CIÊNCIAS BIOLÓGICAS BACHARELADO – 1° TERMO – 2008

QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL – PROFª RENATA MÉDICI

Relatório no. 04Título - Ácidos e Bases

Miriam Carla Bleggi Macedo Bleggi RA: 1300803649Sharisy Horácio Alves RA: 1300803584Heitor Garcia RA: 1300803258Tamiris Solano Rosa RA: 1300803320

ResumoO experimento teve por objetivo a identificação e a observação de algumas propriedades funcionais de alguns ácidos e bases por meio da combinação dos mesmos com alguns indicadores recomendados pela professora, bem como preparação de um ácido e uma base combinando um anidrido e um óxido com água e a observação da força de alguns ácidos.

IntroduçãoExistem grupos de substâncias compostas que possuem propriedades químicas semelhantes, as quais são denominadas funções químicas.

Existem dois tipos principais de funções químicas: ácidos e bases.

O principal critério de classificação de uma substância nessas funções é o tipo de íons que se formam quando ela é dissolvida em água.

Teoria

“(...)

A definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, que estabeleceu os ácidos como substâncias que - em solução aquosa1 - liberam íons positivos de hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-.

(...)

Outras definições de ácidos e basesOutra definição para ácidos e bases foi dada pelo dinamarquês Johannes N. Bronsted e pelo inglês Thomas Lowry, independentemente, ficando conhecida como definição protônica.Segundo os dois, ácido é uma substância capaz de ceder um próton a uma reação, enquanto base é uma substância capaz de receber um próton.A definição de Bronsted-Lowry é mais abrangente que a de Arrhenius, principalmente pelo fato de nem todas as substâncias que se comportam

1 Água: é uma molécula polar, que facilita a separação e a recombinação dos íons de hidrogênio (H+) e íons hidróxido (OH-), pois tem distribuição desigual das cargas, e é um excelente meio de dissolução ou solvente.

como bases liberarem uma hidroxila OH-, como é o caso da amônia (NH3). Além disso, a definição protônica não condiciona a definição de ácidos e básicos à dissolução em meio aquoso, como propunha a do químico sueco.Bronsted e Lowry definiram ácidos e bases a partir dos prótons que liberavam e recebiam. Já o norte-americano Gilbert Newton Lewis se voltou para os elétrons ao desenvolver sua definição. De acordo com ela, ácidos são substâncias que, numa ligação química, podem receber pares eletrônicos, enquanto as bases são aquelas que cedem estes pares.A definição de Lewis abrange as de Arrhenius e a definição protônica, que, entretanto, continuam válidas dentro de suas próprias abrangências.

(...)”

Fonte: http://www.mundovestibular.com.br/articles/1684/1/definicoes-de-arrherus-bronsted-lowry-e-lewis/Paacutegina1.html

“(...)

Comparando Conceitos

● Lewis: o mais geral;● Brönnsted-Lowry: bem amplo;● Arrhenius: o mais limitado;● Um ácido ou base de Arrhenius será também de Brönnsted-Lowry e de Lewis; ● Um ácido ou base de Brönnsted-Lowry pode ou não ser de Arrhenius,

mas será de Lewis; ● Existem ácidos e bases de Lewis que não são de Brönnsted-Lowry nem de Arhenius.

(...)”Fonte: http://www.mundofisico.joinville.udesc.br/PreVestibular/2005-1/mod1/node36.html

ÁcidosÁcido, segundo Arrhenius, é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente prótons H+.O íon positivo H+ liberado tende a se ligar a uma molécula de água do meio, formando um íon hidrônio (H3O+), que é mais estável que ele sozinho. Esta dissociação está representada pela Figura 1 logo abaixo.

Figura 1 – Dissociação do H2SO4

ETAPA 1

Na primeira etapa a molécula H2SO4 em ambiente aquoso se dissocia, fazendo com que um dos dois átomos de hidrogênio seja liberado em forma de próton, o qual se associa a uma molécula de água formando um íon hidrônio (H3O+) e

seu único elétron vai para a molécula resultante HSO4-.

H2SO4

H2O+ HSO4- H3O

++

ETAPA 2

Na segunda etapa a molécula HSO4- novamente se dissocia em ambiente

aquoso e faz com que o último átomo de hidrogênio novamente seja liberado em forma de próton, o qual se associa a outra molécula de água formando

outro íon hidrônio (H3O+), e novamente seu elétron vai para a molécula resultante SO4

-2.

Fonte: http://www.coladaweb.com/quimica/abs.htm

Todos os ácidos possuem, em sua estrutura química, o elemento hidrogênio combinado com um não-metal ou com um radical negativo. São formados a partir da reação de óxidos ácidos ou anidridos com água. Observe na Figura 2 a seguir o processo de formação de ácidos.

Figura 2 – Formação de Ácidos

Fonte: http://www.colegiosaofrancisco.com.br/alfa/funcoes-quimicas/funcoes-quimicas-3.php

Como todo ácido é um composto molecular e covalente, em presença de água ele sofrerá ionização, ou seja, ele será dissociado em dois fragmentos (íons positivos - cátions - e íons negativos - ânions) - sendo o íon positivo o H+ - os quais são chamados eletrólitos, tornando-se assim condutores de eletricidade. Quando puros não conduzem a eletricidadeComo citado anteriormente, as funções químicas formam grupos de substâncias compostas que possuem propriedades químicas semelhantes. Na Tabela 1 a seguir estão apresentadas algumas das propriedades químicas que são encontradas nos ácidos.

Tabela 1 - Propriedades Funcionais dos Ácidos

Sabor azedoSolubilidade em

águaa maior parte é solúvel

Estrutura molecularCondutividade

elétricasomente em solução aquosa

Fonte: roteiro da aula - Prática n° 3 Ácidos e Bases - Professora Renata Médici

Classificação dos ÁcidosA.Quanto à presença de oxigênio:

Hidrácidos: são ácidos que não possuem átomos de oxigênio em sua composição.

Oxiácidos: são ácidos que possuem átomos de oxigênio em sua composição.

Veja alguns exemplos na Tabela 2 logo abaixo:

Tabela 2

H2O+ SO4-2 + H3O

+HSO4-

MnO3 H2O+ H2MnO4

Hidrácidos

H2S (ácido sulfídrico)HCl (ácido clorídrico)

Oxiácidos

H2SO4 (ácido sulfúrico)HNO3 (ácido nítrico)

Fonte: http://www.ficharionline.com/ExibeConteudo.php5?idconteudo=5912

B. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: Monoácidos (Ácidos Monopróticos): apresentam um hidrogênio (H)

ionizável. Diácidos (Ácidos Diopróticos): apresentam dois hidrogênios (H2)

ionizáveis. Triácidos (Ácidos Tripróticos): apresentam três hidrogênios (H3)

ionizáveis. Tetrácidos (Ácidos Tetrapróticos): apresentam quatro hidrogênios

(H4) ionizáveis.Veja alguns exemplos na Tabela 3 logo abaixo:

Tabela 3

Monoácidos

HCl (ácido clorídrico)HBr (brometo de hidrogênio)HNO3 (ácido nítrico)

DiácidosH2SO4 (ácido sulfúrico)H2S (ácido sulfídrico)

TriácidosH3PO4 (ácido fosfórico)H3BO3 (acido bórico)

Tetrácidos

H4SiO4 (ácido ortosilícico)H4P2O7 (ácido pirofosfórico)

Fonte: http://www.ficharionline.com/ExibeConteudo.php5?idconteudo=5912C.Quanto à ao número de elementos constituintes:

Binários: composto por dois elementos. Ternários: composto por três elementos. Quaternários: composto por quatro elementos. Veja alguns exemplos na Tabela 4 a seguir:

Tabela 4

BináriosHBr (brometo de hidrogênio)HCl (ácido clorídrico)

TernáriosH2SO4 (ácido sulfúrico)H3PO4 (ácido fosfórico)

Quaternários

NaHSO4 (bissulfato de sódio)C6H5NO2 (Nitro-benzeno)

Fonte: http://www.ficharionline.com/ExibeConteudo.php5?idconteudo=5912

D. Quanto à solubilidade: Voláteis: ácidas que têm ponto de ebulição por volta da temperatura

ambiente. Fixos: ácidos que têm ponto de ebulição muito acima da temperatura

ambiente.Veja alguns exemplos na Tabela 5 logo abaixo:

Tabela 5

Voláteis

HNO3 (ácido nítrico)HCl (ácido clorídrico)

Fixos

H2SO4 (ácido sulfúrico)H3PO4 (ácido fosfórico)

Fonte: http://www.ficharionline.com/ExibeConteudo.php5?idconteudo=5912

E.Quanto ao grau de ionização: Ácidos Fortes:  são aqueles que ionizam a metade ou mais da

molécula Ácidos Moderados: são aqueles que ionizam entre 5% e 50% das

moléculas dissolvidas Ácidos Fracos:  são aqueles que ionizam menos de 5% das moléculas

dissolvidasVeja alguns exemplos na Tabela 6 abaixo:

Tabela 6

Ácidos Fortes

HBr (brometo de hidrogênio)HCl (ácido clorídrico)HNO3 (ácido nítrico)H2SO4 (ácido sulfúrico)

Ácidos Moderados

H2SO3 (ácido sulfuroso)H3PO4 (ácido fosfórico)

Ácidos Fracos

H2S (ácido sulfídrico)H3BO3 (acido bórico)HCN (cianeto de hidrogênio)

Fonte: http://www.ficharionline.com/ExibeConteudo.php5?idconteudo=5912

BasesBase, segundo Arrhenius, é toda substância que, em solução aquosa, se dissocia em dois fragmentos (íons positivos - cátions - e íons negativos - ânions), os quais são chamados eletrólitos, tornando-se assim condutores de eletricidade. O íon negativo liberado é o radical OH- (hidroxila ou hidróxido). Esta dissociação é representada pela Figura 3.

Figura 3 – Dissociação do Ca(OH)2

ETAPA 1

Nesta primeira etapa a molécula Ca(OH)2 em ambiente aquoso se dissocia, fazendo com que um dos dois hidróxidos seja liberado em forma

de íon negativo.ETAPA 2

Na segunda etapa a molécula CaOH+ novamente se dissocia em ambiente

aquoso e faz com que o último hidróxido seja liberado em forma de íon negativo.

Fonte: http://www.coladaweb.com/quimica/abs.htm

São formadas a partir de reações de metais dos grupos IA e IIA com água, onde um dos hidrogênios da água é liberado. Na Figura 4 logo abaixo pode-se observar a formação de uma base por este processo.

Figura 4 – Formação de Bases

Como citado anteriormente, as funções químicas formam grupos de substâncias compostas que possuem propriedades químicas semelhantes. Na Tabela 7 a seguir estão apresentadas algumas das propriedades químicas que são encontradas nas bases.

Tabela 7 - Propriedades Funcionais das BasesSabor amargo - adstringente

Solubilidade em água

solúvel apenas os formados por metais IA e IIA

Estrutura iônicosCondutividade

elétricasomente em solução aquosa ou fundidos

Fonte: roteiro da aula - Prática n° 3 Ácidos e Bases - Professora Renata Médici

Ca(OH)2

H2O+CaOH+

(aq)+

+

OH- (aq)

CaOH+

(aq)

+ H2O

Ca+2(aq)

OH- (aq)

2K2H2

O+ 2KOH + H2

Classificação das BasesA.Quanto ao número de hidroxilas:

Monobases: bases com apenas uma hidroxila (OH) Dibases: bases com duas hidroxilas (OH2) Tribases: bases com três hidroxilas (OH3) Tetrabases: bases com quatro hidroxilas (OH4)Veja alguns exemplos na Tabela 8 logo abaixo:

Tabela 8

Monobases

NaOH (hidróxido de sódio)KOH (hidróxido de potássio)

Dibases

Mg(OH)2 (hidróxido de magnésio)Ca(OH)2, (hidróxido de cálcio)

Tribases

Al(OH)3 (hidróxido de alumínio)Fe(OH)3 (hidróxido de ferro)

Tetrabases

Sn(OH)4 (hidróxido estânico)Pb(OH)4 (hidróxido de chumbo)

Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Base_de_Lewis

B. Quanto à força: Bases fortes: ionização (dissociação) igual ou superior a 50%.

Abrange as bases com elementos dos grupos IA (metais alcalinos) e IIA (metais alcalinos terrosos).

Bases fracas: ionização (dissociação) até  5%. Abrange as bases com elementos dos demais grupos.

 C.Quanto à solubilidade:

Por serem compostos iônicos, não há bases completamente insolúveis. Bases solúveis: bases com elementos do grupo IA (metais alcalinos) e

NH4OH. Bases pouco solúveis: bases com elementos do grupo IIA (metais

alcalinos terrosos), exceto Mg(OH)2

Bases insolúveis: bases com elementos dos demais grupos incluindo Mg(OH)2

 

Identificação dos ácidos e basesComo já dito anteriormente, os ácidos possuem sabor azedo e as bases têm gosto amargo, adstringente. Felizmente, há modos mais eficazes e seguros de identificar ácidos e bases do que o paladar.É possível medir a concentração de prótons de hidrogênio em uma solução a partir de uma escala logarítmica inversa, que recebeu o nome de potencial hidrogeniônico, ou simplesmente, escala de pH.

Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH 7 considerado neutro. Na Tabela 9 logo abaixo é possível visualizar melhor a escala.

Tabela 9 - Escala de pH

0 a 6,9 ácidos7,0 neutro

7,1 a 14 bases

Pode-se também medir a concentração de íons OH-, em uma escala que recebe o nome de potencial hidroxiônico, ou simplesmente, escala de pOH, que vai de 0 a 14.

As escalas pH e pOH podem ser melhor observadas analisando o gráfico da Figura 5 a seguir.

Figura 5 – Gráfico representando escala de pH e pOH

Fonte: http://www.coladaweb.com/quimica/acido_11.gif

Para se medir o pH e o pOH, usam-se combinações de substâncias indicadoras (Figura 6), que mudam de cor conforme a posição da substância testada na escala mostrada na Tabela 9.

Figura 6 – Alguns indicadores

Fonte: http://www.prof2000.pt/users/ceu_rodrig/imagens/acbasin

d.jpg

Também são usados instrumentos como os medidores de pH por eletrodo indicador (Figura 7), que mede as diferenças de potencial elétrico

produzidas pelas concentrações de hidrogênio e indica o resultado dentro da escala de 0 a 14.

Figura 7 – Indicador Eletrodo

Fonte: http://www.bleuline.pt/bleulineb2b/images/items/b71313.j

pg

Indicadores Ácido-BaseSão substâncias cujas cores podem sofrer determinadas alterações quando colocadas em meio ácido ou em meio básico (“alcalino”). Veja a seguir a explicação de como funcionam tais indicadores dependendo do meio em que se encontram:

Indicadores Ácidos possuem hidrogênio ionizável na estrutura. Quando o meio está ácido (pH < 7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra. Quando o meio está básico (pH > 7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula).

Indicadores Básicos possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio alcalino (pH > 7) as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio ácido (pH < 7) os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a formação de água, neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente da coloração da molécula).

A Tabela 10 mostra o comportamento de alguns indicadores na presença de ácidos e bases.

Tabela 10 – Comportamento dos indicadores

Indicadores

Cor Intervalo de viragem

(mudança de cor)

ÁCIDO(pH

baixo)

BASE(pH alto)

Violeta de Metiloamarel

oazul-

púrpura0.0-1.6

Azul de Tornassolvermel

hoazul-

arroxeado1.0-6.9

Amarelo de Metilovermel

hoamarelo 2.9-4.0

Azul de Bromofenolamarel

ovioleta 3.0-4.6

Vermelho do Congo azul vermelho 3.0-5.2

Laranja de Metilovermel

hoamarelo 3.1-4.4

Púrpura de Bromocresol

amarelo

violeta 5.2-6.8

Azul de Bromotimolamarel

oazul 6.0-7.6

Vermelho de Metila vermel amarelo 4,4-6,2

ho

Vermelho de Fenolamarel

overmelho 6.6-8.0

Fenolftaleína incolorrosa-

carmim8.2-10.0

Timolftaleína incolor azul 9.4-10.6

Amarelo de Alizarina R

amarelo

vermelho 10.1-12.0

Carmim de Indigo azul amarelo 11.4-13.0Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_de_pH

Materiais - tubos de ensaio - estante para tubos de ensaio- béquers com capacidade para 250ml- erlemeyer com capacidade para 250ml- proveta calibrada para 50ml- espátulas- pinça metálica- suporte universal- funil de vidro- papel filtro- papel absorvente- bexigas- piceta contendo água destilada- papel tornassol azul- papel tornassol vermelho

Reagentes- Ácido clorídrico: HCl- Ácido sulfúrico: H2SO4

- Ácido etanodióico: H2C2O4

- Ácido fosfórico: H3PO4

- Ácido acético: CH3COOH- Ácido nítrico: HNO3

- Hidróxido de sódio: NaOH- Hidróxido de amônia: NH4OH- Anidrido fosfórico: P2O5

- Óxido de cálcio: CaO- Magnésio: Mg

ExperimentoPARTE 1

Observação: a primeira parte do experimento consistiu na análise do comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores.

Iniciamos a primeira parte do experimento numerando seis tubos de ensaio e ordenando na estante, conforme mostrado na Figura 8 logo abaixo.

Figura 8 – Numeração dos tubos de ensaio

Em seguida fomos até a bancada da professora e coletamos aproximadamente 2 ml de cada uma das soluções ácidas e básicas dispostas, despejando as soluções de acordo com a numeração dos tubos de ensaio, seguindo a orientação do roteiro (Tabela 11), conforme ilustrado nas figuras 9 e 10 abaixo.

Figura 9 – Soluções dispostas na bancada da professora

Figura 10 – Coleta de aproximadamente 2ml de cada solução em cada um dos seis tubos de

ensaios devidamente numerados

Tabela 11 – Orientação do roteiro

Tubo Solução1 NaOH - hidróxido de

sódio2 HNO3 - ácido nítrico3 CH3COOH - ácido acético4 NH4OH - hidróxido de

amônia5 H2SO4 - ácido sulfúrico6 NaOH- hidróxido de

sódio

Fonte: roteiro da aula - Prática n° 3 Ácidos e Bases - Professora Renata Médici

Feitas as coletas das soluções indicadas no roteiro de acordo com a numeração dos seis tubos de ensaio, depositamos os mesmos na estante, conforme ilustrado na Figura 11 logo abaixo.

Figura 11

O passo seguinte foi colocar os pedaços de papéis tornassol azul dentro dos tubos de ensaio de número 1 e 2, conforme ilustrado abaixo na Figura 12, tomando nota do que ocorreu em seguida.

Figura 12

Em seguida foram colocados os pedaços de papéis tornassol vermelho dentro dos mesmos tubos de ensaio (1 e 2), conforme segue ilustrado na Figura 13, tomando nota do que ocorreu em seguida.

Figura 13

Nos tubos de ensaio 3 e 4 foram despejados 4 gotas do indicador metilorange, conforme ilustrado a seguir na Figura 14, tomando nota do que ocorreu em seguida.

Figura 14

Agora nos tubos de ensaio 5 e 6 foram despejados 4 gotas do indicador fenolftaleína, conforme ilustrado a seguir na Figura 15, tomando nota do que ocorreu em seguida.

Figura 15

PARTE 2

Observação: a segunda parte do experimento consistiu na preparação de ácidos e bases.

Iniciamos a preparação da base coletando uma ponta de espátula de óxido de cálcio (CaO) e despejando dentro de um tubo de ensaio, conforme segue ilustrado na Figura 16 logo abaixo.

Figura 16

Observação: no esquema representativo, a cor vermelha do óxido de cálcio é apenas ilustrativa.

Reservamos o tubo de ensaio e coletamos 4ml de água destilada fazendo uso de uma proveta, despejando em seguida a água dentro do tubo de ensaio que contém o óxido de cálcio, conforme segue ilustrado na Figura 17 a seguir.

Figura 17

A solução foi agitada a fim de promover uma melhor dissolução. Em seguida, foi realizada a filtragem da solução, conforme ilustrado na Figura 18.

Figura 18

Ao final foi pingado 4 gotas de fenolftaleína, conforme ilustrado na Figura 19, tomando nota do que ocorre em seguida.

Figura 19

Iniciamos a preparação do ácido despejando 2ml de água destilada em um tubo de ensaio, adicionando uma pequena quantidade de anidrido fosfórico (P2O5), conforme demonstrado na Figura 20, agitando a solução em seguida.

Figura 20

Observação: no esquema representativo, a cor azul do anidrido fosfórico é apenas ilustrativa.

Adicionamos então 4 gostas de metilorange, conforme ilustrado na Figura 21, tomando nota do que ocorreu.

Figura 21

PARTE 3

Observação: a terceira parte do experimento consistiu na observação da força dos ácidos.

Iniciamos a última parte do experimento numerando cinco erlenmeyers, conforme ilustrado na Figura 22.

Figura 22

Em seguida fomos até a bancada da professora e coletamos aproximadamente 20 ml de cada um dos ácidos dispostos fazendo uso de uma proveta, despejando as soluções de acordo com a numeração dos erlenmeyers, seguindo a orientação do roteiro (Tabela 12), conforme ilustrado na Figura 23.

Tabela 12 – Orientação do roteiro Erlenme

yerÁcido

1 HCl – ácido clorídrico2 H2SO4 - ácido sulfúrico3 H2C2O4 - ácido

etanodióico4 H3PO4 - ácido fosfórico5 CH3COOH - ácido acético

Fonte: roteiro da aula - Prática n° 3 Ácidos e Bases - Professora Renata Médici

Figura 23

Então colocamos dentro de cada um dos cinco erlenmeyers, que contém cada um dos cinco ácidos propostos no roteiro, cerca de 5cm de fio de cobre (dobrado e embrulhado em papel absorvente), cobrindo a boca imediatamente com uma bexiga (conforme ilustrado na Figura 24).

Figura 24

Agitamos os erlenmeyers de forma a facilitar a reação do ácido com o fio de cobre revestido com papel toalha, observando a altura que a bexiga tomou

devido a emissão dos gases provenientes da reação, tomando nota do que ocorreu.

ResultadoOs resultados observados na primeira parte do experimento - Análise do comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores - seguem na Tabela 13 logo abaixo.

Tabela 13 – Resultados obtidos no experimento

Tubo

Solução IndicadorColoração

1 NaOH

Papel tornassol:

- azul-

vermelho

azulazul-arroxeado

2 HNO3

Papel tornassol:

- azul-

vermelho

vermelhovermelho

3CH3COO

Hmetiloran

gevermelho turvo

4 NH4OHmetiloran

geamarelo

5 H2SO4fenolftale

ínabranco turvo

6 NaOHfenolftale

ínarosa pink

Os resultados obtidos na segunda parte do experimento - Preparação de Ácidos e Bases - seguem na Tabela 14:

Tabela 14 – Resultados obtidos no experimento

Tubo Solução Indicador Coloração

1 Ca(OH)2fenolftale

ína rosa pink

2 H3PO4metiloran

gevermelho turvo

Os resultados da terceira parte do experimento - Força dos Ácidos - seguem na Tabela 15 abaixo.

Tabela 15– Resultados obtidos no experimentoErlenme

yerÁcido Reação

1HClácido

clorídrico

houve uma reação ligeiramente intensa do magnésio com o ácido, produzindo uma fervura leve, e a bexiga encheu a uma velocidade razoavelmente lenta e atingiu a altura de 6cm ao final.

2 H2SO4 o magnésio reagiu um pouco mais

ácido sulfúrico

intensamente com o ácido em relação ao anterior, produzindo uma fervura leve, e a bexiga encheu a uma velocidade rápida e atingiu a altura de 6cm ao final.

3H2C2O4

ácido etanodióico

o magnésio reagiu muito lentamente com o ácido, produzindo uma fervura leve, e a bexiga encheu a uma velocidade mais lenta que a anterior e atingiu a altura de 6cm ao final.

4H3PO4

ácido fosfórico

o magnésio reagiu muito intensamente com o ácido, produzindo uma fervura forte, e a bexiga encheu a uma velocidade razoavelmente rápida e atingiu a altura de 6,5cm ao final.

5 CH3COOHácido acético

o magnésio reagiu mais lentamente com o ácido do que as reações observadas anteriormente, produzindo uma fervura extremamente leve, e a bexiga encheu a uma velocidade muito lenta, mas atingiu a altura de 6,5cm ao final.

ConclusõesObservando os resultados obtidos na primeira parte do experimento - Análise do comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores - concluímos que tipo de solução foi testada em cada tubo de ensaio analisando as cores que se formaram de acordo com a reação das soluções com determinados indicadores, e essa conclusão segue na Tabela 16 logo abaixo.

Tabela 16 – ConclusõesTub

oSolução

Função

1 NaOH Base2 HNO3 Ácido

3CH3COO

H Ácido

4 NH4OH Base5 H2SO4 Ácido6 NaOH Base

Na segunda parte do experimento - Preparação de Ácidos e Bases -, concluímos que tipo de solução foi preparada em cada tubo de ensaio analisando as cores que se formaram de acordo com a reação das soluções com os indicadores utilizados, e essas conclusões seguem na Tabela 17:

Tabela 17 – ConclusõesTub

oSolução Resultado

Função

1CaO +

H2O

Ca(OH)2

hidróxido de cálcio

Base

2P2O5+ H2O

H3PO4

ácido fosfórico Ácido

A análise das reações anotadas na terceira parte do experimento - Força dos Ácidos – permitiu que concluíssemos a força dos ácidos experimentados, e essa conclusão segue na Tabela 18 abaixo:

Tabela 18 – ConclusõesErlenme

yerÁcido

Força

1HClácido

clorídricoForte

2H2SO4

ácido sulfúrico

Forte

3H2C2O4

ácido etanodióico

Fraco

4 H3PO4 Moderad

ácido fosfórico o

5 CH3COOHácido acético

Fraco

Bibliografia

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