REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

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UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE
INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA -
Química Geral Experimental B
Prof ° Thiago de Melo Lima
RELATÓRIO 4:
REAÇÕES QUÍMICAS E REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
BEATRIZ PEREIRA DE FREITAS E VICTOR ALVES DE SOUZA GUEDES
Niterói, 06 de junho de 2022.
1. INTRODUÇÃO
Quando nos deparamos com a transformação de uma substância, denominamos
esse fenômeno de reação química. Dito isso, para melhor entendimento, elas são
classificadas de acordo com as suas particularidades, como: reversível, neutralização, de
oxirredução, adição, decomposição térmica e precipitação.
Na primeira, se caracteriza quando os produtos e os regentes atingem o equilíbrio
químico, ocorrendo em ambas as direções, a exemplo disso, temos:
Já a de neutralização, acontece quando𝐶𝑎𝐶𝑂
3(𝑠)
+ 𝐶𝑂
2(𝑔)
+ 𝐻
2
𝑂 ↔ 𝐶𝑎
2(𝑎𝑞)
+ 2𝐻𝐶𝑂
3(𝑎𝑞)
.
misturamos um ácido com um base que irá gerar sal mais águas. Tido como uma reação
exotérmica exemplificada em: . As oxirredução, por sua3𝐻𝐶𝑙 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)
3
→ 𝐴𝑙(𝐶𝑙)
3
+ 3𝐻
2
𝑂
vez, ocorrem quando há mudança no estado do nox de algum dos componentes, podendo
oxidar ou reduzir, tendo assim, também, um agente redutor ou oxidantes, como:
. A de adição, que é, basicamente, uma𝐶𝑢
(𝑠)
+ 𝐻𝑁𝑂
3(𝑎𝑞)
→ (𝐶𝑢𝑁𝑂
3
)
2(𝑎𝑞)
+ 𝑁𝑂
(𝑔)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑎𝑞)
substância gerada a partir de outras: . Na decomposição2 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂
2
→ 𝑁𝑎
2
𝐶𝑂 + 𝐶𝑂
2
+ 𝐻
2
𝑂
térmica pode-se observar a decomposição termicamente de alguma substância:
Por fim, a precipitação, como o nome explicita, é quando não𝐶𝑎𝑂 + 𝐶𝑂
2
→ 𝐶𝑎𝐶𝑂
3
.
solubilidade um no outro e acaba formando um corpo de fundo: Ag+(aq) + Cℓ-(aq) → AgCℓ(s)
Ademais, a hidrólise de íons se estabelece na dissociação de sal em água,
formando assim, um de base conjugado para o ácido em questão, ou um ácido conjugado
para a base em questão: .𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂
3
+ 𝐻
2
𝑂 → 𝐻
2
𝐶𝑂
3(𝑎𝑞)
+ 𝑁𝑎+ + 𝑂𝐻−
Além da complexação, que no produto, as moléculas de uma substância se
aglomeram ao redor de outra, podendo ser um íon positivo, negativo ou neutro. Vale ainda
citar que um dos mais frequentes eventos que ocorre na formação de um íon complexo é
uma mudança de coloração da solução. .𝐶𝑢
2
+ 4 𝑁𝐻
3
→ [𝐶𝑢(𝑁𝐻
3
)
4
]
2
Uma reação química só é considerada correta quando os seus confidentes
condizem com o que de fato ocorre no sistema. Por isso, de acordo com o princípio da lei
de lavoisier, usufruímos do balanceamento químico para adequar os coeficientes
estequiométricos até que eles representam corretamente a quantificação do componente
em questão. Nessa perspectiva, as etapas do método consiste em:
1- Escrever as reação não balanceada na forma iónica;
2- Separá-las em semi reações;
3- Balancear os elementos que não sejam O ou H;
4- Balancear os átomos de O com as água 2. s;
5- Balancear os átomos de H com os H+;
6- Igualar as cargas;
7- Multiplicar os coeficientes até adequado o numero de eletrons;
8- Somar as semi reações, cortando as substâncias iguais.
Para prever os potenciais das reações redox temos a tabela de potenciais padrão de
redução e, assim, podem ser utilizadas como redução ou oxidação, podendo inverter a
reação desejada para qualquer que seja a finalidade. Com isso é possível calcular o
potencial padrão ( ) obtido na reação global, podendo implantar na equação de variação𝐸0
de energia de gibbs padrão ( ) para descobrir se é termodinamicamente△𝐺0 =− 𝑛𝐹𝐸0
favorável ( ) ou não ( ). Vale salientar que caso os eletrodos não se△𝐺0 < 0 △𝐺0 > 0
encontrem na nas condições padrão, o cálculo pode ser feito pela equação de Nernst.
𝐸 = 𝐸0 − 𝑅𝑇𝑛𝐹 𝑙𝑛 𝑄
2. OBJETIVOS
a) Analisar a representação correta de reações químicas, dentre elas, molecular, iônica
e iônica representativa.
b) Com o auxílio da tabela de potenciais de redução, comparar as reações de
oxirredução e a influência de seus componentes.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 Materiais
- Pinça metálica;
- Bico de bunsen;
- Pinça de madeira;
- Microtubo;
- Papel tornassol;
- Placa de toque;
- Lixa;
3.2 Métodos
3.2.1 Formação de óxido básico
De início, uma fita de Magnésio foi selecionada para o início do experimento. Em
seguida, com o auxílio de uma garra, a fita foi direcionada a chama ajustada do Bico de
Bunsen. Ao expor a fita de Mg à chama direta do bico de Bunsen, há a liberação de uma
luz branca forte e a formação de um óxido.
Após a primeira etapa ser realizada, o resíduo é recolhido e posto em um recipiente,
para que assim, possa ser macerado e, em seguida, seja verificado o seu caráter ácido.
3.2.2 Formação de óxido ácido
Primeiramente, um suporte para a realização segura do experimento foi montado
dentro da capela. Em seguida, com o exaustor ligado, uma pequena quantidade de enxofre
foi adicionado a um recipiente de 7 logo foi posicionado em uma tela para que pudesse ser
iniciada a etapa de aquecimento. Feito isso, o Bico de Bunsen foi ligado e a reação se
iniciou.
Em um suporte um cima do sistema de aquecimento, um béquer umedecido com
água foi posicionado com sua abertura voltada para baixo, para que assim, pudesse
''recolher" a fuligem/gás liberado da reação de aquecimento do enxofre e verificar seu
caráter ácido em seguida.
3.2.3 Reação de precipitação
Em um microtubo de ensaio, foram adicionados cerca de 1 mL de Sulfato de Sódio e
algumas gotas de Nitrato de bário e em outro microtubo, foram adicionados cerca de 1 mL
de Cloreto de Ferro (III) e algumas gotas de Hidróxido de sódio. A reação foi observada até
que fosse possível identificar a formação de precipitados.
3.2.4 Reação irreversível
Primeiramente, uma fita de Mg foi devidamente lixada para que em seguida,
pudesse ser adicionada a um microtubo contendo 1 mL de HCl 1,0 mol.L-1. Durante a
reação, é importante que a temperatura seja observada para que possa haver a
classificação da reação posteriormente.
3.2.5 Reação Reversível
Em uma placa de toque, uma gota de Cromato de potássio 0,1 mol.L-1 e uma gota de
HCl 1,0 mol.L-1. Após observar as mudanças na coloração da reação, adicionar duas gotas
de NaOH 1,0 mol.L-1 e analisar as novas mudanças.
3.2.6 Reações redox com metais
Para esta etapa do experimento, seis microtubos de ensaio foram separados e
devidamente numerados. Em seguida, cada tubo recebeu os seguintes reagentes:
TUBO 1: 1 ml de Zn(NO3)2 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Cu(s)
TUBO 2: 1 ml de Zn(NO3)2 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Pb(s)
TUBO 3: 1 ml de CuSO4 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Pb(s)
TUBO 4: 1 ml de CuSO4 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Zn(s)
TUBO 5: 1 ml de Pb(NO3)2 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Cu(s)
TUBO 6: 1 ml de Pb(NO3)2 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Zn(s)
Feito isso, todas as mudanças na reação devem ser observadas.
3.2.7 Iodeto e agentes oxidantes
Em três microtubos de ensaio, realizar as seguintes reações:
1. 1 mL de água destilada + 2 gotas de KMnO4 0,01 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5 mol/L
+ 1 gota de KI 0,1 mol/L
2. 1 mL de água destilada + 2 gotas de K2Cr2O7 0,01 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5
mol/L + 1 gota de KI 0,1 mol/L
3. 1 mL de água destilada + 2 gotas de Fe(NO3)3 0,01 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5
mol/L + 1 gota de KI 0,1 mol/L
Após realizar as etapas descrita acima, em cada tubo, deve-se adicionar uma gota
de suspensão aquosa de amido para que seja possível identificar a formação de I2. Além
disso, é importante ordenar os tubos de acordo com a ordem crescente de poder oxidante.
3.2.8 Comparação do poder oxidante
Primeiramente, separar e enumerar dois microtubos de ensaio, adicionando a eles
os seguintes reagentes:
1. 1 mL de água destilada + 2 gotas de KMnO4 0,01 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5 mol/L
+ 1 gota de H2O2 3%.
2. 1 mL de água destilada + 2 gotas de KI 0,1 mol/L + 2 gotas de água de cloro
É necessário que sejam observadas as possíveis mudanças durante a reação. Além
disso, assim como no experimento 3.2.7, deve-se adicionar uma gota de suspensão aquosa
de amido para queseja possível identificar a formação de I2.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1 Formação de óxido básico
Neste processo, apesar de ser necessário que a fita fosse lixada para retirar a
camada branca de óxido que se forma ao longo do tempo devido ao contato da fita com o
ambiente, este processo não foi feito, resultando em um tempo de reação um pouco mais
lento. Durante a reação de combustão, o magnésio sai do seu estado fundamental Mgo para
Mg2+.
(Figura 1: Fita de Mg sendo levada ao bico de Bunsen.)
A partir do efeito luminoso formado pelo contato da fita com a chama, pode-se
deduzir que se obteve a energia necessária para excitar os elétrons que estavam mantidos
em seu estado fundamental e que, quando essa energia é cessada eles voltam a sua
camada de origem, liberando a energia recebida em forma de luz ou fóton. Levando a
discussão para o cotidiano, podemos exemplificar os fogos de artifício para esclarecer que
cada elemento possui elétrons mantidos em seu estado fundamental por diferentes forças e,
assim, emitindo fontes luminosas de colorações distintas.
Reação de Combustão: 2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)→
Mg0 Mg2+ + 2e- (Oxidação)→
O2 + 4e- 4 O2- (Redução)→
(Figura 2: Aglomerado de cinzas macerado.)
A fita que antes apresentava cor metálica transformou-se em um aglomerado de
cinza esbranquiçada que, em seguida, foi macerada a fim de aumentar sua superfície de
contato. Em seguida, em um recipiente apropriado, um pouco de água foi adicionada ao pó
esbranquiçado para que pudesse formar uma solução líquida, dando a possibilidade de usar
indicadores para comprovar sua basicidade. Dessa forma, primeiramente, foi utilizado papel
de tornassol para verificar seu caráter básico.
MgO(s) + H2O(l) Mg2+ + 2OH-→
Mg2+ + 2OH- Mg(OH)2(aq)→
Ao utilizar o papel de tornassol azul, o indicador se manteve na mesma coloração
pois ele serve apenas de indicativo para ácidos. Todavia, ao utilizar o papel de tornassol
vermelho, foi possível observar sua mudança de cor para levemente azul. Além disso, ao
adicionar umas gotas de fenolftaleína ao meio, foi possível observar uma coloração rosa
evidenciando que em contato com a água há a liberação de hidroxila.
(Figura 3: Verificação da adição de solução a papel de tornassol.)
Quanto à solubilidade foi possível perceber que quando há o aumento de
temperatura de um óxido, consequentemente, sua solubilidade também é aumentada de
forma diretamente proporcional. Vale ainda ressaltar que a medição do pH com fita não foi
feita após a adição do indicador pois a coloração concebida com a fenolftaleína iria
mascarar o resultado.
4.2 Formação de óxido ácido
Durante o experimento, o enxofre elementar foi posto no cadinho e submetido a
aquecimento. Um béquer rinsado com água foi posicionado em cima do cadinho e com o
aquecimento, o enxofre entra em combustão, sendo possível perceber devido a presença
de uma chama azul em cima do enxofre. Com a combustão, também é possível observar as
paredes do béquer esbranquiçadas (fuligem) devido ao excesso de SO2 liberado e também
é notório uma liberação de gás castanho, por isso o exaustor deve ser mantido ligado por
medida de segurança. Sendo assim, ocorrerá a seguinte reação:
S + O2 SO2→
(Figura 4: Aparato para captação do dióxido de enxofre.)
Importante ainda esclarecer que não acontecerá a formação de SO3, pois para
ocorrer a transformação de SO2 em SO3 será preciso a presença de um catalisador a base
de ferro ou vanádio, devido ao seu valor de energia de ativação. Ademais, foi tomado muito
cuidado após a etapa de aquecimento, por isso o béquer foi colocado em cima de uma
porcelana, já que em contato com o piso poderia ocasionar um choque térmico e
conscientemente, a rachadura da vidraria e a perda da nossa amostra.
Sabendo a diferença entre em adsorção e absorção, que são fenômenos somente a
superfície e migração de uma espécie para dentro da outra, respectivamente, o aparato
visto na figura irá funcionar como uma torre de absorção de gases, já que o excesso de
SO2, juntamente com a fuligem, será absorvido pela água aderente nas paredes do béquer
colocado para pegar o máximo de gás, sendo por isso que as paredes se encontram
esbranquiçadas ao final do processo. Visto que a tendência do dióxido de enxofre formado
na combustão gerar ácido sulfuroso posteriormente foi colocado a presença de indicador
para verificar se realmente se trata de um meio ácido.
SO2 + H2O H2SO3→
(Figura 5: Alaranjado de metila adicionado a água destilada e a solução de ácido sulfuroso.)
Para essa verificação não é adequado utilizar o indicador de fenolftaleína, já que
esta possui uma limitação de pH e é indicado para pH acima de 8,3. Por isso foi usado o
alaranjado de metila, indicado para pH em torno de 3,1, se tornando amarelado para pH
maior que 4 e alaranjado entre 3 e 4. Por fim, foi feita a constatação de pH 3 com a fita de
pH.
4.3 Reação de precipitação
Como previsto, no micro tubo de ensaio contendo sulfato de sódio e nitrato de bário
houve a conversão de uma substância a uma forma insolúvel, decorrendo deu um
aglomeramento de precipitado branco do sal insolúvel de sulfato de bário ao fundo,
seguindo a reação:
Ba(NO3)2(aq) + Na2SO4(aq) BaSO4 (s) + 2 NaNO3 (aq)→
BaSO4 Kps = 1,08 × 10-10
Já no microtubo contendo cloreto de ferro III e hidróxido de sódio, também ocorreu a
deposição de um precipitado de hidróxido de ferro marrom escurecido ao fundo do tubo
deixando o sistema bifásico, seguindo a reação:
FeCl3 (aq) + 3 NaOH (aq) Fe(OH)3(s) + 3 NaCl(aq)→
Fe(OH)3(s) Kps = 2,79×10-39
(Figura 6: Tubos contendo soluções de Ba (NO3) 2 e FeCl3, respectivamente.)
Vale ainda ressaltar que no primeiro ensaio, o modelo observado era uma solução,
já que quando apontado o laser neste, não foi possível perceber o efeito Tyndall. Já no
segundo , por sua vez, formou-se uma suspensão coloidal tornando perceptível o caminho
óptico.
4.4 Reação irreversível
Nesse ensaio, a fita de magnésio foi previamente lixada a fim de retirar a camada de
óxido incrustada na fita para que a reação ocorra mais rapidamente.
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
(Figura 7: Fita de magnésio sendo previamente lixada.)
Assim, foi possível observar o borbulhamento indicando o gás hidrogênio subindo e,
dessa forma, gerando calor, caracterizando como uma reação exotérmica direta irreversível
de seta única.
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
(Figura 8: Momento da reação da fita de Mg com o HCl presente no tubo.)
4.5 Reação Reversível
Primeiramente, com a adição da gota de ácido clorídrico a coloração ficou
alaranjada, delimitando a possível dissociação das espécies envolvidas. Já quando foi
adicionado o hidróxido de sódio, a solução voltou para a coloração amarela e foi possível
verificar a seta dupla reversível característica da reação. Isto pode ser explicado pelo fato
dos íons CrO42- e Cr2O72- estabelecerem um equilíbrio químico, o qual transforma o CrO42- -
(íon amarelo) em Cr2O72-, assim como o Cr2O72- (íon alaranjado) se transforma em CrO42- .
Ademais, com a diminuição de pH, o sistema tenderá a formação do Cr2O72-, que se
tornará alaranjada com o HCl.
(Figura 9: Solução voltando a coloração amarela que tinha no início.)
4.6 Reações redox com metais
As reações de oxirredução tem como principal característica a mudança do nox dos
elementos envolvidos. Além disso, são simultâneas, onde sempre haverá um elemento
sendo oxidado enquanto o outro é reduzido.
Ao realizar um experimento de reações de oxirredução, devemos primeiramente, prever
as reações. Essas previsões são possíveis devido a tabela de potenciais padrões de
redução que nos informa se o elemento X durante a reação terá a tendência de se reduzir
ou oxidar. Além disso, a partir do potencial da reação, é possível determinar o ΔG, em que
se trata da variação da energia livre de Gibbs, determinando se a reação será espontânea
ou não dependendo do seu valor resultante.
Em cada um dos seis microtubos de ensaios, reagentes e metais diferentes foram
colocadosa fim observar as mudanças e a espontaneidade das reações.
TUBO 1: 1 ml de Zn(NO3)2 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Cu(s)
Zn(NO3)2 + Cu(s) Cu (NO3)2 (aq) + Zn(s)→
Cu(s) Cu2+(aq) + 2e E = -0,34V→
Zn2+(aq) + 2e Zn(s) E= -0,76V→
E= Eoxidação - Eredução
E= -1,10V (Não espontânea)
TUBO 2: 1 ml de Zn(NO3)2 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Pb(s)
Zn(NO3)2 + Pb(s) Pb (NO3)2 (aq) + Zn(s)→
Pb(s) Pb2+(aq) + 2e E = 0,13V→
Zn2+(aq) + 2e Zn(s) E= -0,76V→
E= -0,63V (Não espontânea)
TUBO 3: 1 ml de CuSO4 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Pb(s)
CuSO4 + Pb(s) Pb SO4 (aq) + Cu(s)→
Pb(s) Pb2+(aq) + 2e E = 0,13V→
Cu2+(aq) + 2e Cu(s) E = 0,34V→
E= 0,47V
TUBO 4: 1 ml de CuSO4 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Zn(s)
CuSO4 + Zn(s) ZnSO4 (aq) + Cu(s)→
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e E= 0,76→
Cu2+(aq) + 2e Cu(s) E = 0,34V→
E= 1,10V (Espontânea)
TUBO 5: 1 ml de Pb(NO3)2 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Cu(s)
Pb(NO3)2 + Cu(s) Cu (NO3)2 (aq) + Pb(s)→
Cu(s) Cu2+(aq) + 2e E = -0,34V→
Pb2+(aq) + 2e Pb(s) E = - 0,13V →
E= -0,47 (Não espontânea)
TUBO 6: 1 ml de Pb(NO3)2 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Zn(s)
Pb (NO3)2 (aq) + Zn(s) Zn(NO3)2 + Pb(s)→
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e E= 0,76→
Pb2+(aq) + 2e Pb(s) E = - 0,13V →
E= 0,63V
Com isso, a partir dos valores dos potenciais de redução, podemos concluir se
houve uma reação espontânea e observar suas características como mostradas nas figuras
abaixo, em que em alguns tubos os metais foram completamente consumidos.
Figura 10: Reações de Oxirredução entre metais e reagentes
4.7 Iodeto e agentes oxidantes
Durante o experimento, foi possível observar as diversas mudanças de coloração
nos microtubos, o que indica que haviam reações ocorrendo no meio. Em três tubos, foram
adicionados componentes diferentes e cada um deles se comportou de uma forma como
demonstrado abaixo:
Tubo 1: Com a presença do Permanganato de Potássio, a solução tinha uma cor
extremamente rosa que é característico desse componente. Após a adição de Ácido
Sulfúrico e Iodeto de Potássio, a cor mudou instantaneamente para um amarelo escuro.
Além disso, pode-se observar o alto poder oxidante do manganês.
Tubo 2: Com a presença do Dicromato de Potássio, a solução tinha uma cor amarelada
bem clara, típico do dicromato que possui essa coloração. Após a adição de Ácido Sulfúrico
e Iodeto de Potássio, o amarelo foi intensificado.
Tubo 3: Diferente do ocorrido no tubo 2, ao adicionar Ácido Sulfúrico e Iodeto de Potássio,
a coloração inicial da reação foi reduzida, ficando mais clara.
Ao final das reações, uma gota de suspensão aquosa de amido foi adicionada ao
microtubo de ensaio e a mudança de coloração foi vista quase que instantaneamente. O
amido presente na solução forma com o I2 um complexo de cor azul bem intensa.
I2(s) + I-(aq) I3-(aq)→
4.8 Comparação do poder oxidante
Durante esse experimento, em dois microtubos foi possível observar o poder
oxidante dos compostos. No microtubo 1, houve a reação entre:
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O→
A partir dessa reação e da análise do Nox de cada um dos seus componentes, foi
possível concluir que o KMnO4 atua como agente oxidante e o H2O2 como agente redutor.
Ainda durante a reação, observou-se a mudança na coloração de um roxo intenso para o
incolor, o que confirma a redução de KMnO4.
Já no microtubo 2, a solução já era incolor e ao final, ficou um amarelo bem claro.
Cl2(aq) + 2 K+(aq) + 2 I-(aq) → 2 K+(aq) + 2 Cl-(aq) + I2(aq)
Cl2(aq) + 2 I-(aq) → 2 Cl-(aq) + I2(aq)
Em seguida, uma gota de suspensão aquosa de amido foi adicionada ao tubo 2,
confirmando a presença de iodeto assim como no experimento anterior, devido a formação
de complexos.
5. CONCLUSÃO
Dentre as novas experiências concebidas nos ensaios abordados acima, ficou claro
e exemplificado cada tipo de reação que podemos a vir a nos deparar futuramente.
Ainda assim, nesta prática ficou evidente a importância da noção de qual indicador
de pH escolher na hora de verificar o caráter de um meio, já que usamos, preferivelmente a
fenolftaleína para pH acima de 8, o alaranjado de metila, para pH em torno de 3 e 4, o azul
de bromotimol para pH próximo a 7, entre outros. Por isso, a fim de retificar a importância
do pH, ao final de cada ensaio foi feita a medição com indicador ao meio, com papel de
tornassol e, por fim, a própria fita de pH.
Outro acontecimento imprescindível foi o direcionamento do laser às soluções de
precipitação a fim de perceber se estas se tratavam de soluções ou suspensões coloidais.
Além do teste prático que, com o lixamento da fita de Mg a reação ocorreu de forma muito
mais rápida do que quando a mesma foi feita na ausência da lixa.
Além dos efeitos visuais gerados pelas reações de oxirredução, sendo facilmente
perceptíveis quando ocorrem, um estudo mais a fundo possibilitou o entendimento da
influência do pH e do poder oxidante que cada espécie terá.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] Ficha de Informação Produto Químico - CETESB - Disponível em:
<https://cetesb.sp.gov.br/> Acesso em: 08 de maio de 2022.
[2] Hidroxido de Sódio - Oswaldo Cruz Disponível em: <
https://www.oswaldocruz.br/download/fichas/Acetato%20de%20c%C3%A1lcio2003.pdf
https://cloud.cnpgc.embrapa.br/wp-content/igu/fispq/laboratorios/%C3%93xido%20de%20c
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[3] Ficha de Informação de Segurança do Produto Químico - FISPQ Disponível em: <
https://micobacterias.ufc.br/wp-content/uploads/2018/10/fispq-cloreto-de-calcio.pdf>. Acesso
em: 08 de maio de 2022.
[4] Solubilidade - Unicamp Dísponivel em:
<https://www.bdc.ib.unicamp.br/bdc_uploads/materiais/versaoOnline/versaoOnline1502_pt/
material 1502_codigoBinario_pt/solubilidade.html>. Acesso em: 08 de maio de 2022.