de um gás mantido sob temperatura e pressão constantes é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás”
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As 3 leis empíricas (Boyle, Charles e Avogadro) foram combinadas a fim de encontrar uma equação que representasse matematicamente todos os fatores que afetam as características físicas de um gás ideal:
Combinando as equações, temos:
A lei dos gases ideias é uma equação de estado que descreve o comportamento de um gás ideal na variação de P, V, n e T.
Onde podemos chamar a constante de proporcionalidade ( ) de “R”, temos: R
é a constante dos gases ideais.
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Exemplo: Além de fontes contínuas, os poluentes podem ser introduzidos ao ar por acidentes causados em tubos de gás comprimido. Se um cilindro de metano de 49,0 L, comprido a 154 atm, se rompe, liberando todo o metano para a atmosfera até sua pressão cair para 1 atm, qual o volume que o gás ocuparia após seu vazamento?
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•
Na derivação da equação do gás ideal, consi deramos (a) que as moléculas de um gás ideal não interagem umas com as outras, e (b) que o volume combinado das moléculas é muito menor que o volume ocupado pelo gás.
•
O termo R na equação do gás ideal representa a constante dos gases. Ao trabalhar com a equação do gás ideal, você deve escolher a constante R em que as unidades estão concordantes com as unidades de P, V, n e T dadas no problema.
• As condições 0 °C e 1 atm são chamadas de
condições padrão de temperatura e pressão (CPTP). O volume ocupado por um mol de gás ideal nas CPTP, 22,41 L, é conhecido como volume molar de um gás ideal nas CPTP.
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A densidade de um gás pode ser calculada aplicado sua massa molar na lei dos gases: d = m/V onde m é a massa da substância, ou seja nº de mols x Massa molar (nM), assim: d = m/V PV = nRT
d = nM/V PV/RT = n
d = (PV/RT) x M V
d x V = (PV/RT) x M
d=PxM RT
Esta equação nos permite calcular a densidade de um gás
* Em P e T fixas, a densidade do gás é tão maior quanto sua massa molar; * Quando a T é constante, a densidade aumenta com a pressão; * O aquecimento reduz a densidade. 38
Uso da lei combinada dos gases quando UMA variável se altera: Lei combinada dos gases: Exemplo: compressão do ar dentro de uma bomba para encher um pneu. Se o volume inicial for de 100 cm3 e o final for de 20 cm3 dentro do pistão em uma compressão isotérmica. Qual será a pressão do ar comprimido se a pressão inicial for de 1 atm?
Uso da lei combinada dos gases quando DUAS variáveis se alteram:
Exemplo: Foi einvestigado as propriedades deamostra, um gás àrefrigerante usadouma empressão um sistema ar- Que condicionado determinou-se que 500 mL da 28 ºC, exercem de 92de kPa. pressão exercerá a mesma amostra quando for comprimida até 300 mL e resfriada até – 5,0 ºC? Lógica do exercício: Verificar quem causará maior efeito na variação de pressão: se a compressão ou o abaixamento da temperatura.
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•
Ao estudar as propriedades do ar, John Dalton fez uma observação importante: a pressão total de uma mistura de gases é igual à soma das pressões que cada um exerceria se estivesse sozinho.
• A pressão exercida por um componente específico de uma mistura de gases é pressão parcial
chamada
do componente. A observação de Dalton é conhecida como lei de Dalton das
pressões parciais.
Isso indica que cada gás se comporta de maneira independente e, se levarmos em consideração o que foi dito anteriormente, faz todo sentido, uma vez que as moléculas gasosas possuem energia cinética grande e pouca ou nenhuma interação intermolecular.
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Ex.: Uma mistura de 6,0 g de O 2 e 9,0 g de CH 4 é colocada em um recipiente de 15 L à 0 Qual a pressão parcial de cada um dos gases? Qual a pressão total no sistema?
0C.
Obs.: * Converter a unidade de temperatura * Verificar o número de mols que a massa de cada gás possui * Utilizar a constante R adequada.
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A fração molar (X) de um gás é definida pela razão entre o número de mols do gás investigado e o número de mols total de espécies gasosas:
X = n1/nt
Assim, a pressão exercida pelo gás em um sistema será sua fração molar x a pressão total:
P1 = X . P t Ex.: O ar atmosférico é composto de 78% de moléculas de gás nitrogênio. Qual a pressão parcial que o N2 exerce na atmosfera, ao nível do mar, quando medimos essa pressão em um barômetro?
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É a teoria que explica o comportamento dos gases em nível molecular. Através do estudo cinético é que obtemos respostas para questões como: Por que um gás se expande quando aquecido isobaricamente? Por que a pressão aumenta em uma compressão isotérmica? A teoria cinética dos gases explica molecularmente o que acontece quando esses fenômenos ocorre. Resumidamente, a teoria das moléculas em movimento nos diz:
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1. Os gases consistem em um grande número de moléculas que estão em movimento contínuo e aleatório; 2. O volume total de todas as moléculas dos gases é desprezível quando comparado ao volume total do recipiente que contém o gás; 3. As forças atrativas e repulsivas entre as moléculas de gás são desprezíveis. 4. A energia pode ser transferida entre moléculas durante as colisões, mas, desde que a temperatura permaneça constante, a energia cinética média das moléculas não é alterada com o tempo. 5. A energia cinética média das moléculas é proporcional à temperatura absoluta.
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•
A teoria cinético-molecular explica a pressão e a temperatura em nível molecular. A pressão de um gás é causada por colisões das moléculas com as paredes do recipiente. A temperatura absoluta de um gás representa a medida da energia cinética média de suas moléculas.
•
Se a temperatura absoluta
de um gás dobra , a energia
cinética desse gás também dobra .
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•
As moléculas de um gás se movem com velocidades diferentes.
•
Toda molécula colide frequentemente com outras moléculas. O momento (magnitude da força) é conservado em cada colisão, mas uma das moléculas que colidem, pode ser desviada em alta velocidade, enquanto a outra está quase parada. O resultado é que, a qualquer instante, as moléculas da amostra apresentam diferentes velocidades.
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• As observações empíricas em relação às propriedades gasosas da maneira como foram
expressas pelas diferentes leis dos gases são facilmente entendidas por meio da teoria cinéticomolecular: 1. Um aumento de volume sob uma temperatura constante faz com que a pressão diminua . Temperatura constante -> energia cinética média das moléculas de gás inalterada. Quando o volume aumenta, as moléculas devem se mover por distâncias mais longas entre as colisões e ocorrem menos colisões com as paredes do recipiente por unidade de tempo (pressão diminui). A teoria cinético-molecular explica a lei de Boyle; 2. Um aumento de temperatura a volume constante faz com que a pressão aumente
.
Aumento de temperatura -> aumento da energia cinética média das moléculas. Com volume constante, aumento de temperatura -> mais colisões com as paredes por unidade de tempo. Além disso, o momento em cada colisão aumenta. Maior número de colisões mais fortes -> pressão aumenta. A teoria explica esse aumento.
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• De acordo com a teoria cinético-molecular dos gases, a energia cinética média de qualquer
conjunto de moléculas de gás, 1/2m(u rms)2, apresenta um valor específico a uma dada temperatura. Assim, para dois gases com temperatura igual, um gás constituído por partículas de pouca massa tem a mesma energia cinética média que um composto por partículas mais maciças.
• Com base nessa equação, veja a
distribuição
de
velocidades
moleculares de vários gases a 25 ° C.
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• A dependência que a massa tem da velocidade molecular gera duas consequências
interessantes: •
A primeira é a efusão , que significa a fuga de moléculas de gás através de um pequeno orifício.
• A segunda é a difusão , que representa o espalhamento de uma substância por todo um
espaço ou por uma segunda substância.
•
Se as taxas de efusão dos dois gases são r1 e r2 e suas massas molares são M1 e M2, a lei de Graham determina que:
uma relação que indica que o gás mais leve tem a taxa de efusão mais alta.
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•
Em razão das colisões moleculares, a direção do movimento de uma molécula de gás está em constante mudança. Por isso, a difusão de uma molécula de um ponto a outro consiste em muitos segmentos retos e curtos, resultantes das colisões que a lançam em direções aleatórias.
• A distância média percorrida por uma molécula entre as colisões,
chamada de caminho livre médio da molécula
, varia de acordo
com a pressão.
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. BROWN, T. E.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central . 9ª edição, Pearson: PrenticeHall, New Jersey, 2005.
2. ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente , 3ª ed, Porto Alegre: Bookman, 2006
3. BROWN,thT. E.; LEWAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; MURPHY, C.; WOODWARD, P. Chemistry: The Central Science, 13 edition, Pearson, New Jersey, 2015.
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