Universidade Federal de AlagoasInstituto de Química e Biotecnologia

Curso de Química TecnológicaQuímica Inorgânica Experimental

Química Inorgânica Experimental

Maceió, Novembro/2015

Universidade Federal de AlagoasInstituto de Química e Biotecnologia

Curso de Química TecnológicaQuímica Inorgânica Experimental

Experimento 9: A química do cromo, do ferro e do cobalto – Princípio de Le Chatelier

Maceió, Novembro/2015

Aluno: José Dowglas Moraes;

Prof: Maria Ester;

Curso: Química tecnológica e industrial;

Matrícula: 13110105

1.Resumo

O Princípio de Le Chatelier afirma que se um sistema em equilíbrio é perturbado por

uma alteração na concentração, temperatura ou pressão de um dos componentes, o sistema

deslocará a sua posição de equilíbrio de forma a contrabalancear o efeito da perturbação. O

presente relatório descreve como na prática foi possível observar esse princípio químico

diante de reações químicas, como também, reações de complexação e oxirredução por meio

da química de metais de transição como cromo, cobalto e ferro. Os procedimentos foram de

fácil execução, pela simplicidade dos materiais utilizados e disponibilidade dos reagentes. Os

resultados foram satisfatórios, e em sua grande maioria, esperados de acordo com a literatura.

2. Objetivos

Estudar os efeitos da temperatura e concentração dos reagentes em um equilíbrio

químico (Princípio de Le Chatelier);

Desenvolver a química do cromo, ferro e cobalto.

3. Introdução

O cromo foi descoberto em 1797, pelo químico Wanguelim, e ocorre primariamente

como cromita, FeCrO3. Ligas de ferro-cromo e cromo metálico puro são as duas formas de se

obter esse elemento. Os compostos de cromo são coloridos (Chroma: do grego = cor). É o 21º

elemento mais abundante da crosta terrestre.(LEE, 1999)

O ferro é o metal mais utilizado dentre todos os metais, e a fabricação do aço é de

extrema importância em todo o mundo. É o 4º elemento mais abundante da crosta terrestre, e

encontrado principalente em minérios de hematita, Fe2O3, a magnetita, Fe3O4, a limonita,

FeO(OH) e a siderita, FeCO3(COTTON, 1978) . O ferro é obtido a partir de seus óxidos num

alto forno, um forno quase cilíndrico revestido com tijolos refratário em alta temperatura.

(LEE, 1999)

Existem muitos minérios contendo cobalto. Os minérios economicamente imprtantes

são a cobalita, CoAsS, a esmaltita, CoAs2, e a lineíta, Co3S4. Estão sempre associados com

minérios de níquel, frequentemente com minérios de cobre e às vezes com minérios de

chumbo. (LEE, 1999)

Todos são elementos de transição, ou seja, possuem o nível d semi preenchido. Um

dos aspectos mais marcantes dessses elementos, é o fato deles existirem em diversos estados

de oxidação. No caso do cromo, os NOx variam de +I a +IV; no caso de ferro e cobalto, de +

II a + III.

Os elementos de transição exibem uma tendência inigualada de formar compostos de

coordenação com bases de Lewis, isto é, com grupos capazes de doar um par de elétrons.

Esses grupos são denominados ligantes. Um ligante pode ser uma molécula neutra, como

NH3, ou íons tais como Cl- ou CN-. O cobalto forma mais complexos que qualquer outro

elemento, exceto o carbono.

Muitas reações químicas são reversíveis, isto é, os produtos tornam a formar os

reagentes originais, sob condições favoráveis. Nos casos em que a velocidade da reação de

combinação entre os reagentes é exatamente igual à da reação de decomposição dos produtos

para voltar a formar os reagentes iniciais, têm-se um estado de equilíbrio químico.

Em 1884 o cientista francês Henri Louis Le Chatelier enunciou um princípio geral

conhecido pelo nome, princípio de Le Chatelier, que defendia a teoria de que quando se

exerce uma ação num sistema em equilíbrio (variação de pressão, temperatura, concentração),

o sistema se desloca no sentido da reação que neutraliza esta ação.

Nos sistemas que atingiram o equilíbrio químico, as reações opostas ocorrem em

velocidades iguais, portanto, qualquer mudança que altere a velocidade de uma das reações

causa a perturbação desse equilíbrio, assim, o Princípio de Le Chatelier propicia um meio de

prever a influência que os fatores perturbadores têm sobre os sistemas em equilíbrio, sendo

válido para todos os tipos de equilíbrios dinâmicos, físicos, iônicos, bem como os químicos.

Essas perturbações que desordenam o equilíbrio químico ocorrem devido a variações de

concentração, de pressão e de temperatura. (www.infoescola.com/quimica/ principio-de-le -

chatelier / )

No laboratório, muitas vezes as reações de equilíbrio podem ser estudadas quanto à

predominância dos reagentes ou dos produtos, observando mudança de coloração ou

aparecimento de precipitado. Por exemplo, em solução aquosa, os íons cromato CrO4-2 podem

ser convertidos em íons dicromato, Cr2O72- e vice e versa, variando o pH da solução:

2CrO42- + 2H+ Cr2O7

2- + H2O

Adicionando ou retirando íons H+ o equilíbrio se desloca para a esquerda ou para

direita, respectivamente, o que pode ser constatado através de mudança de coloração.

4.Materiais e reagentes

4.1.Materiais

Béqueres 25 e 50 mL

Chapinha aquecedora

Estante para tubos de ensaio

Pêra

Piloto marcador

Pipetas de 5 e 2mL

Pipetas Pasteur

Provetas 10 e 25 mL

Tubos de ensaio

4.2.Reagentes

Ácido clorídrico (HCl): 0,5 mol L-1, 1 mol L-1, 6 mol L-1 e 12 mol L-1

Ácido sulfúrico (H2SO4): 1 mol L-1 e 18 mol L-1

Cloreto de bário (BaCl2) : 0,1 mol L-1

Cloreto de bário (BaCl2) : 0,1 mol L-1

Cloreto de cobalto (CoCl2): 0,1 mol L-1 e sólido

Cloreto de cromo (CrCl3): 0,1 mol L-1

Cloreto de sódio (NaCl): 1,0 mol L-1

Cromato de potássio (K2CrO4): 0,1 mol L-1

Dicromato de potássio (K2Cr2O7): 0,1 mol L-1

Etanol (C2H5OH): P.A.

Fluoreto de sódio, NaF: 0,1 mol L-1

Hidróxido de amônio (NH4OH): 1 mol L-1, 3 mol L-1 e 15 mol L-1

Hidróxido de sódio (NaOH): 3,0 mol L-1 e 6 mol L-1

Nitrato de ferro (III), Fe(NO3)3: 0,1 mol L-1

Peróxido de hidrogênio (H2O2): 10%

Sulfito de sódio (Na2SO3): sólido

Tiocianato de amônio, NH4SCN: 0,1 mol L-1

5.Procedimento experimental

5.1-Tomaram-se três tubos de ensaio. Colocaram-se em cada um deles, 1 mL de K2Cr2O7 0,1

mol L-1. Ao primeiro tubo adicionou-se 1 mL NaOH 3,0 mol L-1 e ao segundo adicionou-

se 1 mL de água destilada. As cores dessas soluções foram comparadas com a cor da

solução de K2Cr2O7 contida no terceiro tubo;

5.2-Colocou-se 1 mL de H2O2 em um tubo de ensaio, depois foram adicionados 0,5 mL de

H2SO4 1 mol L-1 e 0,5 mL de K2Cr2O7 0,1 mol L-1. A cor foi observada e anotada. O tubo

foi aquecido lentamente na chapa aquecedora. Novamente a cor da solução foi observada

após ser aquecida. Os resultados foram anotados e as cores comparadas.

5.3-Colocou-se 1 mL de K2Cr2O7 0,1 mol L-1 em um tubo de ensaio e foram adicionadas 10

gotas de H2SO4 1 mol L-1 e cerca de 1 g de Na2SO3. Foi observado se houve reação;

5.4-Tomaram-se quatro tubos de ensaio. Em cada um deles, foi colocado 1 mL de CrCl3 0,1

mol L-1. Ao primeiro tubo, foram adicionadas 3 gotas de NH4OH 1 mol L-1. O resultado

foi observado. Em seguida, foram adicionadas 10 gotas de NH4OH 15 mol L-1

(procedimento realizado em capela para evitar os vapores nocivos de NH3) ao mesmo

tubo. Ao segundo tubo foram adicionadas 3 gotas NH4OH 3 mol L-1 e depois foram

adicionadas 10 gotas de NaOH 12 mol L-1. Observou-se o resultado. Ao terceiro tubo

foram adicionadas 5 gotas H2O2 a 10% e 5 gotas de NaOH 3 mol L-1. A solução foi

aquecida em banho-maria. Observou-se o resultado. Ao quarto tubo, adicionaram-se 5

gotas de solução H2SO4 1 mol L-1 e 5 gotas de H2O2 a 10%. A solução foi aquecida

brandamente. Observou-se o resultado.

5.5-Adicionaram-se a um tubo de ensaio, 2 mL de K2CrO4 0,1 mol L-1 e 5 gotas de HCl 6 mol

L-1. O tubo foi agitado e o resultado foi observado. Em seguida, foi adicionado NaOH 6

mol L-1, gota a gota, com agitação, até ocorrer alguma alteração. Foram adicionadas

novamente 10 gotas de HCl 6 mol L-1. O resultado foi observado e anotado.

5.6-Adicionaram-se 2 mL de K2CrO4 0,1 mol L-1 e 5 gotas de BaCl2 0,1mol L-1 a um tubo de

ensaio. O resultado foi observado e anotado. A seguir, adicionou-se HCl 6 mol L -1 .

Observou-se o resultado

5.7-Tomaram-se 5 tubos de ensaio. Ao primeiro tubo, adicionou-se 1 mL de Fe(NO3)3 0,1 mol

L-1 e NH4SCN gota a gota até mudança de cor da solução. Ao segundo tubo, adicionaram-se 1

mL de CoCl2 e NaF 0,1 mol L-1 gota a gota até mudança de coloração. Ao terceiro tubo,

adicionaram-se 2 mL de Fe(NO3)3 e 2 mL de CoCl2. Separou-se a solução deste terceiro tubo

em duas frações:

Foi adicionado à primeira fração, NH4SCN 0,1 mol L-1 até mudança de cor

da solução;

Foi adicionado à segunda fração, NaF 0,1 mol L-1 gota a gota até mudar a

cor da solução. Os resultados foram observados.

5.8-Foram preparadas duas soluções da seguinte maneira:

Solução A: Pesou-se 0,5g de CoCl2 e dissolveu-se em 25 mL de água destilada;

Solução B: Dissolveu-se uma pequena porção de CoCl2 em 5 mL de álcool etílico.

Comparou-se a coloração das duas soluções. Tomaram-se seis tubos de ensaio, e a cada um

deles foi adicionado 3 mL da solução A. Um dos tubos foi separado como referencial.

Ao primeiro tubo foi adicionado HCl 12 mol L -1 (operação realizado em capela

para evitar os vapores nocivos de HCl) gota a gota até mudança de coloração da

solução. As cores deste tubo e a do tubo de referência foram comparadas.

Ao segundo tubo foi adicionada HCl 6 mol L-1, gota a gota, até um total de 20

gotas. Observou-se o resultado.

Ao terceiro tubo foi adicionado HCl 1 mol L-1, gota a gota até um total de 20

gotas. Observou-se o resultado.

Ao quarto tubo foi adicionado HCl 0,5 mol L-1, gota a gota até um total de 20

gotas. Observou-se o resultado..

Ao quinto tubo foi adicionado NaCl 1 mol L-1, gota a gota até um total de 20

gotas. Observou-se o resultado.

6.Resultados e discussões

6.1- Ao adicionarmos hidróxido de sódio, NaOH, à solução de dicromato de potássio,

K2Cr2O7, foi observado mudança de coloração de laranja para amarelo. Os íons cromato em

solução aquosa básica, CrO42-,apresentam coloração amarela. Com o aumento do pH,

promovido pela adição de NaOH, confirmou-se essa mudança de coloração.

O grupo ligante oxo, O2-, é capaz de habilitar maiores estados de oxidação nos metais

quimicamente duros do lado esquerdo do bloco d como o cromo, pois esses elementos em

altos estados de oxidação ocorrem como oxoânions em solução aquosa, como por exemplo, os

íons dicromato e o cromato, que contém Cr+4. A presença de um oxocomplexo é favorecida

por uma solução ácida, uma vez que a hidroxila, OH -, tende a remover os prótons dos ligantes

aqua (H2O), ou seja, os ligantes oxo são fortes recebedores de pares de elétrons. O pH é

fundamental na determinação de qual composto será formado. Um polioxometalato é um

oxoânion contendo mais do que um átomo metálico, como o dicromato.

2 NaOH(aq) + K2Cr2O7(aq) Na2CrO4(aq) + K2CrO4(aq) + H2O(l)

Ao adicionar água destilada à solução de dicromato de potássio, K2Cr2O7, não houve

mudança na coloração, apenas uma diluição; a coloração que era laranja tornou-se laranja

clara:

K2Cr2O7(aq) Cr2O72-

(aq) + 2 K+(aq)

O K2Cr2O7 é solúvel em água. Nessa reação ocorre diluição do dicromato de potássio e

os íons ficam dissociados em solução.

É notória a intervenção no sistema, por meio de mudança de coloração, promovida

pela adição de reagente. O estudo dessas variações evidencia o princípio de Le Chatelier;

nesse experimento há um equilíbrio entre os íons cromato e dicromato.

6.2- Ao adicionarmos solução 10% de peróxido de hidrogênio (H2O2) e ácido sulfúrico

(H2SO4) 1 mol L-1 no mesmo tubo de ensaio, não houve mudança de coloração. A mistura

formada é conhecida como “solução Piranha”, e é aplicada como limpadora de materiais

metálicos e vidros, devido à sua característica corrosiva e oxidante. O tubo de ensaio aqueceu

durante a reação, caracterizando a reação como exotérmica. O produto formado é o ácido

peroxomonosulfurico, conhecido também como Ácido de Caro:

H2O2(aq) + H2SO4(aq) H2SO5(aq) + H2O(l)

Ao adicionarmos a solução de dicromato de potássio, houve mudança na coloração: a

coloração da solução passou para azul. O responsável pela mudança de coloração é o peróxido

de cromo(VI).

K2Cr2O7(aq) + 4 H2O2(aq) + H2SO4(aq) 2 CrO5(aq) + K2SO4(aq) + 5 H2O(l)

No equilíbrio, o K2Cr2O7 e H2SO4 funcionam como agentes redutores, enquanto que o

peróxido, H2O2, está se reduzindo, sendo então o agente oxidante.

O CrO5 é um composto e instável. Ao submetermos a solução ao aquecimento, o

cromo desloca o hidrogênio do ácido sulfúrico, formando sulfato de cromo, que é um sal de

coloração verde. Há efervescência durante essa parte do procedimento. Isso ocorre devido à

liberação de gás oxigênio na reação:

2 CrO5(aq)  + 7 H2O2(aq)  + 3 H2SO4(aq)   Cr2(SO4)3(aq)  + 10 H2O(l)  + 7 O2(g)↑

6.3 - Ao adicionarmos solução de dicromato de potássio 0,1 mol L-1 em um tubo de

ensaio e em seguida ácido sulfúrico 1 mol L-1, a solução continuou com a coloração laranja,

característica da solução de dicromato de potássio. Ao adicionar solução de sulfito de sódio

(Na2SO3), a solução se transformou para coloração verde. Além disso houve aumento de

temperatura, sendo assim uma reação exotérmica:

K2Cr2O7(aq) + 3 Na2SO3(aq) + 4 H2SO4(aq) Cr2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + 3 Na2SO4(aq) + 4 H2O(l)

O cromo sofreu redução de Nox +6 (laranja) para +3 (verde), ou seja, foi o agente

oxidante. E oxida o íon sulfito a íon sulfato em presença de ácido sulfúrico. Após

aquecimento em banho maria, a solução continuou verde, discordando da teoria, pois em uma

reação exotérmica, a interferência do sistema com aumento de temperatura favorece a

formação dos reagentes. Logo a solução deveria voltar a ter coloração laranja, mas isso não

ocorreu.

6.4 – Após adição de 1 mL de CrCl3 0,1 mol L-1 (coloração roxa) em 4 tubos de

ensaio, foram realizados os procedimentos a seguir:

Ao primeiro tubo, após adição de solução de hidróxido de amônio, NH4OH, 1 mol L-1,

foi observado que a solução se tornou de coloração verde claro e aspecto viscoso. Após

adição de solução de NH4OH 15 mol L-1 (concentrado), a solução tornou-se de coloração azul-

esverdeado claro:

CrCl3(aq) + 3NH4OH(aq) Cr(OH)3(aq) + 3NH4Cl(aq)

Essa é uma reação de dupla troca, onde o Cr(III) desloca o íon hidroxila da base,

formando hidróxido de cromo, o qual é responsável pela mudança de cor na solução.

Ao adicionarmos solução de hidróxido de amônio 3 mol L-1 no segundo tubo de

ensaio, foi observado que a solução tornou-se de coloração verde e de aspecto viscoso. Em

seguida, quando adicionado solução de hidróxido de sódio concentrado, a solução adquiriu

uma coloração verde num tom mais forte e a solução perde o aspecto viscoso, tornando-se

com aparência límpida. O composto que torna a solução de cor esverdeada é o óxido de

cromo(III):

2 CrCl3(aq) + NH4OH(aq) + 6 NaOH(aq) NH4Cl3(aq) + Cr2O3(aq) + 3 H2O(l) + 6 NaCl(aq)

Após a adição de solução de peróxido de hidrogênio (H2O2) a 10% no terceiro tubo, a

solução permaneceu com a coloração roxa, cor característica do CrCl3. Após adição de NaOH

3 mol/L, a solução passou a apresentar coloração castanha, seguido de efervescência. Após

essa liberação de gás, a solução tornou-se de coloração amarelada. Esta cor é consequência da

formação de cromato de sódio em meio aquoso:

2 CrCl3(aq) + 3 H2O2(aq) + 10 NaOH(aq) 2 NaCrO4(aq) + 6 NaCl(aq) + 8 H2O(l)

Após adição de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 1 mol L-1 no quarto tubo, a solução

permaneceu com a coloração roxa, e também foi adicionada solução de peróxido de

hidrogênio (H2O2) a 10%, permanecendo a coloração azul.

6.5- Os metais dos grupos 5 e 6 de transição da tabela periódica, quando nos estados de

oxidação maiores, o pH é importante para determinar qual composto será formado em reações

químicas. Ao adicionarmos a solução de ácido clorídrico 6 molL-1 na solução 0,1 molL-1 de

dicromato de potássio, formou o seguinte equilíbrio:

2 K2CrO42-

(aq) + 2 HCl(aq) K2Cr2O72-

(aq) + H2O(l) + 2 KCl(aq)

Uma diminuição de pH, promovida pela adição de ácido, favorece a formação do íon

dicromato Cr2O72-, e por isso a solução tornou-se alaranjada. Pelo Princípio de Le Chatelier,

houve um deslocamento no equilíbrio no sentido de formação do íon Cr2O72-, pois ao

adicionar o ácido como reagente, o equilíbrio desloca no sentido da formação de produtos.

Ao adicionarmos hidróxido de sódio houve aumento do pH, favorecendo a formação

de íon cromato, tornando a solução novamente de coloração amarelada; pelo principio de Le

Chatelier, a adição de base forte, desloca o equilíbrio químico para formação de íons

dicromato, ou seja, desloca equilíbrio para a direita, formando os produtos:

K2Cr2O72-

(aq) + 4 NaOH(aq) 2 Na2CrO4

2-(aq) + H2O(l) + 2 KOH

6.6 – Após adição de solução de BaCl2 à uma solução de K2CrO4, observou-se a

formação de um precipitado de cor amarelo forte. O precipitado formado é o cromato de

bário:

K2CrO4(aq) + BaCl2(aq) BaCrO4(s)↓ + 2 KCl(aq)

Logo após, com a adição de ácido clorídrico (HCl) ao mesmo tubo de ensaio, foi

observado que o precipitado foi solubilizado, pois houve a formação do dicromato de

potássio, que é solúvel em solução aquosa, e a solução tornou-se de cor laranja:

2 BaCrO4(s) + 2 KCl(aq) + 2 HCl(aq) K2Cr2O7(aq) + 2 BaCl2(aq) + H2O(l)

A adição de HCl(reagente) desloca o equilíbrio reacional para a formação de

dicromato de potássio(produto).

6.7- No primeiro tubo, após adição de solução de nitrato de ferro, Fe(NO3)3 0,1 mol L-

1, que possui cor laranja, e solução de tiocianato de amônio, NH4SCN, houve uma reação em

que resulta uma solução de coloração vermelho sangue, cor característica de um complexo.

Os ligantes NO3- são substituídos por ligantes mais fortes, SCN-:

Fe(NO3)3(aq) + 3 NH4SCN(aq) 3 NH4NO3(aq) + [Fe(SCN)3](aq)

Ao adicionarmos solução de cloreto de cobalto (CoCl2), a qual possui coloração rosa

claro, ao tubo 2, e em seguida adicionarmos solução de fluoreto de sódio (NaF) 0,1 mol L -1,

não houve alteração de cor da solução. Os produtos formados são solúveis e se dissociam em

solução aquosa, podendo ocorrer reação de dupla troca do tipo:

CoCl2(aq) + 2 NaF(aq) 2 NaCl(aq) + CoF2(aq)

Ao adicionarmos solução de nitrato de ferro Fe(NO3)3 e solução de cloreto de cobalto

(CoCl2) no tubo 3, a solução se tornou rosa-alaranjado. Os íons ficam livres em solução, pois

se dissociam, podendo ocorrer reação de dupla troca:

2 Fe(NO3)3(aq) + 3 CoCl2(aq) 2 FeCl3(aq) + 3 Co(NO3)2(aq)

Essa mesma solução foi separada em duas novas frações:

Ao adicionarmos na primeira fração solução de tiocianato de amônio 0,1 mol L-1ª

coloração da solução se tornou vermelho sangue, característica do complexo de ferro:

FeCl3(aq) + NH4SCN(aq) NH4Cl2(aq) + [Fe(SCN)3](aq)

Na segunda fração, após adicionarmos solução de fluoreto de sódio (NaF) 0,1 mol/L,

gota a gota, houve mudança na coloração da solução, que passou pela cor rosa, e logo em

seguida, alaranjada num tom fraco. Houve dissociação de todas as espécies envolvidas.

6.8- Tubo 1: Com adição de ácido clorídrico (HCl) 12 mol L-1, a solução apresentou

coloração azul intenso, provocado pela formação de cloreto de cobalto. Isso ocorreu devido ao

fato de, pelo Principio de Le Chatelier, a adição de mais íons cloreto, promovidos pela adição

de ácido clorídrico na solução, deslocou o equilíbrio para a direita, para a formação de

produtos, cloreto de cobalto(II) anidro no caso. Nos tubos 2, 3, 4, com adição de ácido

clorídrico 6 mol L-1, 1 mol L-1 e 0,5 mol L-1 respectivamente, não houve mudança de coloração

de rosa para azul como aconteceu com o tubo 1. Isto pode ser explicado pela concentração das

soluções ácidas usadas, as quais não foram grandes o suficiente para desidratar o cloreto de

cobalto e consequentemente o tornar na sua forma anidra. No tubo 5, com a adição de cloreto

de sódio 1 mol L-1, houve uma diluição, pois a solução rosa se tornou rosa mais claro. Pelo

Princípio de Le Chatelier, a adição de mais íons cloreto nesta solução desloca o equilíbrio no

sentido dos produtos, mas a molaridade utilizada não é suficiente para ocorrer deslocamento

de ligantes.

Em seguida, ao tubo padrão, foi adicionado HCl 18 mol L-1, ocorrendo uma reação

com liberação de bastante calor(endotérmica), com uma solução azul, e, ao adicionarmos água

destilada, a solução voltou a sua coloração inicial(rosa). Pelo Princípio de Le Chatelier, ao

adicionar ácido forte nessa solução, o equilíbrio é deslocado para a formação de produtos

(direita), e quando se adiciona água o equilíbrio é deslocado para a esquerda (formação de

reagentes), sentido inverso.

[Co∙(H2O)6]2+(aq) + HCl(conc.) [CoCl4]2- + 4 H2O

7.Conclusão

Através desse experimento, foi possível confirmar os efeitos do aumento da

concentração de reagentes e temperatura em equilíbrios químicos, confirmando o Princípio de

Le Chatelier. Além disso, pôde-se observar reações de oxirredução e formação de complexos.

Por fim conclui-se que os materiais simples, métodos e reagentes disponíveis

contribuíram para uma boa execução do procedimento experimental, atendendo à proposta da

marcha analítica. Os resultados foram satisfatórios, e em sua grande maioria, esperados de

acordo com a literatura.

8.Referências Bibliográficas

Cotton, F.A e Wilkinson, G. Química Inorgânica. 1ª Ed. Livros Técnicos e Científicos.

(Páginas 462, 472, 477);

VOGEL, A. L. Química Analítica Qualitativa. 5ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981. p

393-395;

www.infoescola.com/quimica/ principio-de-le - chatelier (acessado em 04/11/2015);

LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. Tradução da 5ª edição inglesa. Editora

Edgard Blücher. São Paulo, 1999 (pg 328-331).