A Prática Laboratoriais

PRATICA I – indicadores de pH

Conforme a tabela x (conforme indicar na parte de resultados), percebe-se que ao adicionar hidróxido de sódio (NaOH) no recipiente que continha o suco de repolho de coloração roxa houve alteração para a cor verde, tal fato ocorreu por ter adicionado uma substância básica, como se pode verificar pela sua fórmula, deixando a solução alcalina (pH>7).  Já ao ser adicionado o ácido sulfúrico (H2SO4) a coloração mudou para rosa avermelhado indicando que a solução se tornou ácida (pH<7), visto que essa substância se trata de um ácido conforme sua fórmula.

Quanto ao suco de hibisco ao adicionar tais sustâncias notou-se apenas a mudança no tom do vermelho, a cor caraterística do suco. Sendo que, adicionando o hidróxido de sódio (NaOH) que é uma solução básica o vermelho escureceu virando um tom de vinho e na adição do ácido sulfúrico (H2SO4) mudou para um vermelho mais claro. Portanto, tanto o repolho quanto o hibisco são indicadores naturais de substância quanto a seu caráter ácido ou básico mostrando visualmente quando a solução é ácida ou alcalina, já que suas colorações sofrem alterações ao entrar em contato com tais substâncias.

PRÁTICA II – reversão

 

Nessa prática ocorreu uma reação, em que ao adicionar uma base, o hidróxido de sódio, no recipiente que continha solução ácida, ácido sulfúrico, reagiram em um processo de neutralização, retornando à coloração inicial do indicador, porém ao continuar adicionando substância básica no recipiente que já estava neutro aumentou-se a concentração de íons OH- tornando o meio alcalino e, consequente, com a presença do indicador houve a mudança da cor vermelha para verde, onde já vimos que representa o caráter básico. Da mesma forma ocorreu ao adicionar ácido em excesso na solução alcalina, gerando aumento da concentração de íons H+ e, consequentemente, modificação da coloração verde para a rosa.

PRATICA III – Uso da fita de pH

Existe vários métodos para descobrir se uma solução é ácida ou básica, e neste experimento usamos a fita de pH que através de uma tabela de cores faz uma escala comparativa. Nesse caso, ao comparar a coloração da fita mergulhada no hidróxido de sódio identificou uma escala de pH coerente com a amostragem, pois trata-se de uma solução alcalina, assim como a fita que foi mergulhada no béquer contendo ácido sulfúrico alterou a coloração correspondente a uma faixa de pH para soluções ácidas, conforme as figuras a-b.

Percebe-se que as tiras de pH são muito práticas e de baixo custo, porém devem ser utilizadas para verificações pontuais e quando apenas o conhecimento aproximado é suficiente, pois se trata de uma análise qualitativa que identifica apenas uma faixa de pH por meio de comparações interpretativas com uma tabela de cor, logo pode-se encontrar resultados que indica o caráter da substancia, mas com faixa diferente, sendo de responsabilidade do usuário a coerência dos resultados.

PRATICA IV –  uso do pHmetro

        

A medição do pH em um aparelho digital foi realizada para determinar um valor preciso destas substâncias, porém conforme os resultados encontrados e descritos na tabela Y o objetivo não foi alcançado visto que os valores não condizem com as amostras utilizadas, principalmente ao comparar com os resultados da fita onde se percebe desvios bem significativos.

Por exemplo, na fita o hidróxido de sódio obteve pH=10 e já no phmetro foi 7,23 indicando uma faixa de solução neutra, o que não corresponde a um meio alcalino ainda mais sendo uma base forte, já que o cátion Na+ é um metal alcalino. No ácido sulfúrico apesar do pH exibido (pH=5,43) indicar um meio ácido, acredita-se que deveria ter apresentado uma escala menor sendo mais próxima a encontrada na fita, se tratando de um ácido forte caracterizado em ter mais facilidade para liberar o cátion H+ e sendo o pH medido pela concentração de íons hidrogênio (H+ ou H3O+) presentes na solução, a solução deveria ser mais ácida.

Tais resultados podem ter acontecido devido à falta de calibração do aparelho, visto que durante as medições o pH ficava variando.

PRATICA V – uso dos sais

Essa prática permitiu o entendimento quanto as reações entre sais. Primeiramente

Foi observado que ao ocorrer uma reação acontece pelo menos um destas situações no composto formado: Aquecimento ou esfriamento de temperatura; Mudança da coloração; Precipitação e/ou Liberação de gás        .

Além disso, notou-se que essas reações ocorreram através de uma reação de dupla troca entre os cátions, onde os metais têm que trocar de lugar e a partir de dois sais solúveis deve se formar pelo menos um sal insolúvel, fez-se o uso de uma tabela de solubilidade que informa acerca dos sais mais comuns quais reações são solúveis e suas exceções, ou seja indica quais trocas podem reagir através da formação de um sal insolúvel.  

Entre os 12 sais foram realizadas as seguintes misturas:

1.  AgNO3 + CaCl2 🡪 AgCl + Ca(NO3)2

A reação ocorreu porque foi formado um sal insolúvel o AgCl, apresentando um aspecto coalhado em cor leitosa e logo começou a decantar.

1.   Na2CO3 + NiSO4 🡪 Na2SO4 + Ni2CO3

A reação ocorreu porque foi formado um sal insolúvel o Ni2CO3.

1.   ZnSO4 + Ca(NO3)2 🡪 Zn(NO3)2 + CaSO4

Não ocorreu reação pois nãos formou um sal insolúvel.

1.  FeCl3 + NaHCO3 🡪 Fe(HCO3)3 + NaCl

Ocorreu reação porque houve a formação de um sal insolúvel o Fe(HCO3)3.

1. NaHCO3 + ZnSO4 🡪 Na2SO4 + Zn(HCO3)2

Ocorreu reação porque houve a formação de um sal insolúvel o Zn(HCO3)2

1. K2Cr2O7 + NaHCO3 🡪 Na2Cr2O7 + KHCO3

A reação ocorreu porque teve liberação de gás, mas não houve formação de precipitado pois não importa qual o sal seja adicionado, o potássio é um sal solúvel e da família 1A (grupo 1), logo apesar do dicromato ser insolúvel, com metais alcalinos torna-se solúvel.