INORGÂNICA

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1. INTRODUÇÃO
A primeira constatação de que a forma externa simétrica dos cristais poderia ser consequência do arranjo da matéria no interior dos cristais se deve ao dinamarquês Niels Stensen (latinizado Steno, 1638-1686) que percebeu a constância dos ângulos entre faces equivalentes em cristais de uma mesma substância. No século XVIII, René Hauy (1743-1822) propôs que os cristais pudessem ser compostos por partículas minúsculas organizadas de maneira regular, sendo as faces simétricas expressões macrométricas deste arranjo ordenado. Entretanto, apenas no início do século XX foi possível confirmar essa hipótese com experimentos de difração de raios X em cristais, realizados por Max von Laue, em 1914, e posteriormente por William Henry Bragg e William Lawrence Bragg, respectivamente pai e filho, em 1915. 
Nos estudos voltados para a Química Inorgânica, é fundamental conhecer a formação de cristais salinos em suas estruturas e formais tridimensionais. Também, é necessário ter em mente que na rede cristalina há a repetição infinitesimal de um conjunto dos elementos formadores desses compostos iônicos, a esse conjunto dá o nome de célula unitária. Um sólido cristalino é aquele no qual átomos, íons ou moléculas estão em um arranjo ordenado desde o corpo (interior) até as faces (exterior) do cristal. Um sólido amorfo é aquele em que átomos, íons ou moléculas estão desordenados, como ocorre na borracha e no vidro. Sua estrutura é semelhante à de um liquido congelado no tempo. Ao contrário dos cristais, o amorfo não possui faces bem-definidas, a menos que sejam moldados.
A cristalização de soluções é amplamente empregada em indústrias que produzem comercialmente substâncias na forma de cristais. O processo de obtenção de cristais acontece em uma única etapa de separação física pois consiste em preparar uma solução supersaturada em que o soluto em excesso esteja dissolvido para que a solvatação possa purificar seus íons e moléculas havendo o crescimento de cristais sob forma geométrica específica. Esse método possui custo baixo em comparação com outros métodos de separação sendo empregado, comumente, quando se torna o mais viável para a obtenção dos cristais. O crescimento de cristais (cristalização) pode ser aplicado como técnica laboratorial de purificação e como técnica de produção industrial de cristais.
Os alúmens são sais duplos de alumínio cristalizados em soluções aquosas e possuem a formula geral [M(H2O)6][Al(H2O)6](SO4)2), com M sendo monovalente (como Na+ e NH4+). Os cristais têm forma octaédrica e são extremamente puros. Como o alúmen de potássio, KAl(SO4)2.12H2O, que é aplicado à purificação de água, curtimento de couro e têxteis a prova de fogo e produção de pão. Também utilizado como mordente para tingimento, em que o Al3+ é precipitado como Al(OH)3 sobre o tecido, para auxiliar a adesão do corante ao mesmo, na forma de complexos de alumínio obtendo as cores verdadeiras dos corantes, em ausência de íons Fe3+. Além disso, é fundamental que haja uma cristalização adequada dos íons de mesma carga e tamanho durante o processo.
Quimicamente inerte, a sílica-gel é insolúvel em água com baixa toxicidade e sem poder corrosivo. Comercialmente, é inserida como constituinte dos materiais de construção e como um adsorvente em cromatografias. Sua estrutura contém elevada quantidade de grupos silanóis (Si-OH) classificados em: silanóis livres, geminais e vicinais. Estes silanóis são considerados sítios de adsorção eficientes, podendo ser hidratados através da adsorção de moléculas de água. 
Figura 1: Esquema da estrutura da sílica gel
Figura 2: Estrutura do gel normal
As estruturas na fase normal e na reversa (figura 2) dão à sílica-gel porosidade pela qual é aplicada em processos industriais de cristalização. Por exemplo, nas reações de precipitação há o deposito do produto amorfo (forma irregular) sendo a aplicação deste gel necessária para a formação dos cristais (forma regular) e empacotamento ordenado do produto insolúvel sob a camada porosa. Ela também permite a formação de fibras dos cristais de silicatos metálicos com membranas em gel que podem ser rígidas quando em concentração altas e finas, em soluções mais diluídas.
A Química Inorgânica aborda a entalpia de rede como a quantidade de calor necessária para a formação da rede cristalina de um composto iônico a partir dos cátions e ânions em fase gasosa. A entalpia de rede não pode ser medida diretamente. Outra forma de obtê-la é a partir da combinação de outras medidas e a lei de Hess. Este procedimento faz o uso de um ciclo de Born-Haber em que estão todas as etapas energéticas envolvidas na formação do composto iônico, inclusive a referente à entalpia de rede (∆HL). Através do ciclo, há combinação das variações de entalpia que ocorrem em um processo que inicia com os elementos puros. Durante o ciclo, imagina-se quebrar em pedaços os elementos em átomos, ionizá-los, e combinar os íons na forma de gás para formar o sólido iônico e novamente formar os elementos a partir do retículo. A soma dessas variações no ciclo completo é zero, pois a entalpia do sistema deve ser a mesma no início e no fim. A entalpia de rede é em Kilojoules por um mol do átomo correspondente. A energia de rede (U°) é dada em joules por um mol de átomo, sendo ambas aplicadas de modo semelhante. De acordo com a lei de Hess, a entalpia de formação (∆Hf) é igual à soma das entalpias presentes nas demais etapas deste ciclo termodinâmico. Esse ciclo criado em 1919, é utilizado para calcular a entalpia de rede. Sendo assim, os processos endotérmicos serão a sublimação (∆Hs) ou vaporização (∆Hs), energia(s) de ionização (I), dissociação (∆Hd) e os exotérmicos, afinidade(s) eletrônica (E) e energia reticular (U°). A seguir o ciclo de Born e Haber para a formação do NaCl:
Figura 3: Ciclo de Born-Haber do NaClEntre as propriedades de hidratação dos compostos iônicos, estão a higroscopia e a deliquescência. A higroscopia é a capacidade dos sais em absorver moléculas de água da atmosfera, por exemplo, quando o sal de cozinha possui impurezas higroscópicas (MgCl2 e MgSO4), que aglomeram o sal. Por sua vez, a deliquescência é considerada o extremo da higroscopia pois o sal absorve rapidamente os vapores d’água, liquefazem-no e se dissolve em íons.
A hidrólise de um cátion M+ pode ser representada como: M+(aq) + H2O(l) → MOH(aq) + H+(aq). A reação forma moléculas de MOH e íons hidroxônio, tornando a solução ácida. Segundo Brönsted, a maior classe de ácidos em água consiste em espécies que doam prótons de um grupo –OH ligado a um átomo central. Para diferenciação dos demais, esses prótons são chamados de prótons ácidos:
Figura 4: Primeira hidrólise de um cátion Mn+(aq).
Os aquo-ácidos possuem um próton ácido que se encontra em uma molécula de água coordenada a um íon metálico central. Um exemplo é o aquo-ácido íon hexaaquoferro (III), como a seguir: [Fe(OH2)6]3+(aq) + H2O(l) → [Fe(OH2)3(OH)]2+(aq) + H3O+(aq).
 Tipicamente, esses aquo-acidos são relevantes em reações em meio aquoso pois suas forças, medidas pela constante pKa de cada íon, determinam o pH e a velocidade em reações (reatividade). Sucintamente, a acidez aumenta com o aumento da carga positiva do íon central e com o decréscimo do raio iônico. Um comportamento diferente ao que o modelo iônico presume, é que os últimos elementos do grupo d contem as maiores forças dos aquo-ácidos. Isso se dá devido a ligação covalente ser a mais importante que a ligação iônica num modelo iônico não realístico. Assim, a sobreposição entre os orbitais metálicos e os orbitais de um oxigênio ligante aumenta da esquerda para direita ao longo do período e para baixo num grupo. 
Algumas substâncias inorgânicas possuem propriedades diferencias das mais comuns. Uma delas seria o hidróxido de alumínio Al(OH)3 que reage com ácido para formar sais com o íon [Al(H2O)6]3+. Contudo, também mostra caráter ácido fraco quando se dissolve em excesso de NaOH para formar o aluminato de sódio (NaAlO2.2H2O). As substâncias anfipróticas ou anfóteras são aquelas que agem como bases ou ácidos dependendo do meio reacional. Assim como os compostos de Al, o Ga2O3 e o Ga(OH)3 são anfipróticos.
A decomposição térmica dos compostos iônicos depende da propriedade de polarização dos ânions. A polarização é a deformação de ligações iônicas. Quanto mais polarizável é o ânion, mais polarizada será a substância e menos estável termicamente será a sua estrutura reticular. A temperatura de decomposição térmica é a energia que rompe as interações intermoleculares presentes na parte negativa do composto iônico até a decompor em substâncias voláteis menores. De modo universal, aplica-se à decomposição calorífica do material químico em processos industriais para obtenções de substâncias simples.
2. OBJETIVOS
Conhecer métodos científicos de preparação e crescimento de cristais. A partir disso, observar a formação cristalina dos sólidos;
Aprender como se forma alguns sólidos iônicos, bem como, determinar a energia reticular calculada pelo ciclo de Born-Haber aplicado a cada um deles;
Adquirir conhecimentos sobre as propriedades pertencentes aos compostos iônicos, bem como, elaborar explicações para seus comportamentos.
3. MATERIAIS E REAGENTES
3.1. Preparação e crescimento de cristais
Béquer de 100mL (4)
Béquer de 50mL (5)
Bastão de vidro (1)
Tubo em U (1)
Pipeta graduada de 10mL (1)
Proveta graduada de 100mL (1)
Tubo de ensaio (3)
Espátula
Bico de Bunsen
Tela de amianto
Papel de filtro
Rolha de cortiça
Linha 
Placa de Petri
Balança digital
Tiossulfato de sódio – Na2S2O3.5H2O
Acetato de cobre III – Cu(CH3COO)2
Ferricianeto de potássio – K4[Fe(CN)6]
Sulfato de alumínio e potássio dodecahidratado – KAl(SO4)2·12H2O
Sulfato de cobre – CuSO4.5H2O
Sulfato de níquel – NiSO4
Sulfato de manganês – MnSO4
Sulfato de cobalto – CoSO4
Sulfato ferroso – FeSO4
Solução de silicato de sódio - Na2SiO3
Solução de ácido acético 1 mol/L – CH3COOH
Solução de carbonato de sódio – Na2CO3
Solução de cloreto de cálcio – CaCl2
Solução 1% de cloridrato de hidroxilamina 
Solução de acetato de chumbo 0,01mol/L - Pb(C2H3O2)2
Iodeto de potássio - KI
Água destilada
3.2. Ciclo de Born-Haber
Gral e pistilo (1)
Vidro de relógio pequeno (1) 
Vidro de relógio grande (1)
Béquer de 100mL (1)
Béquer de 600mL (1)
Pinça metálica (1)
Solução de hipoclorito de sódio - NaClO
Alumínio em pó
Iodo
Sódio metálico
HCl concentrado
Areia
Água destilada
3.3. Propriedades de compostos iônicos
Vidro de relógio (3)
Pinça de madeira (1)
Bico de Bunsen (1)
Pipeta de Pasteur (7)
Tubo de ensaio (15)
Papel indicador universal (5)
Fita de magnésio 
Solução de HCl 10%
Solução de NaOH 5%
Solução de sulfato de ferro III - Fe2(SO4)3
 Solução de sulfato de sódio - Na2SO4
Solução de sulfato de magnésio - MgSO4
Solução de sulfato de zinco - ZnSO4
Solução de sulfato de alumínio - Al2(SO4)3
Hidróxido de sódio (pérolas) - NaOH
Cloreto de cálcio – CaCl2
Cloreto de sódio – NaCl
Nitrato de alumínio – Al(NO₃)₃
Nitrato de cobre II - Cu(NO3)2
Nitrato de ferro III - Fe(NO3)3
Água destilada
4. METODOLOGIA
4.1. Preparação e crescimento de cristais
4.1.1. Obtenção de cristais de Na2S2O3.5H2O
Foram pesadas 6,03g de tiossulfato de sódio em um béquer de 50mL. Em seguida, adicionou-se 5mL de água destilada, medida em uma pipeta graduada de 10mL. Aqueceu-se a solução contida no béquer, sem que fosse fervida e com agitação constante, até que todo o sólido estivesse dissolvido. A solução foi transferida para um tubo de ensaio e esfriada em água corrente, sem que houvesse agitação do tubo. Em seguida, acrescentou-se alguns cristais pequenos do sal utilizado.
 
4.1.2. Crescimento de cristais em soluções supersaturadas
4.1.2.1. Alúmen
Foram pesadas 10,80g de alúmen em um béquer de 100mL. Em seguida, adicionou-se 50mL de água destilada, medida em uma proveta de 100mL. Após separar o sobrenadante de corpo de fundo, colocou-se um pouco da solução saturada preparada em uma placa de Petri para evaporar em um local reservado. Dos cristais formados, escolheu-se um para ser amarrado na ponta de uma linha e pendurado em um cartão. Aqueceu-se a solução saturada preparada anteriormente e dissolveu mais 2g de alúmen. Depois que a solução esfriou e apresentou uma temperatura cerca de 3° acima da temperatura ambiente, a linha foi colocada de forma centralizada na solução. Tampou-se a vidraria e deixou em repouso em local reservado.
4.1.2.2. Ferricianeto de potássio
O procedimento anterior foi repetido, substituindo o alúmen por 5g de acetato de cobre (II) monohidratado em 50mL de água. 
 
4.1.2.3. Acetato de cobre (II) monohidratado
O procedimento anterior foi repetido, substituindo o alúmen por 5g de acetato de cobre (II) monohidratado em 50mL de água. 
 
4.1.3. Crescimento de cristais em gel de silicato
4.1.3.1 Cristais de iodeto de chumbo
Em um béquer de 50mL, foi adicionado 1mL de solução 0,01mol/L de acetato de chumbo, 15mL de solução de silicato de sódio e 15mL de ácido acético 1mol/L a solução. Transferiu-se o conteúdo do béquer para um tubo de ensaio até que completasse cerca de 2/3 do volume do tubo. Após o gel firmar, adicionou-se uma solução prepara com 1,1 g de iodeto de potássio (KI) em 5mL de água e o tubo foi fechado com uma rolha.
4.1.3.2 Cristais de cobre
Foi misturado em um béquer de 50mL, 0,2g de sulfato de cobre penta hidratado (CuSO4.5H2O) a 15mL de ácido acético 1mol/L, medido em uma pipeta graduada de 10mL. Adicionou-se 15mL da solução de silicato de sódio ao béquer. Em seguida, transferiu-se o conteúdo do béquer para um tubo de ensaio até que fosse completado cerca de 2/3 do volume e foi esperado o gel firmar. Após isso, foi adicionado uma solução 1% de cloridrato de hidroxilamina (em água) até 3/4 do volume do tubo. O tubo de ensaio foi deixado em repouso e foi observada aformação dos cristais. 
 
4.1.3.3 Cristais de calcita
Foi misturado em um béquer de 50mL, 15mL da solução de silicato de sódio com 15mL de ácido acético 1mol/L. A mistura foi transferida para um tubo em U. Após o gel firmar, adicionou-se uma solução aquosa de carbonato de sódio (Na2CO3) em uma extremidade e uma solução aquosa de cloreto de cálcio (CaCl2) na outra. 
 
4.1.4. Formação de silicatos de metais de transição ("jardim de silicato")
Foi adicionado a um béquer de 100mL, 50mL de solução de silicato de sódio, medida em uma pipeta graduada de 10mL. Foram adicionadas pequenas porções de cristais de sulfato de cobre (CuSO4.5H2O), níquel (NiSO4), manganês, cobalto e ferroso ao béquer.
4.2. Ciclo de Born-Haber
4.2.1. Reação do iodo com alumínio
Foram misturados em um gral de porcelana, 1,0g de alumínio em pó com 1,0g de iodo pulverizado. Na capela, adicionou-se algumas gotas de água. A reação foi observada. 
4.2.2. Formação do cloreto de sódio
Na capela, encheu-se um béquer de 100mL com areia até cerca de ¾ da capacidade e foi utilizado um vidro de relógio pequeno para tampá-lo. Transferiu-se o béquer de 100mL para o interior de um béquer de 600mL contendo cerca de 100mL de solução de hipoclorito de sódio (NaClO) e foi tampado com um vidro relógio grande. Com uma pinça, foi colocado um pedaço de sódio metálico no topo do vidro relógio pequeno. Em seguida, foi adicionado algumas gotas de ácido clorídrico concentrado a solução de hipoclorito de sódio contida no béquer de 600mL até o desprendimento do gás cloro. Adicionou-se 3 gotas de água destilada no sódio metálico e depois o sistema foi coberto com um vidro relógio grande. 
4.3. Propriedades dos compostos iônicos
4.3.1. Higroscopia e deliquescência (Demonstrativo)
Foi colocado uma porção de hidróxido de sódio (em pérolas), cloreto de cálcio e cloreto de sódio em três vidros de relógio. Os vidros de relógio foram observados no final da aula. 
 
4.3.2. Hidrólise de cátions
Em um tubo de ensaio, adicionou-se 1,0mL de solução de sulfato de alumínio (Al2(SO4)3). Após ter verificado o pH com um papel indicador universal, foi acrescentado ao tubo um pedaço de fita de magnésio. O mesmo procedimento foi efetuado com soluções de sulfato de zinco (ZnSO4), sulfato de magnésio (MgSO4), sulfato de sódio (Na2SO4) e sulfato férrico (Fe2(SO4)3).
4.3.3. Anfoterismo
Adicionou-se 1mL de solução aquosa de sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) em dois tubos de ensaio. Em seguida, foi adicionado aos tubos, gota a gota, a solução de hidróxido de sódio (NaOH) 5% até que houvesse a formação de precipitado. Em um dos tubos, adicionou-se solução aquosa de ácido clorídrico (HCl). No outro, foi adicionado hidróxido de sódio (NaOH) até que houvesse grande excesso da base. O mesmo procedimento foi realizado com soluções de sulfato de zinco (ZnSO4) e sulfato férrico (Fe2(SO4)3).
 
4.3.4. Decomposição térmica (Demonstrativo)
Foi colocado em um tubo de ensaio, uma pequena porção de nitrato de alumínio sólido (Al(NO₃)₃). A amostra foi aquecida diretamente no bico de Bunsen até que houvesse o aparecimento do gás castanho. O procedimento foi repetido utilizando os nitratos de cobre II (Cu(NO3)2), cálcio (Ca(NO3)2) e ferro III (Fe(NO3)3). 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES
5.1. Preparação e crescimento de cristais
5.1.1. Obtenção de cristais de Na2S2O3.5H2O
Houve a formação de cristais cúbicos transparentes muito pequenos de Na2S2O3.5H2O. Além disso, não houve alteração na temperatura durante a formação dos cristais.
5.1.2. Crescimento de cristais em soluções supersaturadas
5.1.2.1. Alúmen
Houve a formação de cristais octaédricos transparentes de KAl(SO4)2.
5.1.3. Crescimento de cristais em gel de silicato
5.1.3.1. Cristais de iodeto de chumbo 
Ocorreu a formação gradual de uma camada de PbI2 na superfície de separação com o gel, seguida pelo crescimento de cristais amarelos hexagonais de iodeto de chumbo.
5.1.3.2. Cristais de cobre
O gel formado apresentou coloração azulada e houve a formação de cristais azuis tetraédricos de cobre no gel.
5.1.3.3. Cristais de calcita
Houve a formação da calcita nos locais onde as soluções de carbonato de sódio e cloreto de cálcio se encontraram no tubo U.
5.1.4. Formação de silicatos de metais de transição (“jardins de silicato”)
O efeito observado é resultado do fenômeno de osmose. Primeiramente, o silicato de sódio reage com os íons metálicos formando um precipitado gelatinoso. Esse precipitado fica ao redor dos cristais, funcionando como uma membrana semipermeável. Segundo o princípio da osmose, quando temos dois meios em contato por meio de uma membrana semipermeável, ocorre a passagem do solvente (na maioria das vezes é a água) de uma solução diluída para outra mais concentrada. No caso do experimento, a concentração do sal dentro da membrana é muito maior que a de fora. Assim, a água de fora atravessa a membrana, esticando-a e, por fim, ela é rompida. Com isso, o silicato de sódio tem novamente acesso ao sal, que reage novamente e forma ainda mais precipitado. O crescimento da membrana ocorre sob forma de seções tubulares.
5.2. Ciclo de Born-Haber
5.2.1. Reação do iodo com alumínio
Para que a reação seja iniciada, torna-se necessário uma energia mínima. Essa energia foi fornecida pelo atrito causado pelo pistilo e isso pode ser confirmado pela mudança de cor nos sólidos ao serem misturados no gral, que apresentaram a coloração castanha. A seguinte equação representa a reação entre o iodo e o alumínio: 3 I2(s) + Al(s) → AlI3(s).
Durante a reação, observou-se uma labareda violeta que caracteriza a sublimação do iodo que estava em excesso. A reação observada é exotérmica, ou seja, há liberação de calor.
5.2.2. Formação do cloreto de sódio
A reação entre o hipoclorito de sódio e ácido clorídrico gera uma solução de coloração esverdeada devido a formação do gás cloro (Cl2). Essa reação é representada pela seguinte equação química: NaClO(aq) + HCl → NaOH(aq) + Cl2(g).
Após a reação entre a água e o sódio metálico, a reação entre o gás cloro e o sódio ocorre, utilizando a energia liberada na reação do sódio metálico com a água. A equação química a seguir representa a reação entre o gás e o sódio: Cl2(g) + 2 Na(s) → 2 NaCl(s).
A areia possui uma função muito importante nesse experimento: conter os possíveis acidentes. Se caso a reação entre o sódio e a água fosse muito violenta e quebrasse o vidro de relógio pequeno, o sódio e a água provavelmente em chamas cairiam dentro da areia que iria apagar o fogo, em vez de deixar o sódio e a água caírem no hipoclorito. A reação observada é exotérmica, ou seja, há liberação de calor.
5.3. Propriedades dos compostos iônicos
5.3.1. Higroscopia e deliquescência 
Ao observar a aparência dos sólidos nos vidros de relógio ao fim da aula, notou-se que tanto o CaCl2 quanto NaOH são deliquescentes e higroscópicos, uma vez que ambos se tornaram líquidos. O cloreto de sódio (NaCl) é apenas higroscópico, pois não houve mudança de estado permanecendo assim em formato de pérolas. Isso é explicado pelo fato que nem toda substância higroscópica, capacidade dos sais em absorver a umidade da atmosfera, é deliquescente, ou seja, consegue se dissolver ao absorver tal vapor d’água. 
5.3.2. Hidrólise de cátions
	Soluções
	pH
	Sulfato de alumínio
	0
	Sulfato de zinco
	5
	Sulfato de sódio
	7
	Sulfato de magnésio
	6
	Sulfato de ferro
	2
A reação entre o sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) e a fita de magnésio ocorreu, devido ao magnésio ser mais reativo que o alumínio, isso é confirmado pela liberação do gás hidrogênio. O mesmo ocorre com os sulfatos de zinco (ZnSO4) e de ferro III (Fe2(SO4)3). Já com a reação entre a fita de magnésio e o sulfato de magnésio (MgSO4) não ocorre, confirmado pela não desprendimento de gás hidrogênio. O mesmo ocorre com o sulfato de sódio (Na2SO4).
5.3.3. Anfoterismo
O sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) e o sulfato de zinco (ZnSO4) podem ser considerados anfóteros, ou seja, reagem tanto com base quanto com ácido, pois osprecipitados formados dissolveram-se tanto no excesso de hidróxido de sódio (NaOH) quanto em ácido clorídrico (HCl). O sulfato de ferro III (Fe2(SO4)3) não pode ser considerado anfótero, pois o precipitado formado só dissolveu em ácido clorídrico (HCl).
5.3.4. Decomposição térmica
A decomposição térmica dos compostos iônicos depende da propriedade de polarização dos cátions, que é a capacidade de um cátion distorcer a nuvem eletrônica de um ânion. De acordo com Fajans, quanto maior o raio do cátion, menor será o seu poder polarizante e mais estável termicamente será a sua estrutura reticular. Como o composto apresenta elevada estabilidade, a temperatura para que ocorra a decomposição da substância também será elevada.
O Al(NO3)3 ∙ 9H2O, um sólido branco, passou para a coloração amarela após a decomposição, que é evidenciada pela liberação do gás castanho, NO2. A equação química que representa a sua decomposição: 4 Al(NO3)3 → 2Al2O3(s) + 12NO2(g) + 3O2(g).
O Cu(NO3)2 ∙ 3H2O, um sólido azul, passou para a coloração esverdeada após a decomposição, que é evidenciada pela liberação do gás castanho, NO2. A equação química que representa a sua decomposição: 2 Cu(NO3)2 → 2CuO(s) + 4NO2(g) + O2(g).
O Fe(NO3)3 ∙ 9H2O, um sólido laranja, passou para a coloração avermelhada após a decomposição, que é evidenciada pela liberação do gás castanho, NO2. A equação química que representa a sua decomposição: 4 Fe(NO3)3 → 2Fe2O3(s) + 12NO2(g) + 3O2(g).
O Ca(NO3)2 ∙ 5H2O, que é um sólido cor de areia, não houve a decomposição térmica. 
De todos os nitratos usados no experimento, o Ca2+ é o cátion com maior raio, com isso é o apresenta menor poder polarizante e maior estabilidade térmica, justificando assim a necessidade de uma elevada temperatura para que ocorra a sua decomposição térmica.
6. CONCLUSÃO
No cotidiano, os cristais inorgânicos abrangem uma variedade de combinações de substâncias químicas. Na alquimia deles, encontram-se as propriedades dos sólidos iônicos presentes em suas estruturas. Quanto à energia envolvida nos processos de formação cristalina, é alcançada quando se quer obter substâncias sólidas com um alto ponto de fusão, certa solubilidade em solventes e dureza.
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
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