Relatorio quimica revisado

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UNIVERSIDADE DO CONTESTADO - UnC
DAYLA BALBINOTT, JÉSSICA PORT
PROPRIEDADES FUNCIONAIS DE ÁCIDOS E BASES, DETERMINAÇÃO DO POTENCIAL HIDROGENÔMICO, REAÇÕES DOS METAIS ALCALINOS
CONCÓRDIA
2018
DAYLA BALBINOTT, JÉSSICA PORT
PROPRIEDADES FUNCIONAIS DE ÁCIDOS E BASES, DETERMINAÇÃO DO POTENCIAL HIDROGENÔMICO, REAÇÕES DOS METAIS ALCALINOS
Relatório, apresentado como exigência para obtenção de notana disciplina deQUIMICA GERAL, do curso de FARMÁCIA, ministrado pela Universidade do Contestado – UnC, Campus CONCÓRDIA, sob Orientação do(a) Professora RUBIA MORES.
CONCÓRDIA
2018
RESUMO
	Durante a aula prática no laboratório de química/bioquímica da Universidade do Contestado campus concórdia, foram realizadas atividades envolvendo conhecimentos teóricos passados em sala de aula na matéria de química geral. Tais praticas realizadas abrangeram, o indicador ácido-base é uma substância que pode ser natural ou sintética e que tem a propriedade de mudar de cor em função do pH do meio.
	Ácidos e bases (também chamadas de álcalis) são costumeiramente lembrados como substancias químicas perigosas, corrosivas capazes de dissolver mateais como se fossem comprimidos efervescentes. Mas a presença dos ácidos e base na nossa vida cotidiana e bem mais ampla e menos agressiva do que se imagina. Eles estão presentes em alimentos, refrigerantes, remédios...
LISTA DE ILUSTRAÇÕES
Figura 01 - Papel de tornassol vermelho e azul...........................................................8
Figura 02 - Indicador universal.....................................................................................8
Figura 03 – Fenolftaleína.............................................................................................8
Figura 04 - Indicador natural: Uva................................................................................8
Figura 05 - Indicador natural: Repolho roxo.................................................................8
Figura 06 - Indicador natural: Flor de Hortência...........................................................8
Figura 07 – pHmetro...................................................................................................11
Figura 08 – Alcalinos..................................................................................................12
Figura 09 e 10 – Tubos de ensaio..............................................................................15
SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO	5
1.1 OBJETIVOS	6
1.1.1Objetivo Geral	6
1.1.2 Objetivos Específicos	6
2 REFERENCIAL TEÓRICO	7
2.1 Classificação dos Ácidos........................................................................................8
2.2 Classificação das Bases.........................................................................................9
2.3 Determinação do potencial hidrogeniônico (pH)..................................................10
2.4 Reação dos metais alcalinos................................................................................11
3 MATERIAL E MÉTODOS	13
3.1 Propriedades funcionais dos ácidos e bases.......................................................13
3.2 Determinação do potencial hidrogeniônico (pH)..................................................14
3.3 Reaçãos dos metais alcalinos..............................................................................14
4 RESULTADOS E DISCUSSÕES	15
4.1 Propriedades funcionais dos ácidos e bases.......................................................15
4.2 Determinação do potencial hidrogeniônico (pH)..................................................16
4.3 Reação dos metais alcalinos................................................................................16
5 CONCLUSÃO	17
REFERÊNCIAS	18
1 INTRODUÇÃO
A identificação de alimentos ácidos e básicos no dia a dia pode ser fácil, pois geralmente são alimentos de sabor mais ácido como, por exemplo, o limão e a melancia, e podem ser identificados pelo sabor. Porém, identificar ácidos e bases no laboratório é bem diferente. Não se pode ‘provar’ das soluções, é necessária a utilização de indicadores para ter maior certeza. Esses indicadores são chamados de indicadores ácido-base e podem ser naturais ou sintéticos, e tem a função de mudar de cor em contato com outros elementos, mostrando se são ácidos ou bases.
Quando essas soluções são ácidas, possuem um pH nos valores entre 0 e 7, e quando são básicas, os valores vão de 7 a 14, sendo que 7 é um valor neutro.
E um equipamento usado para se ter um valor exato e, geralmente, sem erros é o pHmetro, que é calibrado e após, colocado o bastão de vidro do equipamento dentro da solução a ser testada e ele da o resultado.
É importante saber como identificar ácidos e bases pois podem interferir em experiências realizadas em laboratório e ate mesmo na nossa alimentação, considerando que os alimentos podem mudar o pH do sangue, tornando-o mais ácido ou mais básico, e isso, consequentemente, interfere no funcionamento do nosso organismo. 
OBJETIVOS
1.1.1 OBJETIVOS GERAIS
Ácido Base: utilizar corretamente os materiais das experiências aprendendo como identificar ácidos e bases por meio do uso de indicadores de pH.
Sódio Metálico: identificar as mudanças ocorridas na água oxigenada juntamente com a fenolftaleína, quando colocado o sódio metálico.
1.1.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Ácido Base:
Observar a mudança causada pelo ácido e pela base nos indicadores
Constatar as propriedades funcionais dos ácidos e bases
Aprender a identificar ácidos e bases de uma forma simples e rápida
Entender a importância da identificação de qual é qual
Controle do pH:
Aprender a identificar quando é base ou ácido através do pH
Identificar o que as mudanças de cores indicam
Aprender a utilizar o pH-metro
Detectar e identificar os resultados obtidos
Sódio metálico:
Observar como o sódio metálico desloca o hidrogênio da água
Entender a reação que acontece entre o sódio e a água
Identificar os perigos existentes nesta reação
Aprender como os metais alcalinos reagem à baixa temperatura
Saber da importância de guardar reagentes em locais corretos
REFERENCIAL TEÓRICO
Os ácidos e as bases são duas funções químicas consideradas opostas. Em nosso cotidiano, podemos identificar ácidos e bases em alimentos, como no azedo do limão, ou quando “amarra” na boca, como uma banana verde. Porém, identificar ácidos pelo gosto pode ser muito arriscado, pois alguns compostos podem levar a morte, como por exemplo, o ácido sulfúrico (H2SO4) usado em baterias de automóveis, e o hidróxido de sódio (NaOH) conhecido como soda cáustica.
Algumas outras propriedades podem ser usadas para distingui-las:
Solubilidade em água; os ácidos apresentam-se bem solúveis em água enquanto as bases são, em maior parte, praticamente insolúveis.
Estrutura; ácidos são moleculares, formados por ligações covalentes, enquanto as bases podem ser também iônicas, sendo que as que possuem metais alcalinos são iônicas e as demais moleculares.
Condutividade elétrica; os ácidos só conduzem eletricidade quando estão dissolvidos em água, pois sofrem ionização. As bases também conduzem em meio aquoso, pois as iônicas se dissociam e as moleculares acabam liberando íons.
Ação recíproca; quando em contato, ácidos e bases neutralizam um ao outro. Ou seja, o H+ do ácido reage com o OH- da base e forma-se a água e também um sal.
Na maioria das vezes, é necessária a utilização de elementos para fazer a identificação de quais reagentes são ácidos e quais são bases. Esses elementos são chamados de ‘indicadores ácido-base’, que podem ser substâncias naturais ou sintéticas com a propriedade de mudarem de cor em função do pH do meio. Ou seja, apresentam uma cor em meio básico e outra em meio ácido.
Existem vários indicadores artificiais, mas os mais usados são:
A fenolftaleína (indicador líquido, incolor em meio ácido e rosa em meio básico)Papel de tornassol (azul em meio básico e vermelho em meio ácido)
Indicador universal (tira de papel com pequenos cubos coloridos, apresenta cores diferentes para cada valor de pH, sendo mais exato que os anteriores) (figuras 01 – papel de tornassol vermelho e azul, 02 – indicador universal, 03 - fenolfteleína)
 
Entre os indicadores naturais, temos as soluções extraídas de muitos vegetais, tais como das folhas de repolho roxo, beterraba, uvas, jabuticabas, amoras, bem como em folhas vermelhas e flores de pétalas coloridas, como as flores de azaleia e quaresmeira (figuras 04, 05 e 06).
2.1 Classificação dos ácidos
Ácidos fortes: HI (ácido iodídrico), HBr (ácido bromídrico) e HCl (ácido clorídrico). 
Ácido semiforte: HF (ácido fluorídrico). 
Ácido fraco: HCN (ácido cianídrico).
Os ácidos podem ser classificados de acordo com sua força ácida e quanto ao número de hidrogênio ionizável:
Força ácida: O meio ácido é caracterizado pela presença de íons H+ que são gerados pela ionização. A facilidade com que os ácidos se ionizam em água e outros solventes é medida pela força do ácido, sendo que, ácidos fortes liberam H+ com maior facilidade.
Classificação quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:
Monoácidos: esses ácidos liberam um íon H+ por molécula.
Diácidos: dois íons H+ são liberados por molécula.
Triácidos: liberam três íons H+ por cada molécula.
Tetrácidos: são liberados até quatro íons H+ por molécula.
2.2 Classificação das bases
Pode-se classificar as bases através de vários critérios
Número de Hidroxilas;
Monobases: bases que apresentam um grupo OH-. Exemplos: AgOH (hidróxido de prata), NaOH (hidróxido de sódio).
Dibases: bases que se caracterizam pela presença de dois grupos OH-. Exemplos: Ba (OH)2 (hidróxido de bário), NiOH2 (hidróxido de níquel).
Tribase: a presença de três grupos OH- caracteriza esta base. Exemplo: Fe (OH)3(hidróxido de ferro).
Tetrabase: esta base conta com quatro grupos OH- em sua composição. Exemplo: Mn (OH)4 (hidróxido de manganês).
 Solubilidade em água;
Para classificar as bases usando o critério “solubilidade” basta saber a que família seus componentes pertencem, por exemplo:
NaOH (hidróxido de sódio): o sódio pertence à família dos metais alcalinos, portanto a base correspondente se apresenta solúvel em água.
Ca (OH)2 (hidróxido de cálcio): o cálcio é um metal alcalino terroso e por isso a base apresenta pouca solubilidade em água.
Pb (OH)4 (hidróxido de chumbo): base insolúvel.
Observação: a solubilidade está relacionada à condução de corrente elétrica numa solução básica. Quanto mais solúvel uma base, maior será sua facilidade em conduzir corrente elétrica.
Grau de dissociação
Essa classificação se relaciona também com a solubilidade: quanto mais solúvel for uma base, maior será seu grau de dissociação, sendo, portanto, considerada uma base forte:
Elevado grau de dissociação → Base solúvel → base forte
Baixo grau de dissociação → Base insolúvel → base fraca
Exemplos: Base fraca: NH4OH (hidróxido de amônio); Base forte: NaOH (hidróxido de sódio).
A força da base influi sobre seu comportamento em meio à eletrólise: bases fortes são boas condutoras de eletricidade, já as bases fracas constituem eletrólitos ruins.
2.3 Determinação do potencial hidrogeniônico (pH)
	Segundo a Teoria da dissociação iônica de Arrhenius, uma substância é considerada ácida se, em meio aquoso, ela liberar como único cátion o H+. Quanto maior a quantidade desses íons no meio, maior será a acidez da solução.
O bioquímico dinamarquês Peter Lauritz Sorensen (1868-1939) propôs o uso de uma escala logarítmica para trabalhar com as concentrações do íon hidrônio nas soluções, que ele chamou de pH.
A escala de pH varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa um meio neutro. Os valores abaixo de 7, são considerados ácidos e os valores acima de 7 são bases. Pode-se perceber assim, que indicadores ácido-base são usados também como forma de identificar os valores aproximados de pH. Por exemplo, se temos duas soluções a 25ºC com volumes iguais, sendo que a primeira tem pH igual a 4 e a segunda tem pH igual a 3, então a segunda solução possui 10 vezes mais íons H+ que a primeira.
Além dos indicadores ácido-base utilizados para identificar as soluções, há também um equipamento chamado pHmetro. É muito usado em laboratórios, pois é um medidor do potencial hidrogeniônico que indica também a acidez, neutralidade e alcalinidade de amostras diversas. Esse equipamento é composto basicamente por um eletrodo conectado a um potenciômetro, que possibilita a conversão do valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Quando o eletrodo é submerso na amostra, ele produz minivolts que são transformadas para uma escala de pH. O funcionamento do pHmetro depende de sua calibragem, que deve ser feita de acordo com os valores de referência que constam nas soluções de calibração. A frequência com que o pHmetro deve ser calibrado esta diretamente relacionada à frequência de medições e à qualidade do equipamento.
Porém, alguns fatores podem fazer com que haja erros na medição:
Potencial de junção; a composição da solução usada na calibração do eletrodo deve ser semelhante à composição iônica no meio interno e externo do eletrodo
Quantidades acima ou abaixo da indicada podem apresentar resultados diferentes do real
Os ácidos mais fortes podem alterar para mais o valor do pH
Quando bem hidratado o eletrodo, mais precisos são os resultados
A calibração e a medição devem ser feitas na mesma temperatura para que o resultados no pHmetro seja o correto (figura 07 - pHmetro).
 
2.4 Reação dos metais alcalinos
	Os metais alcalinos constituem o grupo 1A da tabela periódica. Portanto, sua configuração eletrônica sempre termina em ns¹, com n variando de 1 a 7. Apesar de o hidrogênio satisfazer a regra s¹, ele não é considerado um metal alcalino, pois não possui praticamente nenhuma outra característica físico-química semelhante com os outros elementos.
Principais características dos metais alcalinos:
Possuem baixa densidade
Em temperatura ambiente são sólidos
São metais moles e coloridos
São altamente reativos e bons condutores de eletricidade
Apresentam baixa eletronegatividade e potencial de ionização
Apresentam elevada eletropositividade
Reagem facilmente com água, formando hidróxidos
Reagem facilmente com o oxigênio, formando óxidos
Possuem somente 1 elétron na camada de valência
Tem tendência a perder esse elétron e formar cátions monovalentes (com a carga +1)
A configuração eletrônica sempre termina em ns1
	Reatividade: todos os metais alcalinos são extremamente reativos quando expostos ao oxigênio ou à água, assim como a qualquer ânion. Uma vez que as energias de ionização dos mesmos são as mais baixas da tabela, a perda do último elétron da camada se faz sem o desprendimento de muita energia. Por exemplo:
					2Li(s) + 2H2O(l) → 2LiOH(aq) + H2(g)
As reações entre os metais alcalinos e a água acontecem tão violentamente (como na do rubídio) que podem ocasionar a combustão espontânea do hidrogênio liberado; assim, devem ser acondicionados em atmosferas de baixa umidade e protegidos contra o oxigênio.
Os metais desse grupo apresentam baixa eletronegatividade, e baixa energia de ionização sendo, então, mais uma diferença entre o átomo de hidrogênio e o átomo de qualquer metal alcalino; uma vez que a retirada do único elétron do hidrogênio requer energia muito maior. 
Em geral, os alcalinos são moles, pouco densos, com pontos de fusão e ebulição também menores em relação aos outros metais. Além disso, possuem brilho rapidamente fosco (principalmente pela ação do oxigênio do ar), e quando pulverizados, aparentam a cor branca (figura 08 - Alcalinos).
3	MATERIAL E MÉTODOS
Os experimentos foram realizados no laboratório de Quimica/Bioquímica da Universidade do Contestado
3.1 Propriedades funcionais de ácidos e bases
Neste experimento foi utilizado os seguintes materiais e reagentes:
Estante para tubos de ensaio;
Bastão de vidro
 10 tubosde ensaio;
 Pipeta graduada de 5 ml;
 Solução a 5% de hidróxido de amônio;
 Solução de fenolftaleína;
 Solução de metilorange;
 Azul de bromotimol; -
Papel de tornassol vermelho;
Papel de tornassol azul;
 Papel indicador universal;
 Solução a 5% de ácido clorídrico;
 Solução a 5% de ácido sulfúrico;
 Béquer;
Solução a 5% de hidróxido de sódio;
Bicarbonato de sódio
 No procedimento experimental, iremos inúmeras os tubos de 1 a 4
 3.1 após isso usamos encher 1/4 do volume desses volumes com HCl (tubo 1), H2SO4 (tubo 2), NaOH (tubo 3) e NH4OH (tubo 4).
 3.2 Usando um bastão de vidro 1 que tem a presente solução HCL.Juntamente com o pedaço de papel tornassol azul, tornassol vermelho e o indicador universal. Molhamos um pedaço do papel para obter as seguintes cores:
	Material
	Resultado:
	Tornassol Azul
	Rosa
	Tornassol Vermelho
	Rosa
	Indicador Universal
	Ficara no indicador 0
 
 3.3Usando um bastão de vidro 2 que tem contem a presente solução H2SO4.Juntamente com um pedaço de papel tornassol azul e um de tornassol vermelho e o indicador universal. Molhamos um pedaço do papel para obter as seguintes cores:
 
 3.4Usando um bastão de vidro 3 que tem contem a presente solução NaOH.Juntamente com um pedaço de papel tornassol azul e um de tornassol vermelho e o indicador universal. Molhamos um pedaço do papel para obter as seguintes cores:
	Material:
	Resultado:
	Tornassol Azul
	Azul escuro
	Tornassol Vermelho
	Roxo
	Indicador Universal
	Indicador 14
 
 3.5Usando um bastão de vidro 4 que tem contem a presente solução NH4OH.Juntamente com um pedaço de papel tornassol azul e um de tornassol vermelho e o indicador universal. Molhamos um pedaço do papel para obter as seguintes cores
	Material 
	Resultado
	Tornassol Azul
	Azul escuro
	Tornassol Vermelho
	Roxo
	Indicador Universal 
	Indicador 11
 3.6Não descartamos o conteúdo desses quatro tubos. Acrescente em cada um deles de 3 a 5 gotas de fenolftaleína e em seguida as cores resultantes:
	Material:
	Resultado:
	Fenolftaleina+HCL
	Branco (Transparente)
	Fenolftalina+H2SO4
	Gelo
	Fenoftalina+NaOH
	Pink
	Fenolftaluina+Nh4OH
	Rosa
3.7 Descartar o conteúdo dos quatro tubos no frasco de resíduos. Lave-os e repita a operação do passo 3.1.1.
3.8. Acrescente de 3 a 5 gotas de metilorange a cada uma das quatro soluções. Anote as cores: 
	Material
	Resultado
	Metilorange+HCL
	Vemelho Claro
	Metilorange+H2SO4
	Amarelo
	Metilorange+NaOH
	Vermelho
	Metilorange+NH4OH
	Laranja
3.9. Descartar o conteúdo dos quatro tubos no frasco de resíduos. Lave-os e repita a operação do passo 3.1.1..
	Material
	Resultado
	Azul de Bromotimol+HCL
	Amarelo
	Azul de Bromotimol+H2SO4
	Amarelo Claro
	Azul de bromotimol+NAOH:
	Azul
	Azul de bromotimol+NH4OH
	Azul
3 .10. Adicione de 3 a 5 gotas de azul de bromotimol a cada uma das quatro soluções. Anote as cores: 
3.2 Determinação do potencial hidrogeniônico (pH)
Neste experimento foi utilizado os seguintes materiais e reagentes:
pHmetro
ácido clorídrico 1 M
Hidróxido de sódio 1 M
Béquer de 100 mL
Béquer de 500 mL
Ele foi usado para medir o pH de duas soluções, demonstrando para os alunos o funcionamento do aparelho.
3.3 Reações dos Metais Alcalinos
Neste experimento foi utilizado os seguintes materiais e reagentes:
Bequer de 250 mL
Sódio metálico
Pinça
Estilete ou faca
Solução de fenolftaleína
Primeiramente, colocou-se água destilada no béquer com 3 gotas de fenolftaleína. Após, cortou-se pequenos pedaços de sódio e colocou-se na água oxigenada.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Propriedades funcionais dos ácidos e bases
 De acordo com os procedimentos de passo 3.1, após ter molhado com a solução do tubo de ensaio n°1 (NCL) o papel de tornassol azul, adquiriu coloração vermelha; o papel de tornassol vermelho, não alterou a cor e a solução em contato com o indicador universal adquiriu a cor vermelha
 No passo 3.2 foi verificado que após ter molhado com a solução do tubo de ensaio n°2 (H2SO4) o papel de tornassol azul, adquiriu cor vermelha; o papel de tornassol vermelho, não alterou a cor da solução em contato com o indicador universal adquiriu a cor vermelha.
 Depois dos procedimentos realizado, foi notado que após ter molhado com a solução o tubo de ensaio n°3 (NaOH) o papel tornassol azul, não alterou a cor, o papel de tornassol vermelho adquiriu a coloração azul e a solução em contato com o indicador universal adquiriu a cor azul
 Mediante as instruções... foi constatado que depois de ter molhado com a solução de tubo de ensaio n°4(NH4OH) o papel de tornassol azul, não alterou a cor e papel de tornassol vermelho adquiriu a coloração azul e a solução em contato com o indicador universal adquiriu com azul
 De acordo com os passo citado, após ter adicionado em cada um dos 4 tubos de ensaio, 3 gotas de fenolftaleina, foi verificado que a substancia mencionada mistura a solução do tubo de ensaio n°1(HCL) se tornou incolor; misturada a solução o tubo de ensaio n°2 (H2SO4) se tornou incolor; misturada a solução do tubo de ensaio n°3 (NaOH) se tornou rosa e misturada a solução do tubo de ensaio n°4(NH4OH) se tornou rosa.
 Por meio do procedimento, após ter adicionado em casa um dos 4 tubos de ensaio ,3 gostas de mitolorange, se verificou que a substancias mencionadas e misturadas a solução do tubo de ensaio n°1 (HCL) se tornou vermelha; mistura a solução do tubo de ensaio n°2(H2SO4) se tornou vermelha; misturada a solução de tubo de ensaio n°3(NaOH) se tornou laranja e mistura a solução de tubo de ensaio n°4 (NH4OH) se tornou laranja.
 Mediante as instruções, conclui-se que fenolftaleína adicionada em cada ácido se tornou incolor, e essa mesma substancia adicionada em uma base se tornou rosa.O metilorange adicionado em um ácido adquire coloração vermelha. O mesmo metilorange adicionado em uma base adquire coloração laranja e o azul de bromotimol adicionado em um ácido adquire a coloração amarela, a mesma substancia adicionada em uma base adquire a coloração azul.
 De acordo com as instruções 3.11, após ter adicionado ao tubo de ensaio n°3 mais ou menos 1ml de NaOH e 3 gotas de fenolftaleína e agitado foi notado que a mistura adquiriu coloração rosa e após nesse mesmo tubo ter acrescentado 10 gotas (aproximadamente 0,7ml) de solução de HCL, a mistura se descorou.A mistura tornou-se incolor porque a base (hidróxido de sódio) foi neutralizada pelo ácido ( ácido clorídrico )
NaOH + HCL	H2O + NaCL
 Seguindo as orientações e passos, após ter adicionado 1 ml de HCL ao tudo de ensaio n° 1 até 1/3 do volume e a este mesmo tubo ter acrescentado um pequena porção de bicarbonato de sódio foi verificado que ocorreu efervescência do mesmo resultado na formação de cloreto de sódio, água e gás carbônico 
HCL + NaHCO3	 NaCL+ H2O+ CO2
 De acordo com as orientações e resultados obtidos no teste de experimentais.
	Indicadores
	Coloração
	Tornassol Azul
	Vermelho
	Básico
	Tornassol Vermelho
	Vermelho
	Sem alterações
	Indicador Universal
	Sem alterações
	Azul
	Metilorange
	Vermelho
	Laranja
	Azul-de-bromotimol
	Amarelo
	Azul
	4.1 Propriedades funcionais dos ácidos e bases
	HCl; após ter molhado o papel de tornassol azul na solução de HCl, obteve-se a coloração vermelha, o papel de tornassol vermelho basicamente não alterou a cor e o indicador universal (adquiriu a cor vermelha).
	H2SO4; após ter molhado o papel de tornassol azul na solução de H2SO4, obteve-se a cor alaranjada forte, o papel de tornassol vermelho tornou-se laranja mais claro e o indicador universal (ficou vermelho).
	NaOH; após ter molhado o papel de tornassol azul na solução de NaOH, obteve-se a cor azul escuro, o papel de tornassol ficou roxo, e o indicador universal (tornou-se azul).
	NH4OH; após ter molhado o papel de tornassol azul na solução de NH4OH, obteve-se a coloração azul escura, o papel detornassol vermelho tornou-se roxo e o indicador universal (ficou azul). (figuras 09 e 10: Tubos de ensaio)
 Na segunda experiência realizada com as soluções, cada uma ficou com uma coloração diferente:
	Substancia HCL:
	Resultado:
	Fenolftaleína
	Branco
	Bromotimol
	Vermelho
	Metilorange
	Vermelho
	Substancia H2SO4:
	Resultado:
	Fenolftaleina
	Branco
	Bromotimol
	Vermelho
	Metilorange
	Vermelho
	
	
	Substancia NaOH:
	Resultado:
	Fenolftaleína
	Roxo Claro
	Bromotimol 
	Axul
	Metilorange
	Amarelo
	Substancia Nh4OH:
	Resultados:
	Fenolftalina
	Rosa forte
	Bromotimol
	Azul
	Metilorange
	Laranja
	
 
4.2 Determinação do potencial hidrogeniônico (pH)
	Após utilizar o pHmetro para medir o pH do ácido clorídrico e do hidróxido de sódio, obteve-se os resultados 4,2 e 6,8, respectivamente.
4.3 Reações dos metais alcalinos
	A água oxigenada foi colocada num béquer com 3 gotas de fenolftaleína, e quando colocou-se um pedaço de sódio metálico, a água tornou-se rosa e enquanto ia se dissolvendo, criou-se pequenas bolhas. Essa reação ocorreu por causa das transformações do H2 e do NaOH.
4.2 Determinação do potencial hidrogeniônico (pH)
	Após utilizar o pHmetro para medir o pH do ácido clorídrico e do hidróxido de sódio, obteve-se os resultados 4,2 e 6,8, respectivamente.
4.3 Reações dos metais alcalinos
	A água destilada foi colocada num béquer com 3 gotas de fenolftaleína, e quando colocou-se um pedaço de sódio metálico, a água tornou-se rosa e enquanto ia se dissolvendo, criou-se pequenas bolhas. Essa reação ocorreu por causa das transformações do H2 e do NaOH.
5	CONCLUSÃO
Mediante os conceitos estudados de soluções e básicas e os experimentos realizados. Conclui-se que se existem diversos indicadores de ácidos e bases, entre os indicadores estão substancias como o metilorange e o azul-de-bromotimol, utilizados na aula experimental mencionada.
Na realização desse experimento foi possível observar que ácidos ao reagirem com carbonatos formam sais, água e liberam dióxido de carbono. Observou-se também que em soluções ácidas e básicas, os indicadores se comportam de maneira diferente devido ao pH de cada solução. Percebeu-se que os eletrólitos fortes (ácidos e bases fortes) conduzem corrente elétrica com intensidade e que eletrólitos fracos (ácidos e bases fracas) conduzem corrente elétrica com pouca intensidade ou não conduzem e que para um melhor entendimento da prática é necessário o entendimento dos conceitos sobre ácidos, bases, sais e ionização de substâncias
 Os ácidos e bases diferente do que se imagina fazem parte do nosso cotidiano pois podemos encontra-los rotineiramente em substancias como vinagre
 (ácido acético), maçã (ácido mático), laranja e limão (ácido cítrico), leite (ácido láctico)
Costumeiramente lembrado como substancias químicas perigosas, ácidos e bases, na verdade são componentes usuais de refrigerantes, alimentos, emedios, produtos de higiene ou cosméticos. São matérias prima indispensáveis em um vasto universo de aplicações industriais.
6	REFERÊNCIAS
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/comparacao-entre-acidos-bases.htm
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/propriedades-classificacao-dos-acidos.htm
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/classificacao-das-bases.htm
https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/conceito-ph.htm
http://www.prolab.com.br/blog/saiba-como-e-o-funcionamento-phmetro/
Feltre,Ricardo:Quimica: Quimica orgânica. 6,ed. São Paulo:Moderna,2004,acessado em 21 de julho de 2018 as 15:20 horas