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Fundação Universidade Federal de Mato Grosso do Sul Faculdade de Engenharias, Arquitetura e Urbanismo e

Geografia- FAENG

Engenharia de Produção - Bacharelado

RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL

TÍTULO: Sistema tampão.

Acadêmica: Thatiane de Medeiros de Amorim

Professor: Rodrigo Pereira Cavalcante

CAMPO GRANDE – MS 2017

RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL

TÍTULO: Sistema tampão.

Aluna: Thatiane de Medeiros de Amorim

Professor: Rodrigo Pereira Cavalcante

Relatório referente à aula prática de Química Geral realizada no dia 04-08- 2017 no Instituto de Química da Universidade Federal de Mato Grosso do Sul.

CAMPO GRANDE – MS 2017

  1. INTRODUÇÃO

O organismo dispões de três importantes mecanismos reguladores do pH, que atuam em sincronia, com a finalidade de preservar as condições ótimas para as funções celulares. O mecanismo respiratório, de ação rápida, o mecanismo renal, de ação lenta e o mecanismo químico, de ação imediata, representado por pares de substâncias chamados sistemas "tampão", que podem reagir com ácidos ou com bases em excesso nos líquidos do organismo. (Campos, 2012)

Solução utilizado para manter o pH dentro de uma faixa ideal para um determinado procedimento químico. Atualmente encontra-se com facilidade essas soluções tampões no comercio, mas, para adquiri-los faz necessário o conhecimento em teórico do sistema tampão e cálculos matemáticos.

Uma solução tampão é composta de um par de ácido fraco (ácido conjugado) e seu sal (base conjugada), mas um tampão pode também ser composto de uma base fraca (base conjugada) e seu respectivo par (ácido conjugado). Exemplo o tampão acetato composto por ácido acético (H3CCOOH) e íon acetato (H3CCOO-). Podendo ser produzido pelo ácido acético e um dos seus sais o acetato de sódio ou potássio. (Medeiros, 2015)

O sistema de tampão mais comum é o Tri (tris-hidroximetilaminometano), podendo ser encontrado facilmente no comercio, isto é, o Tris- base (base conjugada) e o tris Cloridrato de Tris (Tris-ácido, ácido conjugado) para o preparo do tampão.

  1. OBJETIVOS

Procurando-se mostrar através de do papel indicador de pH a diferença dos níveis de uma substância comum com uma solução tampão.

  1. MATERIAIS EMÉTODOS

3.1. Materiais

3.1.1. Ácido acético (CH₃COOH) 0,1m

3.1.2. Ácido Clorídrico 0,1m

3.1.3. Acetato de sódio (CH3COONa)0,1m

3.1.4. Amônia 0,1m

3.1.5. Água de torneira

3.1.7. Becker

3.1.8. Bicarbonato de sódio (NaHCO3 0,1m

3.1.9. Cloreto de amônia (NHaCl)

3.1.10. Estante para tubo de ensaio

3.1.11. Hidróxido de amônia (NH4OH)

3.1.12. Hidróxido de sódio (NaOH)

3.1.13. Papel indicador universal de pH

3.1.14. Pipeta de Pasteur

3.1.15. Proveta graduada

3.1.16 Tubo de ensaio

3.1.17. Vidro de relógio

3.2. Métodos

Foi-se realizado cinco procedimentos para analisar o pH de cada substância e o efeito tampão em soluções.

3.2.1. Procedimento I

Adicionou-se uma gota de HCl 0,1m com um conta gotas no vidro de relógio, mergulhou-se o papel indicador universal de pH na solução e analisou-se o resultado do indicador com a escala de cores, obtendo pH = 0.

Resultado do papel indicador de pH

Fonte: autor

3.2.2. Procedimento II

Com o auxílio de um conta gotas, colocou-se uma gota de ácido acético, acetato de sódio, bicarbonato de sódio, amônia e hidróxido de sódio, em cinco vidro de relógio separadamente. E fez-se a leitura do pH de cada uma das substâncias, mergulhando o papel indicador universal de pH. Obteve-se que o ácido acético possui pH = 3, acetato de sódio pH = 7, bicarbonato de sódio pH = 7, amônia pH = 7 e Hidróxido de sódio pH = 13.

Fita de pH do CH₃COOH Fita de pH do CH3COONa Fita de pH do NaHCO3

Fonte: autor Fonte: autor Fonte: autor

Fita de pH da amônia Fita de pH do hidróxido de sódio

Fonte: autor Fonte: autor

3.2.3. Procedimento III

Manipulou-se quatro sistemas tampão em 4 Becker separados. No Becker (1) limpo e seco (d1), com uma proveta graduada mediu-se 5 ml de ácido acético 0,1M e despejou-se todo o liquido no Becker (1), com outra proveta graduada mediu-se 5 ml de acetato de sódio 0,1M colocando junto, no Becker (1).

5 ml de ácido acético 5 ml de acetato de sódio

Fonte: autor Fonte: autor

Manipulou-se 1 ml de ácido acético 0,1M com uma proveta graduada e colocou-se no Becker (2 – d2), usou-se uma proveta limpa e seca para medir 10 ml de acetato de sódio 0,1M e diluir no Becker (2) com CH₃COOH.

1 ml de ácido acético 10 ml de acetato de sódio

Fonte: autor Fonte: autor

Lavou-se as provetas utilizadas e secou-se para reutilizar, após ocorrido, manipulou-se 5 ml de hidróxido de amônio 0,1M e reservou em um Becker (3 – d3), com outra proveta graduada mediu 5 ml de cloreto de amônio 0,1M e misturou no Becker (3).

5 ml de hidróxido de amônio 5 ml de cloreto de amônio

Fonte: autor Fonte: autor

Calculou-se 1 ml de hidróxido de amônio 0,1M em uma proveta graduada e depositou em um Becker (4 - d4) e manipulou-se 10 ml de cloreto de amônio 0,1M para junto no Becker (4).

1 ml de hidróxido de amônio 10 ml de cloreto de amônio

Fonte: autor Fonte: autor

Após manipulado cada um dos 4 Becker, utilizou-se o papel indicador universal de pH para medir o nível de ácido-base de cada um dos tampões. Dos quais obteve-se: Becker D1 = pH 4, D2 = pH 5, D3 = pH 7 e D4 = pH 4.

Papel indicador de pH d1 Papel indicador de pH d2

Fonte: autor Fonte: autor

Papel indicador de pH d3 Papel indicador de pH d4

Fonte: autor Fonte: autor

3.2.4. Procedimento IV

Utilizando os tampões do procedimento III, montou-se uma estante de tubo de ensaio com 8 tubos, sendo 2 colunas e 4 linhas. Cada Becker com uma solução diferente foi divido em dois tubos de ensaio e colocado por linha. Como mostra o esquema a baixo

Posição real dos tubos de ensaio

Solução I Solução II

Becker 4

D4

D4

Becker 3

D3

D3

Becker 2

D2

D2

Becker 1

D1

D1

Fonte: autor

Fonte: autor

Na coluna da solução I, foi-se adicionado 0,5 ml de HCl 0,1M medido em uma proveta graduada, agitando com cautela. Já na colunada solução II foi-se acrescentado 0,5 ml de NaOH 0,1M e agitado com cautela.

Substância relacionada a coluna.

Fonte: autor.

Analisou-se papel indicador universal de pH em cada um dos tubos de ensaio.

3.2.4.1. D1 – Solução I

Inclinando gentilmente o tubo de ensaio e mergulhou-se a papel indicador de pH, após retirar analisou-se o nível de pH da solução com relação a tabela de cores do qual combinou com o pH = 5.

Papel indicador com relação ao tubo. Tabela de cores indicadoras do pH

Fonte: autor Fonte: <http://www.prolab.com.br/

produtos/acessorios-para-laborato

rio/papel-indicador-de-ph>

3.2.4.2. D1 – Solução II

Inclinando gentilmente o tubo de ensaio e mergulhou-se a papel indicador de pH, após retirar analisou-se o nível de pH da solução com relação a tabela de cores do qual combinou com o pH = 4.

Papel indicador com relação ao tubo

Fonte: autor

3.2.4.3. D2 – Solução I

Inclinando gentilmente o tubo de ensaio e mergulhou-se a papel indicador de pH, após retirar analisou-se o nível de pH da solução com relação a tabela de cores do qual combinou com o pH = 5.

Papel indicador com relação ao tubo.

Fonte: autor

3.2.4.4. D2 – Solução II

Inclinando gentilmente o tubo de ensaio e mergulhou-se a papel indicador de pH, após retirar analisou-se o nível de pH da solução com relação a tabela de cores do qual combinou com o pH = 5.

Papel indicador com relação ao tubo.

Fonte: autor

3.2.4.5. D3 – Solução I

Inclinando gentilmente o tubo de ensaio e mergulhou-se a papel indicador de pH, após retirar analisou-se o nível de pH da solução com relação a tabela de cores do qual combinou com o pH = 4.

Papel indicador com relação ao tubo.

Fonte: autor

3.2.4.6. D3 – Solução II

Inclinando gentilmente o tubo de ensaio e mergulhou-se a papel indicador de pH, após retirar analisou-se o nível de pH da solução com relação a tabela de cores do qual combinou com o pH = 8.

Papel indicador com relação ao tubo.

Fonte: autor

3.2.4.7. D4 – Solução I

Inclinando gentilmente o tubo de ensaio e mergulhou-se a papel indicador de pH, após retirar analisou-se o nível de pH da solução com relação a tabela de cores do qual combinou com o pH = 2.

Papel indicador com relação ao tubo.

Fonte: autor

3.2.4.8. D4 – Solução II

Inclinando gentilmente o tubo de ensaio e mergulhou-se a papel indicador de pH, após retirar analisou-se o nível de pH da solução com relação a tabela de cores do qual combinou com o pH = 7.

Papel indicador com relação ao tubo.

Fonte: autor

3.2.5. Procedimento V

Foi-se divido em dois Becker para análise de alteração do pH, Becker α, Becker β, Becker γ e Becker δ

3.2.5.1. Becker α

Adicionou-se uma quantia qualquer de água de tornei no Becker alfa α e com um medidor de pH eletrônico, observou-se que o pH era 5,84. Assim feito, agregou-se 3 gotas de ácido clorídrico, novamente fez-se a leitura do pH, obtendo 4,05.

pH da água de torneira Becker α com água de torneira e HCl

Fonte: autor Fonte: autor

3.2.5.2. Becker β

No Becker beta β despejou-se uma quantidade qualquer de água de torneira e fez-se a medição do pH obtendo 5,84. Adiante adicionou-se 3 gotas de hidróxido de sódio, com auxílio de um conta gotas e novamente fez-se a medição do pH desta vez obtivendo 8,33

pH da água de torneira Becker β com água de torneira e NaOH

Fonte: autor Fonte: autor

Manipulou-se 5 ml de acetato de sódio mais 5 ml de ácido acético, medidos em uma proveta graduada limpa e seca, no Becker γ e no Becker δ.

3.2.5.3. Becker γ

No Becker γ a solução de CH3COOH mais CH3COONa mediu-se o pH com o medidor de pH eletrônico e obteve-se 3,45. Após feito adicionou-se 3 gotas de ácido acético e novamente medimos o pH da solução, como previsto a alteração foi mínima seu pH alterou para 3,44.

Medidor de pH da solução inicial.

Fonte: autor

3.2.5.4. Becker δ

No Becker δ a solução de CH3COOH mais CH3COONa mediu-se o pH com o medidor de pH eletrônico e obteve-se 3,66. Seguindo da adição de 3 gotas de NaOH, e refazendo a leitura do pH da solução com o medidor de pH eletrônico, obtendo 3,77.

Medidor de pH com a solução inicial Medidor de pH com NaOH

Fonte: autor Fonte: autor

  1. RESULTADOS EDISCUSSÕES

4.1. Procedimento I

Ácido clorídrico é um ácido inorgânico forte com pKa = -6,3. Assim sendo em solução o H+ é de fácil ionização, fazendo com que o pH desta solução seja muito baixo. Na forma comercializável sua aparência é incolor ou levemente amarelada, sendo higroscópio (absorve umidade) deve-se manter sempre vedado para não alterar sua concentração. Já em sua forma pura é um gás altamente miscível em água. (Lorena, 2015)

4.2. Procedimento II

4.2.1. Ácido acético

Composto que pertence ao grupo orgânico dos ácidos carboxílicos, sendo um liquido incolor de cheiro forte e irritante, possui em sabor azedo, quimicamente denominado de ácido etanoico.

Principal composto do vinagre sendo de 5 a 10% em massa deste ácido. Obtido pela primeira vez através da oxidação do etanol do vinho, atualmente industrializado usando o mesmo procedimento. A oxidação do etanol (álcool etílico).

H3C – CH2 - OH

+ O2(ar)

H3C – COOH +

H2O

Etanol

Oxigênio

Ácido acético

Água

Pode-se também produzir o ácido acético por meio da oxidação do metanol, pela destilação da madeira e a partir de derivados do petróleo. Quando está na sua forma pura é chamado de ácido acético glacial, pois se solidifica a temperatura de 16,7ºC, ficando com o aspecto de gelo. (Fogaça, 2014)

4.2.2 Acetato de sódio

Pode ser um íon de um sal orgânico ou base conjugada do ácido acético. Acetato de sódio é um composto incolor cristalino, muito comum em forma de sal anidro sendo muito utilizado em indústrias farmacêuticas, usado também para manipular soluções para controle de pH (solução tampão) do qual fez-se utilizável neste experimento. (Cardoso, 2013)

4.1.3. Bicarbonato de sódio

É uma mistura cristalina, solúvel em água e de sabor alcalino conhecido também de hidrogena carbonato de sódio. Um pó branco que ao aquecer-se perde gás carbônico. Podendo ser produzido por reação de dióxido de carbono com hidróxido de sódio líquido

O NaHCO3 é um potente elemento tampão produzido pelo organismo e se for misturado a um ácido qualquer libera dióxido de carbono e água. (Souza, 2015)

4.2.4. Amônia

Obtido através do processo de Haber-Bosch que consiste em formar moléculas de um átomo de nitrogênio com três de hidrogênio em quantidades estequiométricas em elevada temperatura e pressão. À temperatura ambiente e pressão atmosférica, a amônia é um gás incolor, tóxico e corrosivo na presença de umidade, inflamável, de um odor irritante e solúvel em água. (Lorena, 2016)

4.2.5. Hidróxido de sódio

Sinônimo da soda caustica, substância corrosiva. Reativo com água, ácidos e outras substâncias. NaOH é altamente higroscópico. (QCI, 2003)

Hidróxido de sódio é uma substância primaria devido a este fato, é inútil uma pesagem rigorosa de NaOH sólido, pois não se conhece a sua composição exata, nem a quantidade de água (humidade) que este contém, para obtenção da concentração rigorosa faz-se necessário a titulação. (Infopédia, 2003)

TABELA 1: Resultado das medidas de Ph

Soluções

pH

HCl 0,1M

0

CH₃COOH 0,1M

3

CH3COONa 0,1M

7

NaOH 0,1M

13

NaHCO3 0,1M

7

NH4Cl 0,1M

7

Fonte: autor

4.3. Procedimento III

Um sistema tampão contém um par ácido-base conjugado forte, que resiste consideravelmente à variação de pH quando pequenas quantidades fortes de ácido ou de base são adicionadas a essa solução.

Sabendo-se que todo ácido fraco ou base fraca possui seus respectivos pares conjugados e, ainda, que um ácido fraco tem sua base conjugada forte e uma base fraca tem seu ácido conjugado forte.

Considerando que o ácido acético que em presença da água se ioniza

CH3CO2H(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) CH3CO-(aq)

Observa-se que teremos mais ácido não ionizado (CH3CO2H) do que sua base conjugada (CH3CO2-, íon acetato), pois ela está quase toda "presa" (Ka = [H3O+].[CH3CO-] ∕ [CH3CO2H] → Ka = 1,3 x 10-5) ao hidrogênio. Para se formar uma solução tampão é necessário que adicionemos íons acetato na forma de um sal, tal como o acetato de sódio, para que as quantidades do ácido acético e da base conjugada sejam próximas.

Se adicionarmos íons OH-(aq) a uma solução tampão contendo o par ácido-base conjugado fraco CH3CO2H/CH3CO2- A base OH- reage com o ácido CH3CO2H, formando o CH3CO2-.

OH-(aq) + CH3CO2H(aq) → CH3CO2-(aq) + H2O(l)

Então, toda quantidade adicionada de OH- será consumida na reação com o CH3CO2H. Analogamente, todo íon hidrônio (H3O+) adicionado à solução reage com a base conjugada, CH3CO2-

CH3CO2-(aq) + H3O+(aq) → H2O(l) + CH3CO2H(aq)

Imaginando a reação do íon OH- consumindo o ácido acético, logo poderíamos prever que o pH da solução aumentaria com adição de OH-, porém isso não ocorre dessa forma. O que realmente temos é uma compensação do consumo do ácido acético pela reação de hidrólise da base conjugada do ácido acético (íons acetato, CH3CO2-), formando ácido acético (CH3CO2H). Assim como a solução contará com o ácido, o pH dela tende a se alterar muito pouco. (Amorim, 2010)

Caso a adição de OH- continue, o pH da solução tenderá a aumentar, pois todo o ácido será consumido, mesmo o formado a partir da base conjugada. O efeito de tamponamento resiste à variação de pH devido ao fato de as concentrações de ácido fraco e sua base conjugada serem próximas.

4.3.1. Becker 1 – D1

Ao manipular esta solução tampão houve um equilíbrio do pH, ou seja, quando duas substâncias de pH diferente se juntando tornando-se homogenia o H+ de uma com o OH- da outra entra em equilíbrio assim ocorre a padronização entre as substâncias.

Ao usar o papel indicador universal de pH e comparada com a tabela de cores analisou-se que o pH desta solução é 4.

4.3.2. Becker 2 – D2

Devido à mesmo reação ocorrida no 4.3.1 (Becker 1 – D1). Analisou-se que o pH desta solução tampão é igual a 5.

4.3.3. Becker 3 – D3

Devido à mesmo reação ocorrida no 4.3.1 (Becker 1 – D1). Analisou-se que o pH desta solução tampão é igual a 7.

4.3.4. Becker 4 – D4

Devido à mesmo reação ocorrida no 4.3.1 (Becker 1 – D1). Analisou-se que o pH desta solução tampão é igual a 4.

4.4. Procedimento IV

TABELA 2: pH de soluções tampões antes e depois adição de ácido e base.

Vidraria

Substância

pH

Adicionado

pH

Observação

D1 – I

2,5 ml Ácido acético + 2,5 ml acetato de sódio

4

0,5 ml de HCl 0,1M

5

Houve-se pouca/nada alteração devido a solução tampão formada com as substâncias inicial.

D1 – II

2,5 ml Ácido acético + 2,5 ml acetato de sódio

4

0,5 ml de NaOH 0,1M

4

Houve-se pouca/nada alteração devido a solução tampão formada com as substâncias inicial.

D2 – I

0,5 ml Ácido acético + 4,5 ml acetato de sódio

5

0,5 ml de HCl 0,1M

5

Houve-se pouca/nada alteração devido a solução tampão formada com as substâncias inicial.

D2 - II

0,5 ml Ácido acético + 4,5 ml acetato de sódio

5

0,5 ml de NaOH 0,1M

5

Houve-se pouca/nada alteração devido a solução tampão formada com as substâncias inicial.

Vidraria

Substância

pH

Adicionado

pH

Observação

D3 – I

2,5 ml hidróxido de amônia + 2,5 ml cloreto de amônia

7

0,5 ml de HCl 0,1M

4

Houve-se grande alteração, com relação a reação explicada anteriormente. Uma solução tampão tem um certo “limite” do qual consegue satisfazer os H+/OH- sendo ultrapassado esse limite de absorção, começa e sobrar OH-/H+, tornando-se assim ácido ou básico.

D3 - II

2,5 ml hidróxido de amônia + 2,5 ml cloreto de amônia

7

0,5 ml de NaOH 0,1M

8

Houve-se pouca/nada alteração devido a solução tampão formada com as substâncias inicial.

D4 – I

0,5 ml hidróxido de amônia + 4,5 ml de cloreto de amônia

4

0,5 ml de HCl 0,1M

2

Houve-se grande alteração, com relação a reação explicada anteriormente. Uma solução tampão tem um certo “limite” do qual consegue satisfazer os H+/OH- sendo ultrapassado esse limite de absorção, começa e sobrar OH-/H+, tornando-se assim ácido ou básico.

D4 - II

0,5 ml hidróxido de amônia + 4,5 ml de cloreto de amônia

4

0,5 ml de NaOH 0,1M

7

Houve-se grande alteração, com relação a reação explicada anteriormente. Uma solução tampão tem um certo “limite” do qual consegue satisfazer os H+/OH- sendo ultrapassado esse limite de absorção, começa e sobrar OH-/H+, tornando-se assim ácido ou básico.

Fonte: autor

4.5. Procedimento V

Analisando-se através de um medidor de pH eletrônico constatou-se então.

4.5.1. Becker α

Gráfico 1: Demonstração dos valores de pH separado e o médio.

Fonte: autor

Devido a água ser de maior volume e ter o pH 5,84 ocorreu a padronização entre as substâncias. Ao colocar apenas 3 gotas de HCl em aproximadamente 35 ml de água de torneira todos os H+ do HCl encontrou OH- da água de torneira, porém, não foi suficiente assim restante OH- responsável por deixar esta solução não atingir um nível de acides elevado.

4.5.2. Becker β

Grafico 2: Demonstração dos valores de pH separado e o médio.

Fonte: autor

Adicionou-se 3 gotas de uma solução de base forte a uma solução de leve acidez, assim possui maior encontro de moléculas, ou seja, os H+ da água de torneira consegue casar com os OH- do NaOH em maior quantidade, permitindo assim uma maior mudança de pH.

4.5.3. Becker γ

Gráfico 3: Demonstração dos valores de pH de uma solução tampão + um ácido e seu valor médio.

Fonte: autor

Conclui-se que independentemente do nível de pH da substância adiciona a solução inicial, sendo de pequena quantidade não alterará a o pH, devido que a junção do ácido acético com o acetato de sódio formar um tampão.

Logo como o a quantidade de ácido acético adicionada posteriormente foi pequena, não sofreu grande alteração no pH da solução inicial.

4.5.4. Becker δ

Gráfico 4: Demonstração dos valores de pH de uma solução tampão + uma base e seu valor médio.

Fonte: autor

Percebeu-se que na solução inicial foi-se formado uma solução tampão logo seu pH não sofreria grande alteração se a substância adiciona fosse de pouca quantidade.

  1. CONSIDERAÇÕESFINAIS

Enchendo de conhecimento desde a origem de cada substância relacionada, até a sua manipulação, para seguir com relatos de experimento laboratorial.

Analisou-se também a reação ocorrida quando se forma uma solução de duas substâncias distintas com pH diferente. Sendo eles a reação ácido-base, base forte- base, ácido forte-ácido, ácido forte-base, base forte-ácido, observando-se qual o pH médio de determinadas substâncias.

Percebemos a importância da solução tampão e qual a reação química que ocorre ao se formar uma solução.

Ao misturar duas substâncias ocorre uma alteração em seu pH devido a necessidade de ocorrer um equilíbrio nesta solução, Devido que se tem em excesso uma determinada molécula em um determinado produto, e outro tipo de molécula em excesso no segundo produto, devido que essas duas moléculas em excesso nas substâncias distintas serem compatíveis e ocorrer um equilíbrio entre elas, a solução final terá um nível de pH no ponto médio entre essas duas substâncias, ou seja as moléculas de H+ se encontra com as moléculas de OH- ocorrendo um novo equilíbrio na solução e apenas o que ainda ficar em excesso seja H+ ou OH-, será o que definirá seu novo nível de pH.

  1. REFERÊNCIAS

MEDEIROS, C. R. Solução tampão. Piracicaba. 2015. Disponível em: <http://www.fop.unicamp.br/index.php/pt-br/tampoes-bioquimica-calculos> acesso em: 07 de agosto de 2017.

CAMPOS, C. Sistema “buffer” ou tampão. Cotia. 2012. Disponível em <http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAi6UAL/sistema-tampao> acesso em: 07 de agosto de 2017.

LORENA, S. Ácido clorídrico. Rio de Janeiro. 2015. Disponível em <http://www.infoescola.com/quimica/acido-cloridrico/> acesso em: 07 de agosto de 2017.

FOGAÇA, J. R. V. Ácido Acético. Brasil Escola. 2014. São Paulo. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/Acido-acetico.htm>. Acesso em 07 de agosto de 2017.

CARDOSO, M. Acetato. 2013. Goiás. Disponível em <http://www.infoescola.com/quimica/acetato/> acesso em: 08 de agosto de 2017.

SOUZA, L. A. d. Bicarbonato de Sódio. Brasil Escola. Sódio. 2015. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/bicarbonato-de-sodio.htm>. Acesso em 08 de agosto de 2017.

LORENA, S. Amônia. 2016. Brasília. Disponível em: <http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/amonia/> acesso em: 08 de agosto de 2017.

QCI, I. U. Hidróxido de sódio. UNESP. 2003. São Paulo. Disponível em: <http://www.qca.ibilce.unesp.br/prevencao/produtos/hidroxido_sodio.html> acesso em: 08 e agosto de 2017.

Solução de NaOH em Artigos de apoio Infopédia. Porto: Porto Editora, 2003. Disponível em <https://www.infopedia.pt/apoio/artigos/$solucao-de-naoh> acesso em: 08 de agosto de 2017.

AMORIM, F. A. C.; SILVA, E. L. Soluções tampão – entenda como isso funciona. 2010. Bahia. Disponível em: <https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/solucoes-tampao-entenda-como-isso-funciona.htm> acesso em: 08 de agosto de 2017

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