Relatório do Hidrogênio

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIAS E TECNOLOGIA BAIANO, CAMPUS CATU-BA. 
	
DISCIPLINA: Química Inorgânica I
PROFESSOR: Eduardo Batista
ALUNA: Driane Anne Silva de Santana
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 01 e 02
CATU-BA
2013
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIAS E TECNOLOGIA BAIANO, CAMPUS CATU-BA.
DISCIPLINA: Química Inorgânica I
PROFESSOR: Eduardo Batista
ALUNA: Driane Anne Silva de Santana
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 01
HIDROGÊNIO: Obtenção e Reatividade
Relatório de experimento 01– Hidrogênio: Obtenção e Reatividade, referente à disciplina de Química Inorgânica I, sob a orientação do professor Eduardo Batista, como requisito parcial de avaliação do semestre.
	
CATU-BA
2013
SUMÁRIO
	
OBJETIVOS
· Obter gás hidrogênio em laboratório;
· Comparar a reatividade do hidrogênio atômico com o molecular
MATERIAIS E REAGENTES
· Materiais:
· Estante para tubos de ensaio
· Tubos de ensaio
· Espátula
· Béqueres
· Bateria de celular
· Garra de jacaré
· Mangueira
· Rolha
· Reagentes:
· Solução de ácido Clorídrico
· Grânulos de Zinco
· Cobre
· Hidróxido de sódio
· Alumínio
· Permanganato de potássio
· Ácido sulfúrico
PROCEDIMENTOS
Experimento 01
· Etapa 1
	Tubo de ensaio
 2 ml de HCl solução 2mol/l
 Dois grânulos de Zinco
 Repetir o experimento com uma solução 6mol/l
 Observar e descrever
· Etapa 2
 
Tubo de ensaio
 
			2ml de HCl (2 mol/l)
	 	Fio de cobre
 Repetir o experimento com uma solução 6 mol/l
Observar e descrever
	Experimento 02
Tubo de ensaio
Colocar 5 ml de NaOH ( solução 2 mol/l)
	 1cm de fita alumínio
 Observar e descrever
 Aproximar fósforo aceso no tubo de ensaio
Observe
	Experimento 03
Béquer
		 Ácido Clorídrico
	
Ligar a bateria de celular com a garra de jacaré conectada com o clipe
Experimento 04
· Etapa 1
Tubo de ensaio
Colocar 6 ml de H2SO4 (solução 1 mol/l)
		 4 a 6 gotas de KMnO4
Agitar e dividi-la em dois tubos de ensaio
· Etapa 2
Terceiro tubo de ensaio
 Colocar 3 ml de HCl ( solução 2 mol/l)
	
	 3 grânulos de zinco
 Tampá-lo com rolha atravessada por um tubo para saída de gases
 Mergulhar essa extremidade em um dos tubos preparado na etapa 1
 Grânulos de zinco ao outro tubo da etapa 1
QUESTIONÁRIO
Experimento 01:
· A que fato você sugere a formação de bolhas?
Analisando os reagentes do experimento, pode perceber que a partir de ácidos diluídos com metais obteremos hidrogênio. É o método comum de preparação do hidrogênio em laboratório (Referência 1 e 2).
· Após analisar e discutir as observações feitas no experimento 1, com base numa tabela de potenciais de redução, escreva equação(ões) que representa(m) a(s) transformação(ões) observada(s), justificando-a(s).
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2(g) ( Equação 1)
A reação do ácido clorídrico com o zinco ocorre, pois o metal pode fornecer elétrons ao ácido diluído, já que, utilizando a tabela de potenciais de padrão, percebe-se que o zinco é um agente redutor forte comparado com o hidrogênio e pode deslocar o hidrogênio para formar cloreto de zinco.
· Considerando as características físicas do hidrogênio – gás incolor, inodoro, pouco solúvel em água – é possível ter certeza de que o gás obtido é hidrogênio?
Sim, por que houve formação de bolhas em que era incolor inodoro e quase insolúvel em água. E o hidrogênio é o gás mais leve conhecido, pois sua baixa densidade. (Referência 1).
· Após consultar uma tabela de potenciais padrões de redução, diga por que não há reação quando o zinco é substituído pelo cobre e identifique outros metais que podem ser usados em lugar do zinco.
Cu + HCl → Não reage ( Equação 2)
A reação entre o cobre e o ácido clorídrico não ocorre por que o cobre é um agente redutor fraco e não desloca o hidrogênio, pois analisando a tabela de potencias de padrão o cobre está abaixo do hidrogênio com potencial de redução +0,34V. O cobre não pode fornecer elétrons aos prótons do ácido diluído, então a reação não ocorre. (Referência 2)
 Outros metais que podem ser usados no lugar do zinco como, por exemplo, o lítio, bário, sódio, ferro, cálcio, cromo e magnésio.
Experimento 02:
· Equacione a reação ocorrida
2 Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 ( Equação 3)
· Qualquer metal poderia ser utilizado para preparar gás hidrogênio? Explique.
Não, a tabela de potenciais padrões ajuda na determinação de quais metais poderia ser utilizados para preparar o gás hidrogênio. Pois para obter o gás H2, é preciso que o metal seja um agente redutor mais forte que o hidrogênio.
Experimento 3:
· Após analisar a tabela de potenciais de redução, escreva as equações que representam as semi-reações que ocorrem nos eletrodos, durante a eletrólise da salmoura.
Anodo (Oxidação) : 2Cl- (aq) → Cl2(g) + 2e- ( Equação 4)
Catodo ( Redução) : 2e- + 2H2O → H2(g) + 2OH- (aq) ( Equação 5)
Reação Global: 2H2O + 2Cl- (aq) → Cl2(g) + H2 (g) + 2OH- (aq) ( Equação 6)
Experimento 4:
· Por que a molécula de hidrogênio (H2) é menos reativa do que o átomo [H]?
A molécula de hidrogênio é menos reativa que o átomo de hidrogênio devido à cinética e não à termodinâmica da reação, e está relacionada com a força da ligação H-H. Para ocorrer à reação do H2 com outros elementos é necessária a quebra da ligação entre os hidrogênios formando átomos de hidrogênio. Para isso, requer 435,9 kj mol-1, logo, existe uma alta energia de ativação para essas reações. (REFERÊNCIA 1).
· Em qual dos tubos de ensaio a solução de permanganato de potássio perdeu a cor mais rapidamente? Dê uma sugestão para o fato observado. 
Quando o tubo de ensaio preparado com ácido sulfúrico e permanganato de potássio foi mergulhado na extremidade do tubo para saída de gases atravessada com rolha. A solução perde a cor mais rapidamente.
· Qual espécie química foi reduzida pelo hidrogênio?
O íon permanganato MnO4-.
· Após consultar uma tabela de potenciais padrões de redução, escreva uma equação química que represente o fenômeno que foi observado. 
Tubo 1- H2SO4 + 2KMnO4 → K2SO4 + 2 HMnO4 (Equação 7)
Tubo 3- Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2(g) ( Equação 1)
RESULTADOS
Experimento 01:
	
Adição de substâncias
	
Zinco
	
Cobre
	
HCl 2 mol/l
	
Reage
	
Não reage
	
HCl 6 mol/l
	
Reage mais rápido
	
Não reage
No experimento 1, percebeu que se pode obter hidrogênio através da reação de ácidos diluídos com metais. Neste caso, utilizamos o ácido Clorídrico com duas diferentes concentrações e dois metais, que foi o zinco e o cobre. Na medida em que, reagimos o HCl 2 mol/l com o zinco, observou-se que houve formação de bolhas, liberação de calor e um aspecto turvo. E quando usou o HCl 6 mol/l e reagiu com o zinco houve a liberação de bolhas e mudança de cor( mais branca) mais rápido. Segue abaixo a equação química:
 Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2(g) ( Equação 1)
O cobre não reage com o ácido clorídrico em nenhuma das concentrações, pois o Cu é um agente redutor fraco e não desloca o hidrogênio.
 Cu + HCl → Não reage ( Equação 2)
Experimento 02:
O Experimento 2, não foi realizada no laboratório. Porém, pela teoria iriamos observar este outro método em que seria possível obter hidrogênio, que é por meio de um álcali (hidróxido de sódio) com alumínio. Segue abaixo a equação química:
2 Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 ( Equação 3)
Experimento 03:
No laboratório, fez a eletrólise da água, utilizando como eletrólito o ácido clorídrico e o ácido sulfúrico. Observou-se que com os dois eletrólitos obteve o gás hidrogênio, mas com ácido sulfúrico a eletrolise foi mais lentae com ácido clorídrico mais rápido. Notou-se que houve formação de bolhas, ou seja, liberação de gás hidrogênio. Utilizamos clipe, como eletrodos e bateria de celular com garra de jacaré para forçar corrente elétrica no sistema. 
Experimento 04:
O experimento não foi realizado totalmente no laboratório pois houve problema com a mangueira para conectar os tubos para observação do experimento. Mesmo assim, podemos dizer que o dizer que o hidrogênio molecular é menos reativo que o hidrogênio atômico. A molécula de hidrogênio é estável e apresenta pouca tendência de dissociar a temperaturas normais, já que a reação de dissociação é muito endotérmica. (Referência 1). Segue equação química abaixo:
H2(g) →2H(g) H0=432 KJ mol-1 de H2
Em temperaturas elevadas, o H2 se dissocia. O hidrogênio atômico produzido existe a um tempo inferior a meio segundo, antes dos átomos se recombinarem reorganizando o H2, liberando alta energia. (Referencia 1).
CONCLUSÃO
Os objetivos foram alcançados parcialmente, pois não foram realizadas os experimentos 2 e 4. Apesar disso, a experimentação permitiu a observação dos métodos para se obtiver hidrogênio em laboratório. O método comum de preparação do hidrogênio em laboratório é através da reação de ácido diluídos com metais, que não pode ser todos os metais da tabela periódica, para isso é necessário ver a tabela de potencial padrão para identificar os metais que deslocariam o hidrogênio para sua obtenção.
 A eletrólise da água, feita no laboratório, permitiu a visualização da produção de gás hidrogênio através desse método que é muito utilizado para obtenção industrial do hidrogênio. 
A comparação da reatividade do hidrogênio atômico com a molecular mostrou que a molecular é menos reativa que o atômico devido à cinética e não à termodinâmica da reação, e está associada a sua força de ligação entre H-H. 
REFERÊNCIAS
1. LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5th Ed., São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1999. p. 122-126.
2. AUTOR DESCONHECIDO. Reação entre metais e ácido diluído. Disponível em: <http://educar.sc.usp.br/quimapoio/reativid.html >. Acessado dia 19/05/2013, às 20h.
	
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIAS E TECNOLOGIA BAIANO, CAMPUS CATU-BA.
DISCIPLINA: Química Inorgânica I
PROFESSOR: Eduardo Batista
ALUNA: Driane Anne Silva de Santana
	
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 02
METAIS ALCALINOS: Reatividade e Identificação
Relatório de experimento 02–Metais Alcalinos, referente à disciplina de Química Inorgânica I, sob a orientação do professor Eduardo Batista, como requisito parcial de avaliação do semestre.
CATU-BA
2013
OBJETIVOS
· Avaliar a reatividade dos metais alcalinos frente à água e o ar;
· Identificar metais alcalinos através do teste de chama;
· Conhecer o comportamento dos íons alcalinos em água;
· Reconhecer o caráter iônico de compostos dos elementos alcalinos.
MATERIAIS E REAGENTES
· Materiais
· Cápsula de porcelana
· Papel filtro
· Vidro relógio
· Tubo de ensaio
· Haste de metal
· Fio de platina
· Lamparina
· Papel indicador de pH
· Phmetro
· Reagentes
· Fenolftaleína
· Metal Lítio
· Metal Sódio
· Solução salina de Lítio
· Solução concentrada de ácido Clorídrico 
· Solução de Sódio
· Solução de Potássio
· Cloreto de Sódio
· Cloreto de Potássio
· Carbonato de Sódio
· Hidrogenocarbonato( bicarbonato) de Sódio
PROCEDIMENTOS
Experimento 01
Cápsula de porcelanaÁgua destilada até metade do volume da cápsula
	 
2 gotas de fenolftaleína 
			 
	 Colocar fragmento de lítio
Experimento 02
Cápsula de porcelana
Água destilada até metade do volume
	
2 gotas de fenolftaleína 
Fragmento de Sódio
Experimento 03
Três Tubos de Ensaio
No tubo 1, 2 ml solução de Lítio.
No tubo 2, 2 ml solução de Sódio.
No tubo 3, 2ml solução de Potássio.
Introduzir haste metal acoplado com fio de platina
Mergulhar em solução de HCl
Levar à chama
Experimento 04
Quatro Tubos de ensaio
Tubo 1, Solução cloreto de sódio
Tubo 2, solução cloreto de potássio
Tubo 3, solução carbonato de sódio
Tubo 4, solução de bicarbonato de sódio
Colocar 2 ml de água em cada tubo
 Medir o pH em cada tubo, com papel indicador
	Experimento 05
pHmetro
Solução cloreto de lítio
Solução cloreto de sódio
Solução cloreto de potássio
 Testar condutividade elétrica de cada solução
QUESTIONÁRIO
Experimento 01 e 02:
· Compare as configurações eletrônicas dos alcalinos com as de outros elementos dos respectivos períodos e explique por que eles formam cátions monovalentes.
Os átomos do grupo 1 são os maiores nos seus respectivos períodos, na tabela periódica. Todos os elementos do grupo 1 tem um elétron no nível mais externo. Suas configurações eletrônicas terminam e devem ser escritas no subnível s, como 2s1, 3s1,4s1,5s1,6s1 e 7s1. O elétron de valência encontra-se muito afastado do núcleo e pode ser removido com facilidade. (Referência1)
 O aumento do raio atômico do lítio até o frâncio leva à diminuição da energia de ionização à medida que descemos do grupo, pois o elétron está cada vez mais distante do núcleo. Já que, a primeira de energia de ionização é baixa, os metais são reativos e formam íons M+ e com facilidade cada vez maior á medida que descemos no grupo. (Referência 2)
· Qual a forma elementar dos alcalinos?
Os metais alcalinos são muitos reativos e devido a isto na natureza não se encontra os elementos deste grupo na sua forma elementar, mas é encontrado combinados com outros elementos. 
 Como por exemplo, o Lítio é encontrado em seus minerais abundantes são o espodumênio, LiAlSi2O6 e lepidolita, K2Li3Al4Si7O21(F,OH)3. O sódio como o mineral sal-gema NaCl nos lagos salgados e na água do mar. O potássio ocorre naturalmente como potassa (KOH) e como carmelita KCL.MgCl2.6H2O. (Referência 2)
· Com base no valor do potencial de redução da semi-equação abaixo, após consultar uma tabela de potenciais de redução verifique se os metais alcalinos reduzem a água. 
2H2O + 2e- 2OH- + H2 0= -0,83 V (meio alcalino)
 
Os metais alcalinos têm potenciais padrões grandes e negativos, indicando que se oxidam facilmente, ou seja, são agentes redutores muito fortes. Por isso, pode se afirmar que os alcalinos tem a capacidade de reduzir a água.
· Faça uma previsão dos produtos que poderão se formar quando os metais alcalinos reagem com a água.
Os metais reagem com água para formar uma base e libera o gás hidrogênio. Segue a equação química abaixo:
 
2M(s) + 2H2O (l) → 2 MOH(aq) + H2 (Equação 1)
Metal alcalino+ Água→ Hidróxido do metal + Gás hidrogênio
· Os metais alcalinos são armazenados em querosene. Por que eles não podem ficar expostos ao ar ou serem armazenados em água, que é um solvente mais barato?
Os metais alcalinos são altamente reativos e por se oxidarem mais facilmente, quando exposto ao ar reage prontamente com o oxigênio, e ao estar em contato com a água reage de maneira violenta, pois o metal funde imediatamente e desliza sobre a superfície da água, sendo rapidamente consumido, sendo essa uma reação exotérmica.
Todos os elementos devem ser guardados submersos em um solvente hidrocarboneto para evitar a reação com o oxigênio atmosférico, embora lítio, sódio e potássio possam ser manuseados ao ar por pequenos períodos. Rubídio e Césio devem ser sempre manuseados sob atmosfera inerte. (Referência 2)
Experimento 03:
· Por que a identificação destes elementos é tão importante para o bioquímico?
As células do nosso organismo bombeiam o sódio para fora do citoplasma (o protoplasma da célula, excluído o núcleo) e bombeiam o potássio para dentro, através de enzimas seletivas que contém "cavidades" onde cabem ou o pequeno sódio, ou o grande potássio. Além do tamanho do íon, essas enzimas específicas reconhecem a quantidade de energia necessária para hidratar o íon, pois que, com suas águas de hidratação, o íon não cabe na cavidade específica. Nesse caso é o sódioque sai perdendo, pois é mais difícil retirar suas águas de hidratação, de formas a que a ligação do potássio com sua enzima específica são sempre favorecidas em termos energéticos.
Experimento 04:
· Por que pessoas com pressão alta devem evitar uso o de medicamentos à base de compostos de sódio?
A hipertensão é causada pelo excesso de sal, composto por cloreto de sódio (40%) e cloreto de potássio. O excesso de sal ajuda a reter líquidos e aumentar o volume e a pressão sanguínea. O sangue bombeado com mais força agride o revestimento dos vasos (endotélio), provoca pequenas cicatrizes e contribui para o entupimento das artérias. ( Referência 3)
· Discuta com seu colega por que crianças desidratadas devem ingerir solução salina contendo, entre outros íons, sódio.
As crianças desidratadas devem ingerir soluções salinas incluindo o sódio, pois este possui uma grande capacidade de reter água evitando assim que o organismo perca água.
O terceiro tipo de desidratação, por fim, é o da pessoa que fica privada de água e de sódio. Por mais que os hormônios ordenem aos rins para reterem água e sódio, a perda dos dois pelo suor e pela urina é inexorável. Ocorre uma redução do volume dos fluidos tanto intra quanto extracelular. Nessa situação, a ingestão de apenas água irá corrigir a desidratação intracelular, mas não a extra. O que ocorre em seguida é a ativação do apetite pelo sódio, que antes estava inibido pela desidratação intracelular. Para repor o líquido extracelular, numa emergência, nada melhor que a bem-sucedida fórmula do soro caseiro: água, sal e (para tornar a solução mais palatável) açúcar. Bebendo somente água, a pessoa vai continuar desidratada. (Referência 4)
 Experimento 05:
· O que você pode concluir sobre o comportamento dos sais dos alcalinos em água? Discuta sua resposta.
Todos os sais se dissolvem em água, formando íons, logo, essas soluções conduzem corrente elétrica. Mas quem conduz melhor a corrente elétrica do grupo dos alcalinos é o Cs++, pois quanto maior for o raio do íon menor será a hidratação deste íon. Logo, o Césio é o menos hidratado, de modo que o raio do íon hidratado do íon Cs+ é menor que o raio do íon Li+ hidratado. Portanto, o íon Cs+ hidratado move mais rápido e conduz mais eficientemente a corrente elétrica, que levam a sequência: Cs+ > Rb+> K+> Na+ >Li+.
RESULTADOS
Experimento 01 e 02:
No experimento 1e 2, quando adicionou a fenolftaleína na água, observou-se que a solução permaneceu incolor, isto mostra que a solução tinha característica não básica. No momento que adicionou o sódio e o lítio, houve reação e mudança de coloração ( cor violeta). O Lítio reagiu numa velocidade moderada e o sódio reage vigorosamente fundindo na superfície da água. Tanto na reação do sódio e lítio foi possível observar a formação de uma base, comprovada pela mudança de cor da solução que passa do incolor para violeta. 
Podemos afirmar, que os metais alcalinos ao reagir com a água forma uma base e libera gás hidrogênio, como segue as equações químicas abaixo:
2 Li(s) +2H2O(l) → 2LiOH(aq) + H2(g) (Equação 2)
 
2Na(s) +2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)(Equação 3)
 
2K(s) + 2H2O(l) → 2KOH(aq) + H2(g)( Equação4)
 
2Rb(s) +2H2O(l) → 2 RbOH(aq) + H2(g)(Equação5)
 
2Cs(s) +2H 2O(l) → 2CsOH(aq) + H2(g)(Equação 6)
Experimento 03:
No experimento 3, houve problema em perceber a cor devido a solução que estava diluída demais, foi necessário fazer o teste de chama com os hidróxidos de lítio, sódio e potássio. A partir daí, pode-se observar a cor emitida no teste de chama. 
A cor surge porque a energia absorvida ou emitida nas transições eletrônicas corresponde aos comprimentos de onda da luz na região do visível. O elétron externo é excitado para um nível mais alto pelo calor da chama. Quando o elétron retorna ao nível energético inicial, ele libera a energia absorvida. Os metais alcalinos, a energia é emitida na forma de luz visível, na qual todos os elementos possuem cores características na chama. (Referência 1)
No laboratório as cores do lítio, sódio e potássio foi obtida igualmente a que teoricamente seria as cores, segue tabela abaixo:
	METAL
	COR
	Lítio
	Vermelho
	Sódio
	Amarelo
	Potássio
	Violeta
Experimento 04:
	SUBSTÂNCIA
	PH
	Água
	7,0
	Cloreto de Sódio
	8,0
	Carbonato de sódio
	13,0
	Bicarbonato de Sódio
	9,0
	Cloreto de Potássio
	8,0
Esses resultados são aproximadas e perceptíveis de erros, pois foi medido com fita de pH. Mas estes resultados são coerentes, já que o cloreto de sódio e cloreto de potássio (Equação 7e 8, respectivamente) estão perto do pH da neutralidade. Através da reação de formação desses compostos, percebe que é uma reação de neutralização entre uma base forte e um ácido forte. Pode concluir também que a concentração de OH- e H+ é quase igual. Na formação do bicarbonato de sódio e carbonato de sódio (Equação 9 e 10, respectivamente) , a reação é entre um ácido fraco e uma base forte. As bases dos metais alcalinos liberam muita OH- em solução, por isso quando se mediu com a fita de pH, observou os valores de 13,0 para o carbonato de sódio e 9,0 para bicarbonato de sódio, comprovando seu caráter básico.
NaOH(s) + HCl(aq.) →NaCl(s) + H2O(l)(Equação 7)
KOH(s) + HCl(aq.)→KCl(s) + H2O(l)(Equação 8)
NaOH(s) + H2CO3(aq) → NaHCO3(s) + H2O(l)(Equação 9)
	
	
2NaOH (s) + H2CO3(aq) → Na2CO3(s) + 2H2O(l)(Equação 10)
Experimento 05:
No experimento 05, utilizamos a solução de cloreto de lítio, potássio e sódio para testar a corrente elétrica. Sendo que o Cloreto de Potássio foi o que melhor conduziu corrente elétrica e o cloreto de lítio o pior. 
Isto deve-se a hidratação dos íons em solução , como Li+ é muito pequeno, ele é muito hidratado. Assim, o raio do íon será grande e se difundirá lentamente. À medida que descemos na tabela periódica o grupo dos metais alcalinos, o raio atômico vai aumentando, logo, o íon hidratado vai decrescendo, sendo que a condutividade iônica em soluções aquosas segue a sequência: Cs+ > Rb+> K+> Na+ >Li+.(Referência 1)
CONCLUSÃO
Os objetivos foram alcançados com os experimentos, já que, podermos observar a reação dos metais com água e de como o pH modifica com esta reação, pois há formação de um hidróxido de um metal e gás hidrogênio. Notou-se também que os metais devem ser armazenados com hidrocarboneto, por causa da sua reatividade com o oxigênio. No teste de chama, podemos utilizar para identificar os elementos do grupo 1 pois cada um tem uma cor características. Na medição de pH , percebe com os íons alcalinos comportam-se na água. E de como o raio do íon hidratado influencia na condutividade elétrica dos metais em solução aquosa.
REFERÊNCIAS
1. LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5th Ed., São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1999. p. 139-156.
2. SHRIVER, D. F e ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3ª edição. Tradução: Maria aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. P.281-294.
3. AUTOR DESCONHECIDO. Para evitar a pressão alta, consuma até uma colher de chá de sal por dia. Disponível em : < http://g1.globo.com/bemestar/noticia/2011/11/para-evitar-pressao-alta-consuma-ate-uma-colher-de-cha-de-sal-por-dia.html>. Acessado dia 25/05/2013 às 18h.
4. CHRISTANTE, Luciana. Sede de Sal. Disponível em: < http://www.unesp.br/aci_ses/revista_unespciencia/acervo/17/sede-de-sal> Acessado dia 25/05/2013 às 20h.