Relatório de Química Inorgânica II o CERTO

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Relatório de Química Inorgânica II
Prática: Estudo do Crômio, Manganês, Ferro, Cobalto e Cobre
Data:
Curso: Meio Ambiente
Alunos: Gabriel Lhama, Thayanne de Souza Andrade e Vitor Gabriel Azeredo
Professor: Diego Lopes
OBJETIVO
Analisar o comportamento dos metais de transição: Cobalto, Cobre, Crômio, Ferro e Manganês, o poder oxidante ou redutor quando um destes se misturam, seus caráteres de anfoterismo e o poder de oxidação ou redução em meio ácido ou básico.
MATERIAIS E REAGENTES 
 Reagentes
Solução de ácido sulfúrico (H2SO4(aq) – 0,10 mol/L e diluído)
Solução de ácido clorídrico (HCL(aq) – 5% (m/v) e 10% (m/v))
Solução de ácido nítrico concentrado (HNO3(aq))
Cobre Metálico (Cu(s))
Solução de cloreto de cobalto II (CoCl2(aq) –3% m/v)
Solução de cloreto de crômio (CrCl3(aq) – 0,1 mol/L)
Solução de cloreto férrico (FeCl3(aq) – 0,1 mol/L)
Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7(aq) – 0,1 mol/L)
Ferro Metálico (Fe0)
Ferricianeto de Potássio (K3[Fe(CN)6](aq) – 0,1 mol/L)
Solução de ferrocianeto de potássio (K4[Fe(CN)6](aq) – 0,1 mol/L)
Solução de hidróxido de sódio (NaOH(aq) – 5% e 0,1 mol/L)
Goma de amido (folha de papel)
Solução de iodeto de potássio (KI(aq) – mol/L)
Solução de peróxido de hidrogênio (H2O2(aq) – mol/L)
Solução de permanganato de potássio (KMnO4(aq) – 0,1 mol/L)
Solução de sulfato cúprico (CuSO4.5H2O(aq) – 0,1 mol/L)
Solução de sulfato ferroso amoniacal (0,10 mol/L)
Sulfito de Sódio (Na2SO3(s))
Solução de tiocianato de potássio (KSCN(aq) – 0,1 mol/L)
 Vidrarias e Equipamentos 
Bico de Bunsen 
Cadinho
Espátula
Pinça metálica
Pinça de Madeira
Pipeta graduada 1,0 mL e 5.0 mL
Proveta 2L
Tubos de ensaio
Vidro de relógio 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
 Estudo do Crômio 
Redução do íon dicromato
Em um tubo de ensaio, adicionou-se aproximadamente 1,0 mL de solução de dicromato de potássio e 2,0 mL de ácido sulfúrico 0,10 mol/L. Para outro tubo seco, foi transferido alguns cristais de sulfito de sódio e, em seguida, despejou-se a mistura do primeiro tubo no tubo que continha sulfito de sódio.
Anfoterismo do hidróxido de crômio III
Adicionou-se a dois tubos de ensaio 1,0 mL de cloreto de cromo III. Em seguida, foi adicionado aos dois tubos uma solução de hidróxido de sódio 5% até ser observado a formação de precipitado.
Posteriormente, a um dos tubos, adicionou-se certa quantidade de ácido clorídrico. Ao outro tubo, foi adicionado excesso de hidróxido de sódio 5%. Observou-se os resultados.
Oxidação ao íon cromato
Transferiu-se cerca de 2,0 mL do conteúdo do tubo de ensaio da experiência II para outro tubo. Em seguida, a este tudo, adicionou-se algumas gotas de peróxido de hidrogênio.
Estudo do Manganês 
Numero de oxidação do manganês (demonstrativo) 
Adicionou-se a um cadinho uma pequena porção de permanganato de potássio e em seguida, iniciou-se o aquecimento, continuou até que houvesse liberação gasosa. Em seguida, verteu-se o sal aquecido em uma proveta de 2 L contendo água.. Observou-se as mudanças ocorridas.
Formação do íon manganato
Adicionou-se a um tubo de ensaio, aproximadamente 2,0 mL de solução de permanganato de potássio e 3,0 mL de hidróxido de sódio 5%. Em seguida, a um dos tubos, foram adicionados alguns cristais de sulfito de sódio. 
Poder oxidante do íon permanganato 
Em um tubo de ensaio, adicionou-se 2,0 mL de solução de permanganato de potássio e 1,0 mL de uma solução de ácido sulfúrico 0,10 mol/L. Em seguida, transferiu-se 1,0 mL de uma solução de iodeto de potássio 0,1 mol/L para o tubo. Em seguida, foi imerso um pedaço de folha na solução.
O procedimento acima foi repetido, trocando apenas a solução de ácido sulfúrico por uma solução de hidróxido de sódio 5%. Em seguida, foi imerso um pedaço de folha na solução. Em seguida, foi imerso um pedaço de folha na solução.
 Estudo do Ferro
Identificação do ferro II
Em quatro tubos de ensaio contendo 2,0 mL de sulfato ferroso amoniacal, adicionou-se algumas gotas das soluções (uma em cada tubo) de: ferricianeto de potássio, tiocianato de potássio, ferrocianato de potássio e hidróxido de sódio (todas de mesma concentração: 0,1 mol/L). Observou-se os resultados.
Identificação do ferro III
Em quatro tubos de ensaio contendo 2,0 mL de cloreto férrico, adicionou-se algumas gotas das soluções (uma em cada tubo) de: ferricianeto de potássio, tiocianato de potássio, ferrocianato de potássio e hidróxido de sódio (todas de mesma concentração: 0,1 mol/L). Observou-se os resultados. 
Oxidação do íon ferro II a íon ferro III
A um tubo de ensaio, foram adicionados 1,0 mL de solução de sulfato ferroso amoniacal e 1,0 mL de ácido sulfúrico diluído. Em seguida, adicionou-se ao tubo algumas gotas de permanganato de potássio. Após, foi feito o teste para que fosse identificado Fe2+ e Fe3+ para determinação da espécie presente após a reação.
Oxidação de ferro metálico 
A um tubo de ensaio contendo 5,0 mL de uma solução 5% de ácido clorídrico foi adicionado uma pequena porção de ferro metálico e aqueceu-se o tubo. Em seguida, realizou-se o teste para identificação de Fe2+ e Fe3+ para a caracterização da espécie presente após a reação.
Estudo do Cobalto
Oxidação do íon cobalto II
A um tubo de ensaio contendo 2,0 mL de uma solução de Co2+, foi adicionado 2,0 mL de uma solução de NaOH. Em seguida, ao produto formado, adicionou-se algumas gotas de peróxido de hidrogênio.
Estudo do Cobre 
Redução do íon cobre II ao íon cobre I
Em um tudo de ensaio contendo 2,0 mL de uma solução de sulfato de cobre II, foi adicionado algumas gotas de solução de iodeto de potássio até ser observado a formação de precipitado. Observou-se as mudanças ocorridas. Em seguida, foi imerso um pedaço de folha na solução. 
Redução do íon cobre II a cobre metálico 
Em um tubo de ensaio contendo 3,0 mL de uma solução de sulfato de cobre II, foi introduzido um pedaço de ferro metálico (sem sinais de oxidação). 
Oxidação do cobre metálico a cobre II 
Na capela, adicionou-se a um tubo de ensaio um pedaço de cobre metálico e 2,0 mL de ácido nítrico concentrado.
RESULTADO E DISCUSSÃO
 Estudo do crômio
Redução do íon dicromato
No tubo contendo dicromato de potássio (K2Cr2O7(aq)) e ácido sulfúrico (H2SO4), adicionou-se alguns cristais de sulfito de sódio (Na2SO3(aq)), alterando a cor da solução que, inicialmente era laranja e ficou verde escuro. O íon dicromato, em presença do H+ do ácido, se reduz a íon Cr3+ (reações 1 e 2) dando a solução coloração verde, que é característica do íon Cr3+ (Atkins, 2006, pág. 701 e VOGEL, 1981, pág. 393).
Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) ⇄ 2Cr3+(aq) + 3SO42-(aq) + 7H2O(l) (1)
Cr2O72-(aq) ⇄ Cr3+(aq) E0 = +1,33V (2)
Anfoterismo do hidróxido de crômio III
Ao adicionar hidróxido de sódio (NaOH) nos tubos contendo cloreto de cromo III (CrCl3), houve a formação do precipitado de coloração verde (VOGEL, 1981, pág. 282) (reação 3).
Cr3+(aq) + 3OH-(aq) ⇄ Cr(OH)3↓ (3)
Em um dos tubos, foi adicionado ácido clorídrico, havendo então a dissolução do precipitado, voltando ao estado de cloreto de cromo III. Esta reação é reversível por adição de ácido, pois, este dissolve o precipitado (VOGEL, 1981, pág. 283)
No outro tubo, onde foi adicionado excesso de hidróxido de sódio, é formado um complexo, o tetrahidroxicromato (III) (reação 4). O complexo é formado pelo excesso de base adicionada e, em excesso da mesma, se dissolve, formando íons de tetrahidroxicromato (III) ou íons cromito (VOGEL, 1981, pág.283).
Cr(OH)3(aq) + OH-(aq) ⇄ [Cr(OH)4]-(aq) (4)
As reações 3 e 4 evidenciam o caráter anfótero do hidróxido de cromo, agindo ora como ácido, ora como base. 
Oxidação ao íon cromato
Ao adicionar peróxido de hidrogênio a uma solução alcalina de tetrahidroxicromato (III), obtém-se uma solução de coloração amarela devido a oxidação do Cr3+ (Reação 5 e 6). 
2[Cr(OH)4]-(aq) + 3H2O2(aq) + 2OH-(aq) → 2CrO42-(aq)+ 8H2O(l) (5)
Cr3+(aq) → CrO42- E0= -0,13V (6)
Estudo do manganês 
Número de oxidação do manganês (demonstrativo)
Ao verter o permanganato de potássio aquecido, na água e no meio ligeiramente ácido, verificou-se que inicialmente que a coloração ficou verde, mas logo em seguida começou a tornar-se violeta (cor de origem), com pouco precipitado preto. Isso se dá, devido às mudanças de nox sofridas pelo manganês. Já em caráter básico, a solução ficou totalmente verde, com mais precipitados marrons do que em caráter ácido e neutro. Isso mostra que os menores estados de oxidação são mais estáveis em meio básico e os mais elevados em meio ácido, tendo em vista que o Mn3+ tem cor característica preta e Mn7+ coloração rosa pálido. (LEE, J.D, 1999, págs. 373,374,375).De acordo com as reações 7 e 8 a seguir.
MnO4-(aq) + 8H+(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l) E0 = +1,51 (7)
MnO4-(aq) + 4OH-(aq) →MnO2(aq) + 2H2O(l) E0 = +0,59 (8)
Formação do íon maganato
Ao adicionar o permanganato de potássio, com hidróxido de sódio e alguns sulfitos de sódio obteve-se uma coloração marrom. Como será visto no 4.5.1 em caráter básico, as espécies do manganês são os mais baixos. Contudo, o íon com nox +5 é encontrado no meio básico, com a presença do sulfito porque que este irá sofrer oxidação pelo permanganato e este, acabar se reduzindo, de acordo com a reação abaixo. (VOGEL, 1905, pág. 333)
KMnO4(aq) + Na2SO3(aq) ⇌ MnO-2(aq) + Na2SO4(aq) (9)
Poder oxidante do íon permanganato 
Ao adicionar permanganato com o ácido sulfúrico e iodeto de potássio, obteve-se uma cor marrom, com precipitado azul. Isso mostra que o permanganato, desta vez, é reduzido pelo iodo, ficando com nox 2+, com formação do mesmo (precipitado), que por sua vez será depositado no pedaço de papel, como citado no item 4.5.1 (reação 10). (QUAGLIANO, J.V, 1973, página 478)
2MnO4-(aq) + 10I-(aq) + 16H+(aq) ⇌ 5I2(aq) + 2Mn2+(aq) + 8H20(l) E0 = -0,54V (10)
Ao trocar o ácido sulfúrico por hidróxido de sódio e em seguida imergir uma tira de papel na solução, foi possível observar que a solução deixa de possuir uma coloração roxa e assume uma coloração verde com presença de corpo de fundo de coloração castanha. Isso se da pois, em meio alcalino, há a formação de dióxido de manganês (MnO2) de acordo com a reação 11 (LEE, 1999, p.378).
MnO4-(aq) + 2H2O(l) + 3e- → MnO2↓ + 4OH-(aq) E0 = +1,23V (11)
 Estudo do ferro
Identificação do ferro II
A um dos tubos contendo solução de sulfato ferroso amoniacal – (NH4)2Fe(SO4)2.6H2O – (solução incolor) foi adicionado algumas gotas de ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]), formando um complexo de coloração azul intensa e a formação de um precipitado de mesma cor, conhecido como Azul de Turnbull. (RUSSELL, 1994, pág. 1151), como pode ser vido na reação 12 (sem os íons espectadores): 
3Fe2+(aq) +2[Fe(CN)6]3+(aq) ⇄ Fe3[Fe(CN)6]2↓ (12)
Em soluções aquosas, o íon Fe2+ não é o íon mais estável do ferro, pois, em um ambiente com grande presença de oxigênio, este tende a se converter em sua forma mais oxidada, ou seja, o Fe3+, sendo, portanto, um grande agente redutor (VOGEL, 1981, pág. 268). 
No segundo tubo, foram adicionadas algumas gotas de tiocianato de potássio (KSCN), dando uma coloração amarelo pálido, formando o complexo [Fe(SCN)4]2- como é mostrado na reação (13) a seguir: 
Fe2+(aq) + 4SCN-(aq) ⇄ [Fe(SCN)4]2-(aq) (13)
Ao terceiro tubo, foi adicionado ferrocianato de potássio (K4[Fe(CN)6]), dando origem a – em condições atmosféricas normais – uma solução de coloração azul e precipitado azul-pálido (VOGEL, 1981, pág. 269).como na reação 14: 
4Fe2+(aq) + 2[Fe(CN)6]4+(aq) ⇄ Fe4[Fe(CN)6]2↓ (14)
No quarto tubo contendo a solução de sulfato ferroso amoniacal (NH4)2Fe(SO4)2.6H2O, ao adicionar hidróxido de sódio (NaOH), formou-se uma solução verde e um precipitado de coloração verde musgo. Isso ocorre, pois, ao adicionar o hidróxido, houve a formação do hidróxido ferroso [Fe(OH)2] que é ligeiramente anfótero e quando puro, aparece como um precipitado branco, mas que aparece quase sempre como um precipitado verde devido a existência de um intermediário na oxidação razoavelmente rápida a Fe3+ ( RUSSEL, 1994, pág. 1150 e VOGEL, 1981, pág. 268) como é mostrado na reação 15.
Fe2+(aq) + 2OH-(aq) ⇄ Fe(OH)2↓ (15)
Identificação de ferro III
A um dos tubos contendo solução de cloreto férrico (FeCl3) – solução de coloração amarela intensa – foi adicionado algumas gotas de ferricianeto de potássio [(K3[Fe(CN)6])], formando um complexo (reação 16) verde musgo com precipitado marrom escuro devido a formação do hexacianoferrato (III) de ferro (III) (VOGEL, 1981, pág. 353) :
Fe3+(aq) + [Fe(CN)6]3-(aq) ⇄ Fe[Fe(CN)6]2↓ (16)
No segundo tubo contendo a solução de cloreto férrico, foram adicionadas algumas gotas de tiocianato de potássio (KSCN), formando um complexo de coloração vermelho-sangue (VOGEL, 1981, pág. 348) como pode ser observado nas reações (17 E 18) a seguir: 
3SCN-(aq) + Fe3+(aq) ⇄ Fe(SCN)3(aq) (17)
[Fe(H2O)5(OH)]2+(aq) + SCN-(aq) ⇄ [Fe(H2O)(NCS)]2+(aq) (18)
Ao terceiro tubo, adicionou-se algumas gotas de uma solução de ferrocianato de potássio (K4[Fe(CN)6]), resultando na formação de um complexo de coloração azul intensa e um precipitado de mesma cor conhecido como Azul da Prússia (RUSSEL, 1994, pág. 1151 e VOGEL, 1981, pág.273) como pode ser observado na reação 19: 
4Fe3+(aq) + 3[Fe(CN)6]4-(aq) ⇄ Fe4[Fe(CN)6]3↓ (19)
Atualmente, sabe-se que o Azul da Prússia e o Azul de Turnbull são idênticos. Estes possuem um imenso reticulo com os íons de Fe2+ e Fe3+ se alternando na ligação com –C≡N–, e com íons K+ e moléculas de água ocupando outras posições do reticulo (RUSSEL, 1994, pág. 1152 e VOGEL 269, 270).
No quarto tubo, ao adicionar algumas gotas de hidróxido de sódio (NaOH), a assumiu uma coloração laranja com presença de precipitado de cor vermelha amarronzada, este, é conhecido como hidróxido férrico [Fe(OH)3] porém, na verdade trata-se de um óxido hidratado (Fe2O3. xH2O), insolúvel em excesso de reagente porém solúvel em ácidos (RUSSEL, 1994, pág. 1151 e VOGEL, 1981, pág. 271) como pode ser visto na reação 20: 
[Fe(H2O)5(OH)]2+(aq) + 2OH-(aq) ⇄ [Fe(H2O)3(OH)3]↓ (20)
Oxidação do íon ferro II a íon ferro III
No tubo de ensaio contendo solução de sulfato ferroso amoniacal e ácido sulfúrico diluído, foi adicionado permanganato de potássio (KMnO4), fazendo com que o sistema assumisse uma coloração vermelha como pode ser observado na reação 21. Com base nos resultados obtidos nos ensaios VII e VIII foi possível indicar respectivamente, as colorações de Fe2+ e de Fe3+. Ao adicionar hidróxido de sódio (NaOH), pode-se comprovar a existência dos íons Fe2+ e Fe3+, visto que a mesma apresentou precipitado de coloração verde musgo (indicando a presença de Fe2+) e solução de coloração assumiu uma coloração laranja (indicando a presença de Fe3+) (VOGEL, 1981, pág. 276).
5Fe2+(aq) + MnO4-(aq) + 8H+(aq) ⇄ 5Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 4H2O(l) (21)
Oxidação de ferro metálico
Ao adicionar um pedaço de ferro metálico (bombril) ao tubo contendo ácido clorídrico, foi possível observar liberação gasosa. O potencial de redução do ferro é igual a -0,44V, logo, este irá se oxidar na presença do ácido (VOGEL, 1981, pág. 267 e RUSSEL, 1994, pág. 14 (apêndice 1)), como pode ser visto nas reações 22 e 23 a seguir: 
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- E0= -0,44 V (22)
2H+(aq) + 2e- → H2(g) E0= 0 V (23)Para fazer o teste de identificação dos íons Fe2+ e Fe3+ presentes no meio foram utilizados os dados dos ensaios VII e VIII. Assim, na primeira alíquota, adicionaram-se algumas gotas de tiocianato de potássio e, a solução que era incolor, assumiu uma coloração vermelho pálido, indicando que havia mais Fe3+ do que Fe2+. Para confirmar tal resultado, em outra alíquota, adicionou-se algumas gotas de NaOH e houve o aparecimento de um precipitado laranja, caracterizando, assim, uma quantidade maior de íons Fe3+ após a reação, o que não indica que não havia nenhuma quantidade de Fe2+. 
Estudo do Cobalto
Oxidação do íon cobalto II
Ao adicionar hidróxido de sódio a solução de Co2+, a solução adquiriu cor azul (REAÇÃO X). Contudo, por ter sido adicionado excesso de reagente, a solução passou a ter coloração rosa, formando hidróxido de cobalto (II) (reações 24 e 25). (VOGEL, 1905, página. 287).
Co2+(aq) + OH-(aq) + NO3-(aq) → Co(OH)NO3↓ (24)
Co(OH)NO3↓ + OH-(aq) → Co(OH)2↓ + NO3-(aq) E0= -0,28V (25)
Ao ser inserido peróxido de hidrogênio ao tubo, o precipitado foi transformado em hidróxido de cobalto (III), de coloração marrom-escura (reação 26). O peróxido foi adicionado ao tubo apenas para acelerar a reação, pois esta aconteceria de qualquer forma, espontaneamente, através da exposição do ar. (VOGEL, 1905, página. 287).
 2Co(OH)2↓ + H2O2 → 2Co(OH)3↓ (26)
Estudo do Cobre
Redução do íon cobre II a íon cobre I
Ao ser adicionado iodeto de potássio no tubo contendo sulfato de cobre, a solução apresentou forte coloração marrom, devido à formação de íons triiodeto. No pedaço de papel, verificou-se que depois de um tempo, este ficou de cor azul, reagindo com a celulose, depositando iodo livre no papel, de forma parecida à goma de amido, pois ambas possuem semelhanças na sua estrutura (reação 27). (VOGEL, 1905, página, 242).
2Cu2+(aq) + 5I-(aq) → 2CuI↓ + I3-(aq) E0 = +0,337 (27)
Redução do íon cobre II a cobre metálico
Ao introduzir um pedaço de ferro, na solução de sulfato de cobre, foi observado que parte do ferro começou a se desfazer. A outra parte, ainda presente na solução, começou a ter ficar avermelhada, resultado de depósito de Cu0 (reação 28). Isso se dá devido ao potencial de eletrodo ser mais positivo do que o do ferro (VOGEL, 1905, página. 243).
Cu2+(aq) + Fe0 → Fe2+(aq) + Cu0 E0 = +0,771 (28)
Oxidação do cobre metálico ao íon cobre II
O cobre metálico, ao ser introduzido no tubo contendo ácido nítrico, foi totalmente dissolvido e oxidado pelo ácido, produzindo Cu2+ e liberando gás castanho (NO2). Quando o cobre foi oxidado, o Cu2+ como produto, é inicialmente coordenado pelos íons nitrato do ácido nítrico, dando a solução, primeiramente, uma coloração verde, e, em seguida, uma coloração verde-acastanhada. 
Ao adicionar água a solução, esta é diluída e, as moléculas de água deslocam os íons nitrato nos locais de coordenadas em torno dos íons de cobre, fazendo com que a solução mude para uma coloração de tom azul. Essa mudança de coloração se dá devido à água ser um ligante de campo fraco mais forte do que o nitrato. Resultando em uma melhor atração entre o metal e o ligante num complexo. A cor deste complexo [Cu(H2O)4]2+ é resultante quando este absorve a luz de um comprimento de onda (energia) adequado para promover um elétron do nível t2g para o nível eg. (LEE, J.D, 1999, página 105, 106; VOGEL, 1905, página. 240; COTTON E GEOFFREY, 1988, páginas. 769-771), como pode ser obsevado na equação 29.
Cu0 + 4HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l) E0 = +0,337V (29)
CONCLUSÃO
Pode ser observado, através dos experimentos realizados, que o meio pode influenciar no estado de oxidação de um elemento, como este pode ser encontrado em soluções aquosas. Conclui-se também, que é possível aferir se há presença de um determinado metal com um número de oxidação (nox) específico, através de testes com reagentes com outro nox do mesmo metal e também pôde ser visto que os ligantes do metal interfere na cor da solução devido à sua força e formação de complexos.
REFERÊNCIAS BINLIOGRÁFICAS
LIDE, D. Handbook of chemistry and physics. 87ª edição. Boca Raton (FL): Taylor and Francis; 2007.
VOGEL, A. Química Analítica Qualitativa. 5ª edição. São Paulo: Mestre Jou; 1981.
LEE, J. D.; Química Inorgânica não tão concisa. 5ª edição. São Paulo: Blucher; 1999.
LEE, J. D.; Química Inorgânica um novo texto conciso. 3ª edição. São Paulo: Edgard Blucher Ltda.; 1980.
ALEXÈEV, J.; Química Inorgânica. 1982
QUAGLIANO, J. V. Química. 3ª edição. 2001.
ATKINS, P.; SHRIVER, D. F. Química Inorgânica. 3ª edição. Bookman; 2003.
ATKINS. P.; Princípios da Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3ª edição. Porto Alegre: Bookman 2006.
 COTTON, F. A.; LYNCH, L. D.; MACEDO, H. Curso de Química. Fórum. Rio/ São Paulo; 1968.
ANEXO I – PROPRIEDADES FÍSICAS
Tabela 1: Propriedades físicas dos reagentes utilizados
	Compostos
	Massa Atômica
	Densidade
	Ponto de Ebulição (ºC)
	Ponto de Fusão (ºC)
	Constante Dielétrica
	Flash Point
	Estado Físico
	H2O
	
	1.000 kg/m3
	100ºC
	0ºC
	80.100
	
	Solução Incolor
	HCL
	36,46 g/mol
	1,18 g/cm3
	-
	-15,35 ºC
	-
	-
	Solução incolor
	HNO3
	63,01 g/mol
	1,51 g/cm3
	83ºC
	-42 ºC
	-
	-
	Solução Incolor
	H2SO4
	98,79 g/mol
	1,84 g/cm3
	337 ºC
	10 ºC
	-
	-
	Solução incolor
	Cu
	63,546 g/mol
	-
	-
	1.085 ºC
	-
	-
	Sólido avermelhado
	CoCl2
	129,84 g/mol
	3,36 g/cm3
	1049 ºC
	87 ºC
	-
	-
	Solução magenta
	CrCl3
	158,36 g/mol
	2,87 g/cm3
	1.300 ºC
	1.152 ºC
	-
	-
	Solução verde
	FeCl3
	162,20 g/mol
	2,9 g/cm3
	315 ºC
	306 ºC
	-
	-
	Solução amarela
	K2Cr2O7
	294,18 g/mol
	2,68 g/cm3
	500 ºC
	398 ºC
	-
	-
	Solução laranja 
	Fe
	55,845 g/mol
	-
	2.862 ºC
	1.538 ºC
	-
	-
	Sólido metálico
	K3[Fe(CN)6]
	329,24 g/mol
	1,85 g/cm3
	 dec
	300 ºC
	-
	-
	Solução verde lima
	K4[Fe(CN)6]
	368,34 g/mol
	-
	400 ºC
	-
	-
	-
	Solução amarelo-pálido
	NaOH
	39,98 g/mol
	2,13 g/cm3
	1.388 ºC
	318 ºC
	-
	-
	Solução incolor
	Cr(OH)3
	102,9 g/mol
	3,11 g/cm3
	-
	-
	-
	-
	Solução verde musgo
	KI
	166,0 g/mol
	3,12 g/cm3
	1.330 ºC
	681 ºC
	-
	-
	Solução incolor
	H2O2
	34,0 g/mol
	1,45 g/cm3
	151,4 ºC
	- 0,89 ºC
	76.6
	-
	Solução incolor
	KMnO4
	158,03 g/mol
	2,7 g/cm3
	-
	240 ºC
	-
	-
	Solução roxa
	CuSO4.5h2O
	249,685 g/mol
	2,286 g/cm3
	-
	110 ºC
	-
	-
	Solução azul
	(NH4)2Fe(SO4)2.6H2O
	-
	-
	-
	-
	-
	-
	Solução incolor
	Na2SO3
	126,0 g/mol
	2,63 g/cm3
	-
	33,4 ºC
	-
	-
	Sólido Branco
	KSCN
	97,2 g/mol
	1,89 g/cm3
	500 ºC
	172,3 ºC
	-
	-
	Solução Incolor
LIDE, D. Handbook of chemistry and physics. 87ª edição. Boca Raton (FL): Taylor and Francis; 2007.