Relatório de Inorgânica Estudo dos Halogênios

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ – UNIFEI
INSTITUTO DE FÍSICA E QUÍMICA – IFQ
Curso de Licenciatura / Bacharel em Química
Taynara Alves de Carvalho - 31303
Maysa Marques - 32074
EXPERIMENTO 3: ESTUDO DAS PROPRIEDADES DOS HALOGÊNIOS 
ITAJUBÁ - MG
2016
Taynara Alves de Carvalho - 31303
Maysa Marques - 32074
EXPERIMENTO 3: ESTUDO DAS PROPRIEDADES DOS HALOGÊNIOS 
Relatório submetido á professora Geise Ribeiro, como requisito parcial para aprovação na disciplina de Química Inorgânica I Experimental, do curso de graduação em Química Licenciatura/ Bacharel da Universidade Federal de Itajubá.
ITAJUBÁ - MG
2016
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO ............................................................................................4
OBJETIVOS ................................................................................................6
MATERIAIS E MÉTODOS ..........................................................................7
RESULTADOS E DISCUSSÕES ..............................................................12
CONCLUSÃO ............................................................................................17
REFERÊNCIAS ..............................................................................................19
INTRODUÇÃO
	Os elementos do grupo 17, flúor, cloro, bromo, iodo e ástato são denominados halogênios, esse nome é derivado do grego que significada formadores de sais. A química desses elementos é provavelmente mais bem compreendida que a de qualquer outro grupo, exceto os metais alcalinos. Isso se deve em parte por algumas propriedades características desses elementos como a ligações simples dos átomos ou de anions de carga unitária, e também devido à disponibilidade de dados estruturais e físico-químicos da maioria de seus compostos (HOUSECROFT, SHARPE, 2013, p.533).
	O flúor e cloro são gases venenosos, o bromo é um líquido volátil tóxico e o iodo é um sólido que sublima. Eles estão entre os elementos não-metálicos mais reativos. As propriedades químicas dos halogênios podem ser explicadas pelas configurações eletrônicas de valência, ns2np5, que precisam de apenas um elétron para formar a configuração de camada fechada. Para completar o octeto de elétrons de valência no estado elementar, os halogênios usam dois átomos formando moléculas diatômicas, como o F2 e I2. Com exceção do flúor, os demais elementos do grupo 17, podem perder elétrons de valência e seus estados de oxidação variam entre -1 e +7 (ATKINS, 2008). 
	O F2 é um gás amarelo pálido que reage com a maioria das moléculas orgânicas e inorgânicas, o Cl2 é um gás verde amarelado e muito tóxico, o Br2 é o único elemento não metálico líquido, sendo um liquido vermelho escuro, volátil e tóxico, o I2 é um sólido cinza violáceo que sublima como um vapor violeta (ATKINS, 2008). As cores decorrem da absorção de luz quando um elétron do estado fundamental é promovido para um estado de maior energia. Nos elementos mais pesados, os níveis de energia envolvidos estão próximos, dessa forma a energia de excitação diminui cada vez mais, e o comprimento de onda aumenta (LEE,1999).
	Os halogênios são tão reativos que são encontrados na natureza somente na forma de compostos. Eles ocorrem principalmente como haletos, mas o elemento mais facilmente oxidável, o iodo, também é encontrado como iodo de sódio ou potássio, KIO3, nos depósitos de nitratos de metais alcalinos. Como muitos cloretos, brometos e iodetos são solúveis, estes ânions ocorrem nos oceanos e nas salmouras. A principal fonte flúor é o fluoreto de cálcio, que, tendo baixa solubilidade em água, é encontrado em depósitos sedimentares como fluorita,CaF2. O cloro ocorre como cloreto de sódio no sal-gema. O iodo se acumula nas algas, de onde pode ser obtido (ATKINS, 2008).
	São várias as utilidades associadas aos halogênios nas indústrias, por exemplo, o F2 na indústria de combustível nuclear, dicloro empregado como agente de branqueamento no papel, brometo de prata na industria de fotografia, sal iodado que nos fornece suplemento de iodo, dentre outros (HOUSECROFT, SHARPE, 2013,p.535).
	É importante ressaltar os haletos de hidrogênio, que são compostos químicos formados por elementos do grupo 17, dos halogênios, um exemplo é o ácido clorídrico, HCl, que é uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio. Este haleto é um produto químico industrial valioso, ele pode ser preparado por meio da reação entre o hidrogênio e o cloro, mas a reação rápida e exotérmica é difícil de ser controlada, por isso é necessário atenção e cuidado. O método clássico de obtenção no laboratório é utilizar a reação de NaCl com ácido sulfúrico (KOTZ,TREICHEL,WEAVER, 2010, p.941). 
	Algumas reações apresentam desproporcionamento, que trata-se de uma reação redox em que um mesmo elemento sofre simultaneamente oxidação e redução. As reações de desproporcionamento ocorrem quando um íon em um dado estado de oxidação se decompõe formando íons com o elemento em questão em um estado de oxidação mais alto e mais baixo. Um exemplo de uma reação de desproporcionamento com halogênio é do cloro, que vai de cloro zero para cloro (-1) e cloro (+1), (OLIVEIRA, 2015): 
Cl2(aq) + H2O(l) Cl-(aq) + HOCl(aq) + H+(aq)
	 	Existem vários diagramas que apresentam a estabilidade relativa para diferentes estados de oxidação em solução aquosa. Os diagramas de Latimer, são úteis para apresentar os dados quantitativos para cada elemento. Em um diagrama de Latimer para um elemento, o valor numérico do potencial padrão (V) é escrito sobre a linha horizontal que conecta as espécies de um elemento em diferentes estados de oxidação. A forma mais oxidada do elemento fica a esquerda e as espécies a direita estão em estados de oxidação sucessivamente mais baixos. O diagrama mencionado sintetiza uma grande quantidade de informações em uma forma compacta e mostra as relações entre várias espécies de uma maneira particular e clara, auxiliando o entendimento das reações envolvidas bem como os elementos envolvidos (ATKINS, 2008, p.175).
	
OBJETIVOS 
	O objetivo desse experimento foi estudar as propriedades dos halogênios e dos haletos (HCl).
MATERIAIS E MÉTODOS 
Materiais 
Tubos de ensaio 
Béquer
Cápsula de porcelana
Bastão de vidro
Espátula
Tubo U
Pinça
Garras
Suporte universal
Capela
Conta gotas
Tubos de plásticos
Eletrodos
Fonte de corrente contínua
Vidro relógio
Água destilada
Solução Iodeto de Potássio (KI) 0,1 mol L-1
Clorofórmio (CHCl3)
Etanol (C2H5OH)
Iodo (I2) sólido
Solução Hidróxido de Sódio (NaOH) 1,0 mol L-1
Solução Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1 mol L-1
Solução de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol L-1
Ácido clorídrico (HCl) concentrado
Zinco (Zn) em pó
Nitrato de chumbo (Pb(NO3)2)
Nitrato de prata (AgNO3)
Solução de Brometo de potássio (KBr) 0,1 mol L-1
Brometo de potássio (KBr) sólido
Dióxido de manganês (MnO2) sólido
Ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado
Cloreto de sódio (NaCl) sólido
Solução saturada de Cloreto de sódio (NaCl)
Solução de Sulfito de sódio (Na2SO3) 1,0 mol L-1
Permaganato de potássio (KMnO4) sólido
Fenolftaleína
Indicador universal
Métodos
IODO
Solubilidade 
	Transferiu-se para quatro tubos de ensaio cerca de 2,0 mL de água destilada, KI 0,1 mol L-1, etanol e clorofórmio. Adicionou-se a cada tubo um cristal pequeno de Iodo. Agitou-se brm r observou-se os resultados.
Desproporcionamento de I2 em meio alcalino
	Transferiu-se um pequeno cristal de Iodo para um tubo de ensaio e então adicionou-se cerca de 2,0 mL de solução de 1,0 mol L-1 de hidróxido de sódio. Agitou-se por alguns minutos até que o sólido dissolvesse e anotou-se as observações. Acrescentou-se 2,0 mL de água destilada e dividiu-se a solução em dois tubos de ensaio. Adicionou-se em um dos tubos gota a gota de solução 1,0mol L-1 de ácido clorídrico para acidificar a solução. Agitou-se vigorosamente e anotou-se as observações obtidas. Adicionou-se aos dois tubos um pouco de clorofórmio, agitou-se novamente e observou-se os resultados para comparação. 
Reação de Iodo com Zinco
	Em uma cápsula de porcelana seca, misturou-se um pouco de zinco em pó com uma quantidade equivalente de iodo em pó, previamente triturado. Colocou-se a cápsula na capela e abaixou-se parcialmente o vidro da mesma. Adicionou-se algumas gotas de água destilada para iniciar a reação e observou-se. Adicionou-se mais água, agitou-se, filtrou-se e acrescentou-se aos poucos, ao filtrado, gotas de solução de nitrato de chumbo. 
BROMO
Obtenção do Bromo
	Colocou-se em um tubo de ensaio uma ponta de espátula de brometo de sódio sólido. Adicionou-se uma quantidade aproximadamente igual de dióxido de manganês. Segurou-se o tubo com auxilio de uma pinça de madeira e, na capela, acrescentou-se cerca de 10 gotas de ácido sulfúrico concentrado e observou-se.
Reatividade do Bromo
	Colocou-se em um tubo de ensaio um pouco de solução de iodeto de potássio. Adicionou-se um pouco de clorofórmio, agitou-se e observou-se os resultados. Em seguida, adicionou-se uma gota de solução de bromo, agitou-se e foi observado os resultados. 
CLORO
Obtenção de Cloro (Eletrólise de solução saturada de Cloreto de Sódio)
	Este procedimento foi realizado na capela pela professora uma única vez para todas as bancadas. 
Mediu-se cerca de 20,0 mL de solução saturada de Cloreto de sódio em béquer e adicionou-se gotas de solução de indicador universal. Agitou-se e transferiu-se o liquido para um tubo em U, até chegar próximo ás bordas.
Prendeu-se o tubo em U, utilizando uma garra, em um suporte universal. Mergulhou-se dois eletrodos de grafite na solução e ligou-se a uma fonte de corrente continua e observou-se. 
Após alguns minutos de eletrólise, desligou-se a fonte e removeu-se os eletrodos. Verificou-se, com muito cuidado, se eles apresentavam cheiro característico.
Com auxílio de um conta gotas, transferiu-se um pouco da solução do compartimento anódico (pólo positivo) para um tubo de ensaio e acrescentou-se solução de iodeto de potássio. Adicionou-se um pouco de clorofórmio e observou-se.
Repetiu-se o ensaio do item (d) utilizando uma solução de brometo de potássio no lugar de iodeto de potássio. 
Reatividade do Cloro
Parte I
	Colocou-se em um tubo de ensaio, 2,0 mL da solução saturada de KBr. Adicionou-se aproximadamente 3,0 mL de clorofórmio (CHCl3), agitou-se e observou-se. Em seguida, adicionou-se, gota a gota, NaClO, agitou-se e observou-se. Repetiu-se todo o procedimento anterior, utilizando solução de KI 0,1 mol L-1 no lugar de KBr. 
Parte II
	Montou-se a aparelhagem conforme esquematizado no roteiro da prática. Foi necessário bastante atenção na posição dos tubos de plásticos, para que permitisse o borbulhamento do gás, produzido no tubo A, nas soluções dos tubos B, C, D e E. Colocou-se no tubo B 3,0 mL de solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1, adicionou-se água destilada até completar o meio do tubo e colocou-se uma gota de solução de fenolftaleína. No tubo C, colocou-se 7,5 mL de solução de solução de iodeto de potássio 0,1 mol L-1. Em D colocou-se 7,5 mL de solução de brometo de potássio 0,1 mol L-1. E no frasco E adicionou-se 18 mL de sulfito de sódio 0,1 mol L-1. Durante a montagem dos tubos, algumas alterações nas quantidades de soluções foram necessárias para que todos os tubos ficassem preenchidos até o meio. Colocou-se no tubo A cerca de 0,5 g de Permanganato de potássio sólido e em seguida 1,5 mL de HCl concentrado. Fechou-se o tubo rapidamente e observou-se. O gás gerado no tubo A deveria passar pelos demais frascos. Observou-se as reações químicas nas soluções contidas nos frascos B, C e D. 
PROPRIEDADE DOS HALETOS
Reação de Cloreto de sódio com Ácido sulfúrico concentrado
	Transferiu-se uma ponta de espátula de Cloreto de sódio para um tubo de ensaio. Segurou-se o tubo com auxílio de uma pinça de madeira e, na capela, adicionou-se lentamente ácido sulfúrico concentrado com um conta gotas até cobrir o sólido. Identificou-se o gás liberado colocando na boca do tubo de ensaio:
um pedaço de papel indicador levemente umedecido;
A ponta de um bastão de vidro previamente mergulhado em uma solução de nitrato de prata.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
IODO
Solubilidade
	Ao adicionar os cristais de Iodo na água destilada, obteve-se um liquido amarelo claro com sólidos ao fundo do tubo, ou seja, percebesse que há diferença de polaridade entre as moléculas da água e do Iodo, não acontecendo total dissolução. A coloração amarela indica que parte pode ser dissolvida, devido à reação de dipolo induzido que acontece, mas não é forte suficiente para dissolvê-lo por completo. 
	Analisando as outras reações exceto a com iodeto de potássio, observou-se que a coloração se intensificou, sendo castanho escuro (ferrugem) para o etanol e violeta para o clorofórmio. Essas colorações são provenientes da solubilidade do iodo com esses compostos, ocorrendo também devido à polaridade. O I2 possui momento dipolo igual à zero, o que indica que é uma molécula apolar, sendo assim, sabe-se que moléculas apolares solubilizam melhor em moléculas apolares, logo o mesmo ocorre para moléculas polares. Considerando essa propriedade, temos então que a polaridade cresce respectivamente do clorofórmio para a água, levando em conta que solubilizará facilmente com o clorofórmio, mesmo este sendo uma molécula polar, pois possui seu momento dipolo menor do que os outros. Já com o iodeto de potássio a solução de iodo solubiliza mais facilmente, obtendo uma reação com coloração escura.
	A solubilidade do Iodo é limitada em água, mas é muito mais solúvel em soluções contendo íon iodeto. Esse fato é atribuído à formação do íon castanho que indica a presença do triiodeto, I3, como mostra a reação:
I2(S) + I-(aq) I3-(aq)
	A medida que adiciona iodeto, a tendência é que aumente a solubilidade produzindo o triiodeto, por isso temos que o iodo solubiliza mais facilmente com o iodo de potássio do que com a água.
Desproporcionamento de I2 em meio alcalino
	Ao adicionar NaOH no cristal de iodo, observou-se que a solução apresentou coloração amarela clara. O observado foi o desproporcionamento do iodo em meio alcalino. A reação que aconteceu foi:
I2(S) I-(aq) + OI-(aq)
 NaOH
	Ao dividir a solução em dois tubos observou-se que adicionando ácido clorídrico em um deles teve mudança na coloração para uma cor mais forte que intensificava á medida que aumentava a quantidade de ácido. Neste caso temos que em solução básica o iodo se desproporciona em I- e OI-, já em solução ácida o equilíbrio desloca no sentido de formação do iodo. Foi adicionado nos dois tubos clorofórmio, o que observou foi a formação de solução bifásica, mas no tubo acidificado pelo ácido clorídrico apresentou uma solução com coloração violeta, isso indica que o equilíbrio foi deslocado no sentido de formação de I2 e este é solúvel em clorofórmio. 
Reação de Iodo com Zinco
	Misturou-se o zinco em pó com o iodo em pó, previamente triturado, ao adicionar água aos poucos, observou-se que houve liberação de gás de coloração violeta. Isso ocorreu, pois trata-se de uma reação exotérmica e o gás violeta é proveniente do iodo que estava em excesso. A reação ocorrida foi:
Zn(s) + I2(s) Zn2+(aq) + 2I-(aq)
	Após ter adicionado água e a reação acontecer, filtrou-se o que estava contido na cápsula de porcelana, e adicionou-se ao filtrado gotas de solução de nitrato de chumbo, o que confirmou a formação de íons I- na primeira reação, pois formou precipitado amarelo, caracterizando o iodeto de chumbo (PbI2), conforme mostra a reação:
Pb2+(aq) + 2I-(aq)PbI2(s)
	
BROMO
Obtenção do Bromo
	Na reação de NaBr, MnO2 e H2SO4 formou-se Br2, devido a reação ser deoxirredução em que o íon brometo que tem carga -1 foi oxidado para bromo com carga 0, conforme mostra a reação:
2NaBr(s) + MnO2(s) + 2H2SO4(l) Na2SO4(aq)+ MnSO4(aq) + Br2(aq)+ 2H2O(aq)
Reatividade do Bromo
	Ao adicionar clorofórmio na solução de iodeto de potássio observou-se que a solução tornou-se bifásica. Ao acrescentar na solução obtida algumas gotas de solução de bromo, observou-se que uma das fases da solução tornou-se de incolor para violeta, o que indicou a formação de iodo, conforme mostra a reação:
Br2(aq)+ 2I-(aq) I2(aq) + 2Br(aq)
	Com base na reação, podemos dizer que o Br2 é o agente oxidante e mais reativo do que o iodo, oxida o iodeto de I-1 a I2 e sofre redução formando o íon brometo Br-.
CLORO
Obtenção de Cloro (Eletrólise de solução saturada de Cloreto de Sódio)
	Uma das maneiras de obtenção do cloro é pela eletrólise de solução saturada de Cloreto de Sódio. Após montar o esquema para o experimento ligou-se a fonte para iniciar a reação. No cátodo (pólo negativo) acontece mudança de coloração, estava incolor indicando meio ácido e passou para rosa claro indicando basicidade do meio, considerando que na solução adicionou-se indicador universal. No ânodo (pólo positivo) observou-se a formação de um gás, com um odor característico do cloro, mas teve liberação de gás (cloro) no cátodo também, e pelas reações nota-se que também foi liberado gás H2. As equações mostram as reações ocorridas para obtenção do cloro (Cl2):
Dissociação do NaCl: 2NaCl(aq) 2Na+(aq)+ 2Cl-(aq)
Autoionização: 2H2O(l) 2H+(aq) + 2OH-(aq)
Semi-reação no ânodo: 2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e-
Semi-reação no cátodo: 2H+(aq) + 2e- H2(g)
Equação global: 2NaCl(aq) + 2H2O(l) 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) + Cl2(g)
	Transferiu-se um pouco da solução do compartimento anodico para um tubo de ensaio e adicionou-se solução de iodeto de potássio. Observou-se que a solução ficou com coloração alaranjada. Ao acrescentar clorofórmio notou-se a formação de duas fases, sendo que a parte debaixo ficou com coloração violeta, o que indica que o cloro formado na eletrólise reagiu com o íon iodeto (I-) formando iodo (I2). Sendo o cloro mais reativo dentre os demais halogênios estudados nesta prática, ele atua como agente oxidante, sofrendo redução para íon cloreto e oxidando o iodeto à iodo, como mostra a equação:
Cl2(aq) + 2I-(aq) 2Cl-(aq) + I2(aq)
	O mesmo procedimento se aplica quando substituiu-se o iodeto de potássio por brometo de potássio. A solução apresentou coloração amarela, e ao acrescentar clorofórmio a solução tornou-se bifásica, isso ocorreu pois o cloro oxidou o íon brometo à bromo, sofrendo então redução: 
Cl2(aq) + 2Br-(aq) 2Cl-(aq) + Br2(aq)
Reatividade do Cloro
Parte I
	Ao adicionar clorofórmio à solução saturada de brometo de sódio observou-se a formação de duas fases, ambas incolores. A equação que expressa à reação é: 
NaBr(aq) + CHCl3(aq) NaCHCl3(aq) + Br(aq)
	Ao adicionar gotas de solução de cloro (NaClO), a solução formada acima, não observou-se mudança de coloração. Uma possível causa para tal processo pode ter sido causado pelo reagente, pois a solução deveria ter mudado a coloração de incolor para alaranjada, pois o bromo sofre oxidação de acordo com a equação:
2NaBr(l) + Cl2(g) 2NaCl(aq) + Br2(aq)
	Utilizou-se o mesmo procedimento citado acima, trocando apenas o NaBr por KI. Ao adicionar clorofórmio á solução de iodeto de potássio observou-se a formação de duas fases, a de cima sendo amarelo e a debaixo violeta claro. Isso se deve, pois a reação propiciou a formação de I2, sendo o iodo solúvel em clorofórmio, obteve-se a coloração violeta claro conforme mostra a reação: 
2KI(l) + Br2(aq) 2NaBr(aq) + I2(aq)
Parte II	
	No procedimento, da parte II, de reatividade do cloro, o tubo A contendo ácido clorídrico e permanganato de potássio reagiu fortemente e observou-se liberação de gás. Esse gás possuía coloração esverdeada, o que indica a formação de cloro (Cl2). A equação da reação mencionada é:
16HCl(l) + 2KMnO4(s) 2KCl(aq) + 2MnCl2(aq) + 8H2O(aq) + 5Cl2(g)
	Esse gás formado passou pelos tubos B, C, D e E, que possuíam respectivamente, hidróxido de sódio diluído com gotas de fenolftaleína, iodeto de potássio, brometo de potássio e sulfito de sódio concentrado. Em cada um, observou-se diferentes reações.
	No tubo B o gás cloro reagiu com solução básica, ocasionando o desproporcionamento, tornando a solução de rosa para rosa claro tendendo para o incolor, o que evidencia que o meio deixou de ser básico e estava passando para meio ácido:
6NaOH(l) + 3Cl2(g) 5NaCl(aq) + NaClO3(aq) + 3H2O(aq)
	
	No tubo C o gás cloro reagiu com o iodeto de potássio, o que ocasionou sua redução e oxidação do íon I- para I2, por se tratar de um forte agente oxidante, e por também ser mais reativo que os demais halogênios (Iodo e Bromo), de acordo com a equação: 
Cl2(g) + 2KI(aq) 2KCl-(aq) + I2(aq)
 	
	No tubo D o gás cloro reagiu com o íon brometo, provocando mudança de coloração da solução para marrom, sendo também nesse processo o agente oxidante, sofrendo assim redução e oxidando o Br- para Br2, conforme reação: 
Cl2(g) + 2KBr(aq) 2KCl-(aq) + Br2(aq)
PROPRIEDADES DOS HALETOS
Reação de Cloreto de sódio com ácido sulfúrico concentrado 
	Ao adicionar ácido sulfúrico concentrado no sólido de NaCl percebe-se a formação de um gás. O papel indicador que foi colocado na boca do tubo de ensaio tornou-se vermelho (antes era azul), evidenciando a formação de ácido, porém deve-se considerar que poderia ter formado vapor de H2SO4. A reação é:
2NaCl(s) + H2SO4(s) 2HCl(g)+ Na2SO4(aq)
	Para se confirmar a liberação de HCl, fez-se um segundo teste, colocando na ponta de um bastão de vidro solução de AgNO3. E observou-se a formação de uma camada branca na superfície do bastão, ou seja, um precipitado. O HCl contido na solução reagiu com o sal formando cloreto de prata (AgCl). A reação ocorrida então é:
AgNO3(aq) + HCl(g) AgCl(s) + HNO3(aq)
CONCLUSÃO
	Este experimento possibilitou diferentes analises de propriedades químicas dos elementos do grupo 17 da tabela periódica, os halogênios, bem como do haleto HCl. Dentre os elementos estudados o iodo e o bromo mostraram-se menos reativos que o cloro, que alem de ser mais reativo mostrou-se como um excelente agente oxidante. 
	Algumas evidências químicas como, por exemplo, desprendimento de gás, alteração na coloração, odor, formação de precipitado, foram observadas e analisadas, contribuindo com a aprendizagem e facilitando a compreensão para os próximos experimentos, pois saberemos identificar mais facilmente alguns elementos que caracterizamos nesta prática. 
	Observou-se também que cada elemento apresenta um tipo de solubilidade dependendo do solvente utilizado, como foi analisado nos métodos de obtenção dos mesmos. Apenas um experimento não foi satisfatório, possivelmente devido ao reagente não apresentar condições adequadas para uso, os demais observados apresentaram coerência com a literatura. 
REFERÊNCIAS 
SHRIVER, D.F.; ATKINS, P.W.; OVERTON, T.L.; Rourke, J.P.; Weller, M.T.; Armstrong, F.A. “Química Inorgânica”. 4 ed. Porto Alegre: Bookman, 2008. 
ATKINS, P.; JONES, L. “Princípios de Química”. 5 ed. Porto Alegre: Bookman, 2008.
RUSSELL, J.B. “Química Geral”. 2 ed.; vol 2. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994.
LEE, J.D. “Química Inorgânica Não Tão Concisa”. 5 ed. São Paulo: Blucher, 1999.
KOTZ, J.C.; TREICHEL, P.M.; WEAVER, G.C. “Química Geral e Reações Químicas”. 6 ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010.
HOUSECROFT, C.E.; SHARPE, A.G. “Química Inorgânica”. 4. Ed. Rio de Janeiro: LTC, 2013.
Polaridade e Solubilidade. Disponível em: http://pt.slideshare.net/AugustoSrgioCostaSouza/polaridade-e-solubilidade-atualizada
Acesso em: 28/08/2016
OLIVEIRA, Paulo. “Oxidação e Redução”. Docslide. Disponível em: http://webcache.googleusercontent.com/search?q=cache:Hx6B6Ez7JEIJ:docslide.com.br/documents/oxidacao-e-reducao-diagrama-de-latimer-a-forma-mais-simples-de-mostrar-as-relacoes-termodinamicas-aplicadas-a-quimica-inorganica-de-solucoes-foi-introduzida.html+&cd=8&hl=pt-BR&ct=clnk&gl=brAcesso em: 28/08/2016