metais alcalinos e alcalinos-terrosos

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
METAIS ALCALINOS E ALCALINO-TERROSOS
Discente: Hygor Fabricio do Nascimento Santos
Docente: Prof. Marlon de Souza Silva 
Manaus- AM
Março/2022
HYGOR FABRICIO DO NASCIMENTO SANTOS
METAIS ALCALINOS E ALCALINO-TERROSOS
Trabalho submetido ao Prof. Marlon de Souza Silva que ministra a disciplina: Química inorgânica experimental para o curso de Química noturno. Como requisito parcial à obtenção de nota.
Prof. Marlon de Souza Silva 
Manaus- Am
Março/2022
Introdução
A química dos metais alcalinos é, essencialmente, a química do íon 1+; a perda de um só elétron é um processo relativamente fácil e por este motivo apresentam propriedades redutoras muito pronunciadas. Os metais alcalino-terrosos são, do mesmo modo, fortes agentes redutores, uma vez que liberam elétrons com facilidade.
Objetivos
• Verificar as propriedades metálicas dos elementos dos Grupos IA e IIA.
• Observar a reatividade do magnésio.
• Constatar a formação de óxidos e hidróxidos.
• Verificar a solubilidade de compostos dos elementos dos grupos IA e IIA.
• Identificar íons dos metais alcalinos e alcalino-terrosos em soluções de sais.
Materiais e reagentes
	· Vela;
	· Ácido Sulfúrico 0,1 mol L-1;
	· Cadinho de porcelana;
	· Ácido Clorídrico concentrado e 0,5 mol L-1;
	· Espátula;
	· Potássio metálico;
	· Estante para tubos de
· ensaio;
	· Carbonato de Cálcio em pó, pedaço de giz;
	· Pinça Metálica;
	· Cloreto de estrôncio e cloreto de bário;
	· Tubos de ensaio;
	· Hidróxidos, cloretos, nitratos e carbonatos de Li, Na,
· K, Ca e Mg;
	· Vidro relógio;
	· Indicador fenolftaleína;
	· Pipeta;
	· Magnésio;
	· Becker;
	· Soluções saturadas de, NaCI, KCI, MgCl2, e CaCl2;
	· Água destilada;
	· Sulfato de cobre 0,1 mol L-1;
	· Pera;
	· 
Procedimento experimental
parte 1: Reatividade
A. Retirar com uma pinça um pequeno pedaço de potássio e colocar sobre um vidro de relógio
(ou papel de filtro). Logo após, cortá-lo com uma lâmina. Deixar exposto ao ar durante 15
minutos. Observar o que ocorre.
B. Retirar algumas limalhas do magnésio e verificar sua reação com o ar.
C. Colocar em dois tubos de ensaio 5 mL de álcool etílico P.A. e em seguida adicionar um pedaço
pequeno de potássio metálico em um dos tubos e no outro, magnésio. Observar o tipo de
reação que ocorre.
D. Colocar em um tubo de ensaio contendo 5 mL de solução de sulfato de cobre 0,1 mol L-1 um
pedacinho de potássio metálico. Repetir a experiência utilizando limalhas de magnésio.
Observar o que ocorre no início e fim da experiência.
Parte 2: Propriedades físicas e químicas dos compostos
A. Com uma pinça, segure um pedaço de giz (CaCO3). Calcinar o giz na chama do bico de
Bunsen. Colocar algumas gotas de água sobre o giz calcinado, até completa dissolução.
Adicionar algumas gotas de indicador fenolftaleína. Observar.
Parte 3: Propriedades Redutoras do Magnésio
A. Colocar pequenos pedaços de magnésio em dois tubos de ensaio. Ao primeiro tubo adicionar
2 mL de água. Ao segundo adicionar 2 mL de HCl 0,5 mol L-1. Observar.
B. Aquecer, com o auxílio de uma pinça metálica, um pequeno pedaço de magnésio metálico em
fita e colocar o resíduo da queima em um cadinho de porcelana. Guardar o produto. Não fixar
o olhar na luz que se desprende já que a luz que é emitida é rica em radiação fotoquimicamente
ativa.
C. Testar a formação de óxido de magnésio, adicionando o resíduo da combustão em um tubo
de ensaio contendo 3 mL de água destilada. Agitar e gotejar fenolftaleína. Observar a coloração
da solução.
parte 4: Teste da Chama
A. Pegar uma pequena quantidade dos sais de NaCl, KCl, MgCl2 e CaCl2 numa ponta de
espátula e umedecer com algumas gotas de água.
B. Em seguida aquecer na chama do bico de Bunsen. Repetir para todos os sais e observar a cor
característica de cada um. Não se esqueça de limpar a espátula antes da próxima análise.
C. Monte uma tabela com as observações e identifique os cátions existentes nas soluções.
parte 6: Solubilidades dos compostos: hidróxidos, cloretos, carbonatos e nitratos
A. Separe 8 tubos de ensaio e em cada um coloque 5 ml de água destilada. Colocar uma pequena
quantidade de cada um dos compostos abaixo. Fazer observações sobre a solubilidade desses
compostos.
- Hidróxido de sódio e cálcio;
- Cloreto de sódio e cálcio;
- Carbonato de sódio e cálcio
- Nitratos de sódio e cálcio.
Repetir para os outros sais disponíveis.
B. Colocar em quatro tubos de ensaio, respectivamente, 2 mL de solução 0,1 mol L-1 de Cloreto
de magnésio, cloreto de cálcio, cloreto de estrôncio e cloreto de bário. Adicionar a cada um
deles 1 mL de solução de ácido sulfúrico 0,1 mol L-1. Observar quais sais formam precipitados.
Resultados e discussões
parte 1: Reatividade
Foi coletado um bloco de potássio metálico e cortou-se uma pequena parte do mesmo utilizando duas espátulas, e uma pequena porção de magnésio em pó e foram colocados sobre o vidro relógio. foi observado durante 15 minutos.
	O potássio reagiu com o O2 presente no ar. 
4 K(s) + O2(g)  → 2 K2O(s)
Esta é uma reação de oxidação-redução (redox):
4 K - 4 e- → 4 K (oxidação)
2 O + 4 e- → 2 O (redução)
K é um agente redutor, O2 é um agente oxidante.
O magnésio já estava oxidado e por isso não foi possível observar a reação do magnésio com o oxigênio.
2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)
Esta é uma reação de oxidação-redução (redox):
2 Mg - 4 e- → 2 Mg (oxidação)
2 O + 4 e- → 2 O (redução)
Mg é um agente redutor, O2 é um agente oxidante.
 imagem 1: potássio metálico cortado imagem 2: magnésio em pó
Passados 15 minutos o potássio metálico perdeu sua cor metálica e ficou opaco e esbranquiçado e o magnésio continuou do mesmo jeito, pois já estava oxidado.
imagem 3: observação 15 minutos após a exposição dos compostos
Foi adicionado 5ml de álcool etílico P.A em dois tubos de ensaios, no primeiro foi colocado um pedaço de potássio metálico e ele reagiu formando uma reação exotérmica e a liberação do gás hidrogênio.
2 K(s) + 2 CH3CH2OH(aq) → H2(g) + 2 CH3CH2OK(aq)
 imagem 4: reação do potássio com álcool etílico 
No segundo tubo de ensaio foi adicionado magnésio, é não ocorre reação nessa mistura. o magnésio apenas fica no fundo do tubo de ensaio.
imagem 5: mistura do magnésio com álcool etílico
Foi adicionado 5ml de solução de sulfato de cobre 0,1 mol-1 a dois tubos de ensaios e foi repetida a experiência, iniciou-se com o potássio que teve uma reação exotérmica e formou uma chama de cor rosa, a reação também formou um precipitado azul da cor dos compostos de cobre.
2 K(s) + CuSO4(aq) → K2SO4(aq) + Cu(s)
Esta é uma reação de oxidação-redução (redox):
Cu + 2 e- → Cu (redução)
2 K - 2 e- → 2 K (oxidação)
CuSO4 é um agente oxidante, K é um agente redutor.
imagem 6: reação do potássio com o sulfato de cobre
Foi adicionado magnésio no tubo contendo sulfato de cobre e o magnésio não reagiu, mas era para ter acontecido a reação de redox com a formação de Cu e sulfato de magnésio.
 
Mg(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + MgSO4(aq)
Esta é uma reação de oxidação-redução (redox):
Cu + 2 e- → Cu (redução)
Mg - 2 e- → Mg (oxidação)
CuSO4 é um agente oxidante, Mg é um agente redutor.
imagem 7: magnésio e sulfato de cobre
Parte 2: Propriedades físicas e químicas dos compostos
Com o auxílio de uma pinça foi colocado na chama de uma vela um pedaço de giz (CaCO3), como não tinha o bico de Bunsen não foi possível realizar o experimento, pois não tem como controlar a chama da vela e deixar a chama redutora ou oxidante, a parte do giz que entrou em contato com o fogo acabou formando uma fuligem em volta.
A reação que era para ocorrer seria: 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
imagem 8: queima do giz
O óxido funcionaria como uma base que quando fosse esmagado e fosse adicionado fenolftaleína ele iria mudar de cor ficando rosa,mas como a vela acabou formando uma camada de fuligem preta, não mudou a coloração.
imagem 9: adicionando fenolftaleína na água com o giz esmagado
Parte 3: Propriedades Redutoras do Magnésio
Foi adicionado magnésio em dois tubos de ensaios no primeiro foi adicionado 2mL de água e o magnésio não reagiu, mas era para ter uma reação redox com a liberação do gás hidrogênio.
Mg(s) + H2O(aq) → H2(g) + MgO(aq)
Esta é uma reação de oxidação-redução (redox):
2 H + 2 e- → 2 H (redução)
Mg - 2 e- → Mg (oxidação)
H2O é um agente oxidante, Mg é um agente redutor.
imagem 10: magnésio adicionada no tubo de ensaio com água
No segundo tubo de ensaio foi adicionado 2mL de HCl 0,5 mol L-1 e o magnésio reagiu formando o gás hidrogênio e mudando a coloração. 
Mg(s) + 2 HCl(aq) → H2(g) + MgCl2(aq)
Esta é uma reação de oxidação-redução (redox):
2 H + 2 e- → 2 H (redução)
Mg - 2 e- → Mg (oxidação)
HCl é um agente oxidante, Mg é um agente redutor.
imagem 11: reação do magnésio com ácido clorídrico
Foi adicionado sobre o vidro relógio uma porção de magnésio em pó e com o auxílio de um isqueiro e de palitos de fósforos foi ateado fogo, mas não teve a luz fotoquímica, pois o magnésio estava oxidado. A reação que era para ter acontecido seria: 
Mg(s) + O2 → MgO(s) gerando uma luz fotoquímica.
 imagem 12: queima do magnésio com isqueiro imagem 13: queima do magnésio com palitos de fósforo
Para fazer a reação do hidróxido de magnésio com a fenolftaleína foi utilizado o experimento anterior que não reagiu do magnésio com a água, logo quando foi adicionada a fenolftaleína dessa vez reagiu ficando com a cor rosa.
MgO(s) + H2O(aq) →  Mg(OH)2
 imagem 14: reação do hidróxido de magnésio com fenolftaleína 
parte 4: Teste da Chama
Durante o experimento no laboratório não foi possível observar as mudanças de coloração da chama, pelo fato de não ter o bico de bunsen, mas de acordo com as pesquisas realizadas foram obtidos os resultados: 
imagem 15: bico de bunsen
	A energia produzida na zona oxidante é suficiente para excitar os elétrons de determinados cátions, fazendo-os saltar para níveis mais energéticos. O teste da chama é um importante método de identificação, principalmente de cátions metálicos, utilizado na análise química.
o postulado de Bohr explica que: 
I. Enquanto o elétron está numa determinada órbita, sua energia é constante.
II. Se o elétron receber energia suficiente, ele saltará a uma órbita com energia superior.
III. Ao retornar a sua órbita de origem, o elétron emite, na forma de ondas eletromagnéticas, a mesma quantidade de energia absorvida.
imagem 16: espectro visível da luz
Espectro visível é a porção do espectro eletromagnético cuja radiação é composta por fótons capazes de sensibilizar o olho humano de uma pessoa normal. Podemos dizer então que para cada cor temos uma determinada frequência e comprimento de onda que a distingue das demais. Ex: a luz vermelha que é uma luz de menor frequência e consequentemente menor energia, já o violeta é uma luz de maior frequência e nos submete a maior energia.
Cloreto de Lítio (LiCl) - espectro de luz vermelho
reação
2 LiCl(aq) + O2(g) Li2O(g) + 2HCl(aq) 2 LiCl(aq) + H2O(l)
imagem 17: queima do cloreto de lítio
Cloreto de Sódio (NaCl)- espectro de luz amarelo
reação
NaCl (aq) + O2(g) Na2O(g) + 2HCl(aq) 2 NaC(aq)l + H2O(l)
imagem 18: queima do cloreto de sódio
Cloreto de Potássio (KCl)- espectro de luz violeta
reação
2 KCl(aq) + O2(g) K2O(g) + 2 HCl (aq) 2KCl(aq) + H2O(l)
imagem 19: queima do cloreto de potássio
cloreto de magnésio (MgCl)- espectro de luz branca
reação
MgCl2(aq) + O2(g) Mg(ClO3)2(aq)
imagem 20: queima do cloreto de magnésio
Cloreto de Cálcio (CaCl2)- espectro de luz laranja
reação
CaCl2(aq) + O2(g) CaO(g)+ 2 HCl(aq) 2 CaCl(aq) + H2O(l)
imagem 21: queima do cloreto de cálcio
	COMPRIMENTO DE ONDA (NM)
	SAL
	400
	450
	500
	550
	600
	650
	700
	750
	LiCl
	
	
	
	
	
	
	X
	
	NaCl
	
	
	
	
	X
	
	
	
	KCl
	
	X
	
	
	
	
	
	
	MgCl2
	
	
	
	
	
	
	X
	
	CaCl2
	
	
	
	
	
	X
	
	
	-
	UV
	VIOLETA
	AZUL
	VERDE
	AMARELO
	LARANJA
	VERMELHO
	IV
tabela 1: tabela do comprimento de onda dos elementos
parte 6: Solubilidades dos compostos: hidróxidos, cloretos, carbonatos e nitratos
foi separado dois tubos de ensaios com hidróxido de sódio e cloreto de cálcio, foi adicionado 5mL de água destilada e foi observado a solubilidade dos compostos:
No primeiro tubo com hidróxido de sódio ao adicionar água ele se dissolveu e formou uma reação exotérmica.
 NaOH(aq) + H2O(l) NaOH2(aq) + OH(s)
Esta é uma reação de oxidação-redução (redox):
O - 1 e- → O (oxidação)
O + e- → O (redução)
imagem 22: reação do hidróxido de sódio com água
No segundo tubo de ensaio contendo cloreto de cálcio se diluiu muito rápido e formou uma mistura homogênea.
CaCl2(aq) + 2 H2O(l) → 2 HCl (aq) + Ca (OH)2(s)
imagem 23: mistura do cloreto de cálcio com água
Foi separado quatro tubos de ensaios com 2mL de solução 0,1 mol L-1 de cloreto de magnésio, cloreto de cálcio, cloreto de estrôncio e cloreto de bário. Foi adicionado 1mL de solução de ácido sulfúrico 0,1 mol l-1 e observou-se a formação de precipitado.
No primeiro não ocorreu nenhuma reação virou só uma mistura homogênea
imagem 24: mistura do cloreto de magnésio com ácido sulfúrico
No segundo experimento também não ocorreu nada além da mistura homogénea
 
imagem 25: mistura do cloreto de cálcio com ácido sulfúrico
	No terceiro experimento não ocorreu nada somente a mistura homogênea.
imagem 26: mistura do cloreto de estrôncio com ácido sulfúrico
o quarto experimento reagiu mudando a coloração formando
BaCl2(aq) + SO4(aq) → 2 Cl(aq) + BaSO4(aq)
imagem 27: reação do cloreto de bário com ácido sulfúrico
PÓS-LABORATÓRIO:
1. Explique por que os metais do grupo I são armazenados em querosene ou óleo mineral.
Os metais do grupo 1, que são os metais alcalinos, são extremamente reativos, tanto com a água quanto até mesmo com o oxigênio do ar. Por esse motivo, geralmente são guardados submersos em querosene ou óleo mineral.
Isso acontece porque eles têm uma grande tendência de perder elétrons, oxidando-se e atuando como agentes redutores fortes.Quando em contato com a água eles formam como produtos uma base e o gás hidrogênio.
2. Justifique as cores das chamas dos metais alcalinos e alcalino-terrosos observados.
As cores observadas em cada chama são as cores características de cada metal. isso acontece porque cada elemento possui camadas eletrônicas com valores de energia bem definidos e segundo o postulado de Bohr, quanto mais distante do núcleo, maior será a energia do nível eletrônico.
Quando ocorre o experimento o elétron absorve energia e salta para um nível mais externo, de maior energia, mas ele fica instável e logo retorna para sua órbita e quando o elétron salta de um nível a outro que seja mais próximo do núcleo ele acaba liberando energia na forma de luz visível. 
As cores são ondas magnéticas e cada uma tem um comprimento diferente, logo os átomos de cada elemento possuem órbitas com níveis de energia diferentes um do outro e a luz liberada em cada caso terá um comprimento de onda que resultará em uma cor específica.
3. Por que o lítio tende a comportar-se como o magnésio ao invés de comportar-se como seus
congêneres? A que se atribui este comportamento?
Porque os íons Li + são pequenos, logo suas soluções de sais de Li + são melhores condutoras de corrente elétrica do que as soluções de mesma concentração de sais de Na, K, Rb e Cs. 
Os íons que são menores devem migrar mais facilmente o catodo e conduzir melhor a corrente elétrica que íons que são maiores.
a condutividade iônica cresce do Li + Cs +
Li + < Na + < k + < Rb + < Cs +
A condutividade iônica está relacionada à hidratação dos íons em solução aquosa.
Li + muito pequeno e muito hidratado.
4. Mencione as fontes utilizadas para a obtenção dos elementos dos grupos I e II, e descreva
detalhadamente os métodos utilizados para a obtenção dos mesmos.
A abundância desses metaisé muito variada na crosta terrestre desde o cálcio (5º metal mais abundante), seguido pelo sódio, magnésio até os metais mais raros como Césio e Berílio. 
são obtidos a partir de seus minérios com o uso de um agente redutor, normalmente o carbono, a altas temperaturas: 
MgO(s) + C(s) Mg(l) + CO(g)
 Berilo: Be3Al2[Si6O18], Dolomita:CaMg(CO3)2, Calcário: CaCO3
Ca e Sr são obtidos industrialmente pela eletrólise de seus cloretos:
No cátodo: Ca²+(l) + 2e- 2 Ca(l)
No ânodo: 2 Cl-(l) Cl2(g) + 2e-
Reação global: Ca²+(l) + 2 Cl-(l) 2 Ca(l) + Cl2(g)
processo semelhante é utilizado na obtenção do sódio usando NaCl
5. Por que se diz que o Berílio é um metal anfótero? Explique mediante equações. Por que sua
química difere do resto dos elementos do grupo? O que ocorre com ele frente ao ar?
Porque o hidróxido de berílio pode se comportar como ácido ou base, a depender das condições da reação, enquanto os hidróxidos dos demais elementos do grupo 2 são básicos.
Óxido anfótero com base – o óxido atua como um ácido; Óxido anfótero com um ácido – o óxido atua como uma base. São reações de neutralização, que formam obrigatoriamente um sal e água:
Reação de óxido anfótero com ácido.
Quando um óxido anfótero reage com um ácido, o cátion metálico (Y+) do óxido interage com o ânion (X-) do ácido para formar o sal (YX), e o cátion hidrônio (H+) do ácido interage com o ânion do óxido (O-2):
YO + HX → YX + H2O
Reação de óxido anfótero com base
Quando um óxido anfótero reage com uma base, o cátion metálico (Y+) da base interage com o ânion (YO-) formado a partir do metal presente no óxido para formar o sal (WYO), e o hidrônio (H+), que sobra do hidróxido (OH-) da base, interage com o ânion do óxido (O-2), formando a molécula de água.
O ânion formado a partir do metal presente no óxido resulta da interação com o oxigênio da hidroxila da base:
YO + WOH → WYO + H2O
Outra característica que difere o berílio do restante do grupo é que ele se estabiliza apenas com quatro elétrons na camada de valência, em um caso de contração do octeto, mais um caso e que em relação aos demais metais do grupo é que os haletos de berílio, como BeF2 e BeCl2, são covalentes. Já os haletos dos demais metais alcalino-terrosos são todos iônicos.
Quando exposto ao ar ele não reage em temperatura ambiente, a presença do oxigênio cria somente uma camada de óxido de berílio.
2 Be (s) + O2 (g) → 2 BeO (s)
6. A maioria dos sais comuns do grupo I são solúveis em água, enquanto que muitos dos sais do
grupo II são insolúveis. Utilizando o ciclo de energia do processo de dissolução explique como
varia a solubilidade dos halogenetos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Por que os
carbonatos e os fosfatos de cátions do grupo II são insolúveis?
 A solubilidade desses sais do grupo II diminui à medida que o número atômico do metal aumenta, e esse comportamento é oposto ao observado nos hidróxidos. À medida que avançamos na sequência do MgSO 4 até BaSO4, a entalpia de hidratação do íon positivo torna-se menor (menos negativa ). Isso tende a tornar os sais dos íons metálicos em estados menos solúveis que os dos íons mais leves. Os carbonatos e fosfatos do grupo II não são solúveis devido a sua constante de solubilidade ser muito baixa
Os metais alcalinos terrosos possuem afinidade eletrônica positiva (é necessário fornecer energia
para que o elétron possa ocupar o subnível de maior energia), ou muito pouco negativa.Devido ao subnível ns2 completo, o elétron extra deve entrar na subnível np vazio:
Be: 1s2 2s2 2p0 + e- → Be-: 1s2 2s2 2p1
As eletronegatividades dos metais alcalinos terrosos são baixas, mas maiores do que dos metais alcalinos vizinhos. Quando Mg, Ca, Sr e Ba reagem com halogênios e oxigênio, a diferença de eletronegatividade será grande e os compostos formados serão iônicos. 
Quando o Be reage com outros átomos a diferença de eletronegatividade é geralmente pequena → compostos covalentes, entretanto, mesmo quando reage com halogênios, forma compostos covalentes. O cátion Be2 + muito pequeno possui uma densidade de carga tão alta que polariza qualquer ânion que se aproxime, ocorrendo sobreposição de densidade eletrônica (covalência)
 F = 4,0
Cl = 3,0 
Be = 1,6
7. Comente brevemente os usos mais importantes do magnésio. Por que o hidróxido de
magnésio é utilizado como antiácido estomacal? Explique brevemente as funções biológicas
para os elementos essenciais dos grupos I e II. Mencione efeitos farmacológicos de compostos
de lítio.
O Magnésio é usado na fabricação de peças de avião e motores de automóveis, Fins militares (sinalizadores e bombas incendiárias), indústria química de compostos orgânicos (reagentes de Grignard,RMgX), Mg(OH)2 usado em dentifrícios.
Por ser alcalino, o leite de magnésio é utilizado como antiácido, neutralizando lizando oexcesso de acidez estomacal. Quantidade de metai s dos grupos I e II são necessários, para os organismos vivos, principalmente para equilibrar as cargas elétricas associadas com macromoléculas orgânicas de carga negativa existentes na célula, e também para conservar a pressão osmótica dentro da célula, mantê-la dilatada e impedindo o seu colapso. Dentro da célula ocorre o transporte de íons, chamado de " bomba de sód io", que envolve a expulsão do Na + como a entrada do K +. Entre outras inúmeras finalidades. O lítio é uma medicação muito útil para tratar o transtorno bi polar, principalmente os sintomas maníacos. Ele também é usado para prevenir outros episódios do transtorno bi polar. Pode ser utilizado em depressões unipolares que não respondem aos antidepressivos convencionais. 
Referência
http://www.mundovestibular.co.m.br/articles/1085/1/TABELA-PERIODICA/Paacutegina1.html, Tabela Periodica, acesso 27 de julho de 2022.
http//www.grupoescolar.com/pesquisa/metais-alcalinos.html,Metais Alcainos, acesso 27 de julho de 2022.
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/Oxidos-anfotero.htm Oxidos Anfoteros, acesso 27 de julho de 2022.
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/itio/,Elementos Quimicos, acesso 27 de julho de 2022.
http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/hidroxido-de-magnesio/, Hidroxido de Magnesio, acesso 28 de julho de 2022.