Relatório Química Inorgânica Experimental- Reatividade Química dos Metais

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 LICENCIATURA EM QUÍMICA EAD 
EXPERIMENTO II – REATIVIDADE QUÍMICA DOS METAIS 
DIÊGO RODRIGUES FERREIRA -
JANICE LIMA DE ALENCAR - 
CAICÓ - RN 
MAIO/2022 
 
 
DIÊGO RODRIGUES FERREIRA - 2021000647 
JANICE LIMA DE ALENCAR - 20170158820 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório de prática experimental apresentado à 
disciplina de Química Inorgânica Experimental, da 
Universidade Federal do Rio Grande do Norte, como 
requisito parcial para a obtenção da nota avaliativa. 
Professor: Francisco Ordelei Nascimento da Silva 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAICÓ - RN 
MAIO/2022 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
Os metais têm grande relevância na vida e nos processos que circundam a 
história da humanidade, muitos deles são essenciais para a manutenção da vida 
humana, sem os quais ela não poderia existir. Tais como o crômio, manganês, cobalto, 
níquel, ferro, cobre, entre outros, que estão intrinsecamente inseridos nos processos de 
metabolismo, regulando a produção de energia e funcionamento do corpo humano. 
Além disso, muitos fazem parte do processo de evolução das sociedades. O cobre foi o 
primeiro metal a ser utilizado pelas sociedades pré-históricas, sendo sucedido pelo 
bronze e ferro, que passaram a ser utilizados como objetos e ferramentas (CRAVEIRO, 
2015). Nesse sentido, a utilização dos metais permitiu a melhora na qualidade de vida e 
crescimento das populações. Logo, é de suma importância entender o envolvimento dos 
metais nas nossas vidas, bem como compreender os processos que os envolvem . 
Os metais são capazes de reagir quimicamente com alguns elementos formando 
vários compostos, tal propriedade é chamada de reatividade. Ela está diretamente 
relacionada com a eletropositividade, ou seja, com a capacidade que o átomo tem de 
perder elétrons; quanto maior a eletropositividade, maior a capacidade de reação do 
metal. A figura abaixo elenca uma fileira de metais distribuídos conforme suas e 
reatividades e eletropositividades, tendo como referencial o hidrogênio. 
Figura 01- Ordem de reatividade em ordem decrescente para os metais e alguns não-metais. 
Fonte: Amorim e Coelho, 2019 
 
Em termos de nobreza, pode-se dizer que metais mais reativos são menos 
nobres se comparados aos menos reativos, que são considerados metais de alta 
nobreza, como prata e ouro. Isso porque os menos nobres sofrem maiores corrosões e 
se oxidam mais facilmente ao reagir com outros compostos. 
A química classifica as reações envolvendo os metais, dentre outras, como sendo 
reações do tipo redox, onde os termos redução e oxidação são usados para caracterizar 
o ganho e a perda de elétrons, respectivamente, por uma espécie química. Quando o 
metal perde elétrons é dito que ele se oxida, quando recebe diz-se que ele reduziu. A 
oxidação e redução de um metal pode ser representada de forma genérica por: 
Men+ + ne- ⇌ Me0 
 
 
, onde o sentido direto representa a redução e o inverso a oxidação. 
À medida que se tem o aumento da reatividade nos metais, os mesmos também 
são considerados melhores agentes redutores, pois têm maior facilidade em se 
oxidarem. A priori, todos os metais podem ser considerados agentes redutores, sendo 
uns mais reativos que outros, ou seja, sendo oxidados com maior ou menor facilidade 
quando expostos a agentes oxidantes. Assim, a reatividade dos metais depende dos seus 
potenciais de oxidação (E0 ox) e redução (E0 red), que são inversos. Sendo assim, um metal 
com alto potencial de oxidação tem baixo potencial de redução; ambos são medidos em 
volts (BROWN, LEMAY & BURSTEN, 2005). 
Os metais tem uma faixa para E0red com diferentes valores, onde os mais reativos, 
isto é, os com valores próximos a -3,0 volts, como césio, lítio, potássio e cálcio, entre 
outros, reagem espontaneamente com água. A figura 02 apresenta a série de atividade 
química dos metais, na qual pode-se observar os diferentes potenciais de redução em 
volts. Para compreensão dos potenciais de oxidação, basta trocar o sinal dos valores do 
potencial de redução. 
Figura 02- Serie de atividade química dos metais 
 
Fonte: Oliveira e Silva, 2006. 
 
Os metais com E0red entre -3,02 volts e -0,13 volts são considerados metais não 
nobres, já os que possuem E0red entre +0,32 volts e +1,20 volts são considerados metais 
 
 
nobres, conforme conceitos já apresentados. 
Ao colocar para reagir um metal (substância simples) com uma substância 
composta, a reação pode ainda ser denominada de reação simples troca ou 
deslocamento. Onde o metal (mais reativo) provoca a transferência de elétrons entre as 
espécies causando o deslocamento do elemento menos reativo da substância 
composta. Assim serão formados nova substância simples e nova substância composta 
(formada agora pelo metal e o ânion da substância composta) ( AMORIM e COELHO, 2014),. 
A figura 03 ilustra uma reação redox e de deslocamento envolvendo zinco metálico (Zn) 
(agente redutor) e ácido clorídrico (HCl), na qual pode-se observar a transferência de elétrons, 
causando a redução e o deslocamento do hidrogênio (menos reativo que o Zn). 
Figura 03-Reações redox, de simples troca ou deslocamento 
 
Fonte: Manual da Química 
 
Assim, para saber se uma reação é do tipo simples troca, é necessário, portanto, 
consultar a reatividade do metal em questão. Ademais, compreender a reatividade dos 
metais nos auxilia a entender vários fenômenos e fazer ajustes para o seu uso no 
cotidiano. 
 
2. OBJETIVOS 
Observar de forma prática o conceito de reatividade dos metais, analisando as 
reações de redox, bem como a ocorrência ou não de deslocamento entre os metais 
nas respectivas reações. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1. ETAPA I: REAÇÕES DE METAIS COM SAIS 
3.1.1 REAGENTES E MATERIAIS 
- Tubos de ensaio; 
- Estante para tubos de ensaio; 
- Caneta marcador; 
- Cronômetro 
- Pipetas; 
 
 
- Peras de sucção; 
- Béquer 25 mL; 
- Lâminas de zinco; 
- Solução de sulfato de cobre (0,5 mol/L); 
- Solução de cloreto de sódio (0,5 mol/L); 
- Solução de nitrato de prata (0,5 mol/L) 
 
3.1.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Nesta etapa, inicialmente foi colocado uma lâmina de zinco em três tubos de 
ensaio numerados de 1 a 3. Com o auxílio de pipetas, no primeiro foi adicionado 2 mL 
de solução de sulfato de cobre (0,5 mol/L), ao segundo foi adicionado 2 mL de solução 
de cloreto de sódio (),5 mol/L) e ao terceiro foi adicionado 2 mL de solução de nitrato 
de prata (0,5 mol/L), aguardou-se dez minutos e em seguida os tubos foram agitados, 
observando as reações ocorridas e registrando as respostas das perguntas do roteiro. 
 
3.2. ETAPA II: REAÇÕES DE METAIS COM ÁCIDOS 
3.2.1 REAGENTES E MATERIAIS 
- Tubos de ensaio; 
- Estante para tubos de ensaio; 
- Caneta marcador; 
- Cronômetro 
- Pipeta; 
- Pera de sucção; 
- Béquer 25 mL; 
- Capela de exaustão 
- Aparas de Mg, Al e Zn 
- Palha de aço 
- Cobre em pó 
- Ácido nítrico concentrado (1:1) – HNO3 
 
3.2.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Nesta etapa foram enumerados 5 tubos de ensaio e com o auxílio de uma pipeta 
graduada foram adicionados 2mL de ácido clorídrico (HCl) 6M em cada tubo. Em 
seguida, foram adicionadas aparas de Mg, Al e Zn, palha de aço e cobre em pó aos 
respectivos tubos e cronometrados o tempo aproximado de cada reação, sendo 
registrados na tabela do roteiro de práticas, bem como as devidas observações. 
Após realizada a primeira etapa, foi colocado uma pequena quantidade de cobre 
em um tubo de ensaio e levado à capela para ser adicionado 2mL de ácido nítrico (HNO3) 
concentrado. Foram feitas as devidas observações e anotadas em seguida. 
 
 
 
3.3. ETAPA III: REAÇÕES DE METAIS COM ÁGUA 
3.3.1 REAGENTES E MATERIAIS 
- Tubos de ensaio; 
- Estante para tubos de ensaio; 
- Caneta marcador; 
- Pinça de madeira 
- Lamparina a álcool; 
- Caixa de fósforo; 
- Pipeta;- Pera de sucção; 
- Béquer 25 mL; 
- Água destilada 
- Aparas de alumínio 
- Palha de aço 
- Cobre em pó 
 
3.3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Foram colocados 4 mL de água destilada em três tubos de ensaio previamente 
enumerados. Ao primeiro foi adicionado um pedaço de alumínio, ao segundo, pó de 
cobre e ao terceiro um pequeno pedaço de palha de aço. Observou-se cada um e em 
seguida foram levados à chama da lamparina para que fossem aquecidos. Durante o 
aquecimento foram realizadas novas observações e anotações. 
 
3.4. ETAPA IV: REAÇÕES DE METAIS COM BASES OU HIDRÓXIDOS 
3.4.1 REAGENTES E MATERIAIS 
- Tubos de ensaio; 
- Estante para tubos de ensaio; 
- Caneta marcador; 
- Pinça de madeira; 
- Lamparina a álcool; 
- Caixa de fósforo; 
- Pipeta; 
- Pera de sucção; 
- Béquer 25 mL; 
- Solução de hidróxido de sódio 0,5M- NaOH; 
-Aparas de Al e Zn; 
- Cobre em pó; 
- Palha de aço. 
 
 
 
 
 
3.4.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Na quarta e última etapa, com o auxílio de uma pipeta, foram adicionados 3 mL 
de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,5M em quatro tubos de ensaio numerados 
de 1 a 4. Ao primeiro tubo foi adicionado uma pequena amostra de alumínio metálico e 
levado à lamparina para ser aquecido. O mesmo procedimento foi repetido para o pó 
de cobre, palha de aço e um pequeno pedaço de zinco, respectivamente. As observações 
realizadas foram registradas no roteiro. 
 
4. RESULTADO E DISCUSSÃO 
4.1. ETAPA I: REAÇÕES DE METAIS COM SAIS 
Ao analisar o ocorrido no tubo de ensaio 1, pode-se perceber que houve reação 
entre o zinco metálico e a solução de sulfato de cobre. Tal resultado já poderia ser 
previsto, tendo em vista que a reatividade do zinco é maior que a do cobre, conforme 
pode ser observado na figura 01 acima. Outrossim, tal resultado ainda pode ser 
explicado tendo em vista que o potencial de oxidação do Zn é de aproximadamente + 
0,76 volt, enquanto do cobre é de -0,34 volt, o que faz com que o Zn oxide, causando a 
redução do cobre. Tal reação pode ser entendida como sendo de oxirredução, ou ainda, 
de simples troca, já que ao transferir elétrons para o cobre, o zinco (mais reativo) causa 
o deslocamento deste formando assim o sulfato de zinco aquoso e cobre no estado 
sólido. A reação ocorrida está representada na tabela 01 abaixo. 
No tubo 2 não ocorreu reação, o que pode ser explicado devido ao alto potencial 
de oxidação do sódio de aproximadamente + 2,71 volt, frente ao E0 ox do Zn de +0,76 
volt. Além disso, o potencial de redução do cloro é de +1,36 volt enquanto do cobre é 
de +0,34 volt. Sendo assim, o zinco não consegue deslocar o sódio, levando à 
inocorrência da reação. 
Por fim, no terceiro tubo de ensaio também foi possível observar a ocorrência 
de reação ao adicionar a solução de nitrato de prata ao zinco. Conforme pode ser 
observado nas figuras 01 e 02 acima, a reatividade e o potencial de oxidação do Zn são 
maiores que da prata (metal nobre, de baixa reatividade), assim o zinco tende a 
transferir espontaneamente elétrons para a prata, provocando o seu deslocamento e 
formando assim uma nova substância composta, o nitrato de zinco ( Zn(NO3)2 ), e a prata 
sólida, que se precipita no fundo do tubo de ensaio. A reação ocorrida está representada 
na tabela 01. 
 
 
Tabela 01: Representação das reações químicas da etapa I. 
TUBO 1 Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu (s) + ZnSO4(aq) 
TUBO 2 Zn(s) +NaCl(aq) → Não ocorre reação. 
TUBO 3 Zn(s) + 2AgNO3(aq) → Zn(NO3)2(aq) + 2Ag(s) 
Fonte: Autores, 2022 
 
4.2. ETAPA II: REAÇÕES DE METAIS COM ÁCIDOS 
Ao observar as reações ocorridas na etapa II e levando em consideração a 
reatividade dos metais envolvidos frente a reatividade do hidrogênio presente no HCl, 
conclui-se que: ocorre reação nos tubos 1, 2, 3 e 4. 
No tubo 1, a reação ocorre de forma instantânea, tendo duração de 
aproximadamente 10 segundos, o que pode ser justificado pela grande diferença de 
potencial de oxidação entre o Mg e o H. A reação pode ser classificada como sendo de 
simples troca, já que o Mg com E0 ox de +2,36 volt, desloca o H (E0 ox 0,00 volt) presente 
no HCl, tendo como produtos da reação o cloreto de magnésio ( MgCl2) em solução e o 
hidrogênio gasoso. A reação ocorrida neste tubo segue representada na tabela 02 
abaixo. 
No segundo tubo, também se observa a ocorrência de reação. Entretanto, de 
forma mais lenta, com tempo de reação total de aproximadamente 05 minutos, pois a 
superfície do metal está coberta por uma fina película de óxido de alumínio, a qual é 
primeiramente destruída pelo HCl para depois reagir diretamente com o alumínio. 
Observou-se que após aproximadamente 2 min de reação (tempo gasto para consumir 
a película de óxido), ela passou a ser mais violenta, indicando o consumo direto do 
alumínio. Pode-se concluir ainda que a reação é de caráter exotérmico, pois houve a 
liberação de energia na forma de calor. 
A reação entre o Al metálico e o HCl é justificada, dentre outros, pelas diferenças 
de eletropositividade, pois o alumínio sendo mais eletropositivo (mais reativo) acaba 
deslocando o hidrogênio ligado ao cloreto, formando novas substâncias simples e 
composta, respectivamente, o H2 gasoso liberado na reação e o AlCl3 em solução. A 
reação entre o alumínio e o ácido clorídrico está representada abaixo, na tabela 02. 
No terceiro tubo há reação devido a diferença de reatividade entre o zinco e o 
hidrogênio. Ou seja, o Zn tem um maior potencial oxidativo e assim transfere elétrons 
 
 
espontaneamente para o hidrogênio, causando a sua redução. Logo a reação pode ser 
entendida como uma simples troca assim como as demais, pois o zinco se liga ao cloro 
produzindo cloreto de zinco e liberando o hidrogênio na forma gasosa. O tempo de 
reação neste experimento foi de aproximadamente 3 min, sendo iniciada 
imediatamente a partir do contato entre os reagentes; pode-se perceber que trata-se 
de uma reação exotérmica, pois houve a liberação de calor. A equação balanceada que 
representa a reação pode ser vista na tabela referente às reações químicas da etapa II, 
abaixo. 
No tubo 4 os reagentes formam produtos, contudo a reação acontece de forma 
muito lenta, pois os valores dos potenciais de oxidação do Fe e do H são relativamente 
próximos. Mesmo assim, o ferro tem maior caráter redutor, o que faz o mesmo 
transferir elétrons para o hidrogênio causando sua redução e deslocamento. Logo, o Fe 
se liga ao Cl, formando o cloreto de ferro(III) em solução, e hidrogênio gasoso, que é 
liberado durante a reação. Neste experimento o tempo de reação foi cronometrado por 
mais de 12 min, porém a reação continuou ocorrendo lentamente. Observou-se ainda a 
mudança de coloração da solução para um pouco amarelada, devido a formação do 
cloreto de ferro(III). Conforme pode ser visto na figura 04 abaixo. 
Figura 04: Mudança de coloração 
 
Fonte: Autores, 2022 
 
No tubo de ensaio de número 5 não houve reação entre o cobre e o ácido 
clorídrico. Pelo fato de o cobre ser um metal nobre, sendo assim, de baixa reatividade, 
e por isso não consegue arrastar o H que está ligado ao Cl para iniciar um processo de 
reação. 
Os metais utilizados no experimento foram ordenados, a seguir, em ordem 
decrescente de reatividade, de acordo com o menor tempo gasto na reação. Sendo a 
 
 
seguinte ordem: Mg > Al (desconsiderando o tempo da película de óxido)> Zn > Fe > Cu 
Tabela 02: Representação das reações químicas da etapa II. 
TUBO 1 Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) 
TUBO 2 2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g) 
TUBO 3 Zn(s) + 2 HCl(aq)v→ ZnCl2(aq) +H2(g) 
TUBO 4 2Fe(s) + 6HCl(aq) → 2FeCl3(aq) + 3H2(g) 
TUBO 5 Cu(s) + HCl(aq) → Não reage 
Fonte: Autores, 2022 
Na segunda parte da etapa II, quando o cobre é colocado em contato com o ácido 
nítrico concentrado, pode-se perceber uma reação exotérmica com liberação de 
vapores, uma vez que o ácido é um forte agente oxidante e apresenta elevado grau deionização. 
 O cobre doa elétrons para o nitrogênio do ácido. Sendo assim, o Cu é oxidado, 
produzindo íons Cu+2, já alguns átomos de nitrogênio são reduzidos a N+2 para formar 
óxido de nitrogênio. Ou seja, o cobre reage com o ácido nítrico formando nitrato de 
cobre(II) (de coloração verde), monóxido de nitrogênio gasoso e água. O gás NO (incolor) 
reage com o O2 do ar, formando NO2 de coloração castanho-avermelhada. A cor verde 
da solução é produzida pela combinação da cor azul do íon Cu2+ aquoso com a cor 
castanha do dióxido de nitrogênio dissolvido. As etapas da reação podem ser observadas 
na figura 05. 
Equação química balanceada que representa a reação: 
3Cu(s) + 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2 (aq) + 4H2O(l) + 2NO(g ) } 1ª reação 
2NO(g ) + O2(g) → 2NO2(g) } 2ª reação 
Figura 05: Reação do Cobre com o ácido nítrico 
 
Fonte: Autores, 2022 
 
 
4.3. ETAPA III: REAÇÕES DE METAIS COM ÁGUA 
Ao serem colocados em contato com a água, não se observou reações dos 
metais, mesmo sabendo que alguns poderiam sofrer a ação da água. Já outros não têm 
essa interação devido à camada protetora, a exemplo do zinco que sobrevive à 
exposição ao ar e à água na superfície coberta porque, como o alumínio, ele é passivado 
pelo óxido protetor. Em geral, o óxido de qualquer metal que ocupa mais espaço do que 
o metal que ele substitui age como um óxido protetor, um óxido que impede que a 
oxidação do metal prossiga (ATKINS, 2018). Ao serem aquecidos, pode-se perceber que 
em cada tubo a agitação das moléculas se deu de forma peculiar. 
 
4.4. ETAPA IV: REAÇÕES DE METAIS COM BASES OU HIDRÓXIDOS 
Nessa etapa pode-se perceber reações, em dois tubos de ensaio, o 1 e o 4. No 
tubo 1 ocorreu reação entre o alumínio e o hidróxido de sódio, podendo ser observado 
desprendimento de gases, conforme figura 06. Observou-se que a reação iniciou de 
forma lenta, porém ao ser aquecida ela potencializou aumentando a sua velocidade, 
pois o aumento da temperatura eleva o grau de agitação das partículas favorecendo a 
reação. Foi formado um sal, o aluminato de sódio e gás hidrogênio, podendo ser 
observada a representação da reação na Tabela 03. 
Figura 06: Desprendimento de gases 
 
Fonte: Autores, 2022 
Nos tubos 2, Cu (cobre), e 3 Fe (ferro), não se observou reações entre os metais 
e o hidróxido de sódio (NaOH). Tal fato pode ser explicado pelos baixos potenciais de 
oxidação dos mesmos em relação ao sódio, assim o Cu e Fe são menos reativos que o 
 
 
Na. 
No tubo 4, observou-se reação ocorrendo entre o zinco (Zn) e o hidróxido de 
sódio. Porém essa reação não se deu de imediato, nem espontaneamente, uma vez que 
o potencial do zinco (Zn) é menor que o potencial de oxidação do sódio, desta forma, 
em condições normais de temperatura, o zinco não consegue arrastar o sódio do 
hidróxido. Mas ao ser aquecido, percebe-se a reação, com liberação de gás hidrogênio 
e a formação do NaZnO2 (zincato de sódio), conforme as imagens apresentadas na 
figura 07. 
Figura 07: Liberação de gás a partir da reação entre o zinco e o hidróxido de sódio 
 
Fonte: Autores, 2022 
Na tabela 03 podem ser visualizadas as reações ocorridas entre os metais e o 
hidróxido de sódio (0,5 molar), etapa IV do experimento. 
Tabela 03: Representação das reações químicas da etapa IV. 
TUBO 1 2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + H2O → 2 NaAlO2(aq) + 3 H2(g) 
TUBO 2 Cu(s) + NaOH(aq) → Não reage 
TUBO 3 Fe(s) + HCl(aq) → Não reage 
TUBO 4 Zn(s) + 2 NaOH(aq) → Na2ZnO2(aq) + H2(g) 
Fonte: Autores, 2022 
 
5. CONCLUSÃO 
 
O estudo em questão permitiu observar a reatividade de metais de alta e baixa 
nobreza, sendo possível identificar fatores como tempo de reatividade, reações 
espontâneas e não espontâneas, liberação de energia nas reações, deslocamento de 
elementos, etc. Pode-se concluir que, dependendo da reatividade de alguns metais, eles 
 
 
podem reagir com soluções salinas, ácidas ou básicas, e que o tempo gasto na reação 
serve de indicativo para compreender a ordem de reatividade de metais utilizados no 
experimento. 
Pode-se compreender ainda que, metais alcalinos são altamente reativos, tendo 
alto potencial de oxidação, o que explica a inocorrência de algumas reações ao ser 
colocado para reagir metais e soluções alcalinas. Ademais, conclui-se que metais de alta 
reatividade ao reagem com ácido forte liberam gás hidrogênio como produto da reação. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
AMORIM, Antonia Fádia Valentim de; COELHO, Augusto Leite. Introdução a química, 
3.ed. Fortaleza, CE : EdUECE, 2014 
 
ATKINS, P. W.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. Tradutor: Félix José Nonnenmacher; revisão técnica: 
Ricardo Bicca de Alencastro. – 7. ed. –Porto Alegre: Bookman, 2018. 
 
BROWN, LEMAY & BURSTEN, QUÍMICA A CIÊNCIA CENTRAL - 9.ed. Pearson Prentice Hall 
ed. 2005 
 
CRAVEIRO, Alexandre Cabral. Química geral e orgânica, 2. ed. – Fortaleza : EdUECE, 
2015. 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Reatividade dos metais. Disponível em: 
<https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htm> 
Acesso em: 07 de maio de 2022. 
 
Idade dos metais. Disponível em: <https://www.todamateria.com.br/idade-dos-
metais/> Acesso em: 05 de maio de 2022. 
 
Manual da química. Reações de simples troca ou deslocamento. Disponível em: < 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/reacoes-simples-troca-ou-
deslocamento.htm> Acesso em: 07 de maio de 2022. 
 
MASSABNI, Antonio Carlos. Os metais e a saúde humana. Disponível em: 
<https://www.crq4.org.br/quimica_viva__os_metais_e_a_saude_humana> Acesso em: 
05 de maio de 2022. 
 
SILVA, Ademir Oliveira da; OLIVEIRA, Otom Anselmo de. Diversidade química do 
ambiente. Natal, RN, : EDUFRN, 2006. 
 
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htm
https://www.todamateria.com.br/idade-dos-metais/
https://www.todamateria.com.br/idade-dos-metais/
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/reacoes-simples-troca-ou-deslocamento.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/reacoes-simples-troca-ou-deslocamento.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/reacoes-simples-troca-ou-deslocamento.htm
https://www.crq4.org.br/quimica_viva__os_metais_e_a_saude_humana