AVC RELATÓRIO Química Geral e Experimental II

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QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL II 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE PRÁTICA LABORATORIAL 
 COMPONENTES DO GRUPO RA NOTA 
 
Josiane Rodrigues da Silva 3719693 
 
 
Diego Feitosa Duarte 3722317 
 
 
 
 
Tauá/Ce 
Data da aula prática 
24/04/2018 
 
 
 
 
Introdução 
 
O presente relatório foi elaborado no âmbito da disciplina de Química 
Geral e experimental II, Tendo como base quatro procedimentos laboratoriais: 
Laboratório 1, foram realizados diversos experimentos laboratoriais no sentido de 
facilitar a compreensão de conceitos teóricos e práticos no que diz respeito à 
preparação de soluções (tipos de soluções, diluição e cálculos de concentração); 
Laboratório 2, reações químicas (transformações químicas, absorção e liberação 
de calor e evidencias dessas transformações químicas); Laboratório 3, equilíbrio 
químico (Princípio de Le Chatelier e fatores que alteram o equilíbrio químico); 
Laboratório 4, ácidos base e titulometria (Soluções, conceito ácido- base, reação 
de neutralização, conceito ácido base de Arrhenius, análise quantitativa e 
indicador ácido base). 
 
 
Foto 1 - Da esquerda para a direita: Josiane, Diego. 
1.Objetivos 
 
Os experimentos objetivam de forma especifica para cada procedimento: 
 
 
2.1 – Laboratório1 – Preparo de Soluções, Diluição e Cálculos de 
Concentração. 
 
Determinar concentrações por diluições sucessivas e avaliar o limite de 
percepção visual da cor de soluções de permanganato de potássio. Determinar 
a solubilidade de um sal em determinada temperatura. 
 
2.2 – Laboratório 2 – Reações químicas. 
 
 
Observação de evidências de reações químicas através do cheiro, 
coloração, temperatura e efervescência. 
 
2.3 - Laboratório 3 – Equilíbrio químico 
 
 
Verificar, experimentalmente, a alteração de equilíbrios químicos 
(Principio de Le Chatelier). 
 
2.4 - Laboratório 4 – Ácidos base e Titulometria 
 
 
Constatar experimentalmente, com papel indicador e com indicadores 
em solução, as propriedades funcionais dos ácidos e das bases e utilizar 
corretamente os papéis indicadores ácidos base mais comuns. Determinação da 
concentração de uma solução através de Titulometria. 
3. Materiais e métodos 
 
Os materiais utilizados para cada procedimento foram os seguintes: 
 
 
3.1 - Laboratório 1 – Preparo de soluções, diluição e cálculos de 
concentração. 
 
 
 
Qtd 
 
Materiais 
0,25 g Sulfato de cobre (CuSO4) 
0,3160 g Permanganato de potássio (KmnO4) 
150 ml Água destilada 
4 Béqueres de 100 ml 
3 Balões volumétrico de 100 ml 
1 Balão volumétrico de 50 ml 
1 Pipeta graduada de 10 ml 
1 Pipeta graduada de 5 ml 
3 Provetas de 100mL 
1 Erlenmeyer 
1 Bico de Bunsen 
1 Tela de amianto 
1 Tripé para tela de amianto 
1 Termômetro 1000ºC 
1 Balança 
 
 
 
 
 
Tabela 1 - materiais utilizados durante o experimento laboratorial 1. 
3.1.1 – Métodos: Parte A 
 
A) Preparo de solução 0,25% de sulfato de cobre: 
 
 
1 – Execução da pesagem de um béquer de 100 ml vazio, seu peso foi de 
51,330g. (foto 2). 
Foto 2 - Pesagem do béquer de 100 ml vazio 
 
 
 Execução da pesagem de 0,25g de Sulfato de Cobre (CuSO4). 
 
Foto 3 – Pesagem béquer de 100ml com 0,25g de CuSO4 
 
2 - Adicionamos 50 ml de água destilada e misturamos até sua total diluição. 
 
Foto 4 – Adição de 50 ml de água destilada e misturado até completar a diluição 
do sal 
 
3 - Transferimos a mistura para um balão volumétrico de 100ml e 
adicionamos água destila até a marca do balão. 
 
 
 Foto 5 – transferência da mistura Foto 6 – Adição de água destilada 
5. Conclusão: 
No preparo da solução de 0,25% de sulfato de cobre, foi observado que 
o mesmo se encontra sobre a forma de cristais na cor azul. Quando adicionamos 
a água destilada (solvente), o cristal é dissolvido e a solução apresenta-se de 
forma azul clara. Não observamos qualquer outro tipo de transformação. 
 
A equação resume a reação ocorrida no experimento: 
 
 
Podemos observar que o Sulfato de cobre, solubilizou=se em água 
destilada pelo processo de dissociação iônica, ou seja, o cátion e o aníon são 
separados entre si pelas moléculas de água. 
 
B) - Preparo de solução 0,020 mol por litro de permanganato de potássio. 
1 – Pesagem do Béquer vazio. 
 Foto 7 – Pesagem Béquer vazio 
2 – Béquer de 100ml com 0,3160g de KMnO4 
Foto 8 – Béquer de 100 ml com 0,3160g de KMnO4 
 
 
3 – Adição de 50 ml de água destilada e mistura até dissolver para o 
sal. 
 
 Foto 9 – adição de água destilada Foto 10 – 
agitando com bastão de vidro 
4 – Transferência solução conforme passo anterior para um balão 
volumétrico de 100 ml e completando com água destilada até a marca do 
menisco. 
 
 
Foto 11 – Transferência da solução Foto 12 – Com adição de 
água destilada 
 
5 – Conclusão: 
 
No preparo de solução de 0,020 mol de permanganato de potássio, ao 
adicionar a água destilada, foi observado uma solução resultante de cor 
violeta/lilás. 
Quando adicionamos permanganato de potássio a água destilada, 
observamos a riscos de violeta. Esses riscos são formados porque o 
permanganato de potássio dissolveu-se até atingir o fundo do recipiente. Grande 
parte da substancia adicionado ficou no fundo do béquer porque ele é mais 
denso que a água. A dissolução se dá quando as ligações são rompidas os íons 
são completamente envolvidos pelas moléculas de água. 
 
Parte B: 
 
1 - Transferência de 10ml de solução de sulfato de cobre para uma 
proveta de 100ml. 
Na foto 14, capitamos 10 ml de solução de cobre e transferimos para uma 
proveta de 100 ml, na foto 15. 
 
Foto 13 Foto 14 
2 – Após completarmos a proveta com água destilada até o volume, 
observamos (foto 16) um tom de cor azul bem claro. 
 
 
 
Foto 15 
 
3 – Repetição do procedimento (adição de água destilada), até a cor 
chegar em um estágio imperceptível. Resultado final podendo ser observado na 
foto 16. 
 
 
 
Foto 16 Foto 17 Foto 18 
 
 
4 - Cálculo da massa existente na última solução, bem como a concentração mol/litro. 
 
m = massa 
M = massa molar = 158g/mol 
C = concentração = 0,02 mol/l 
V = volume da solução = 100 ml 
 
 
m = 0,02 mol/l x 158g/mol x 0,100 l 
m = 0,316 
 
 
d = m = 0,3160g = 0,00316 g/ml 
V 100 ml 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.2 - Laboratório 2 – Reações Químicas 
 
 
 
 
 
Qtd 
 
Materiais 
7 Tubos de ensaio 
2 Pipetas Pasteur 
1 Pinça de madeira 
1 Espátula 
1 barra (3 g) Magnésio metálico 
5 ml 1 mol/l de Cloreto de bário 
25 ml 1 mol/l de Ácido clorídrico 
5 ml 0,5 mol/l de Cloreto de sódio 
5 ml 0,5 mol/l de Nitrato de prata 
5 ml 1 mol/l de Nitrato de potássio 
5 ml 1 mol/l de Tiossulfato de sódio 
5 ml 1 mol/l de Hidróxido de sódio 
4 ml 1 mol/l Ácido sulfúrico 
Carbonato de cálcio em pó 
1 Vidro de relógio 
Papel de tornassol azul e vermelho 
 
 
 
Tabela 2 - Materiais utilizados durante o experimento laboratorial 2. 
3.2.1 Métodos: 
 
A) Foto dos materiais utilizados no experimento. 
 
Foto 19 - Materiais utilizados 
 
1) Medição volumétrica de 5 ml de Ácido clorídrico e 5 ml de Cloreto de 
Bário. 
 
 
Foto 20 - Ácido clorídrico 
 
 
Foto 21 - Cloreto de bário 
 
2) Medição volumétrica de 5 ml de cloreto de sódio com 5 ml de nitrato 
de prata. 
 
Foto 22 - Cloreto de sódioFoto 23 - Nitrato de prata 
 
 
 
3) Medição volumétrica de 5 ml de ácido clorídrico e pedaço de papel de 
magnésio. 
 
 
Foto 24 - Ácido clorídrico Foto 25 - magnésio 
 
4) Medição volumétrica de 5 ml de tiossulfato de sódio e 5 ml de ácido 
clorídrico. 
 
Foto 26 – Tiossulfato de sódio. 
 
 Foto 27 - Ácido clorídrico 
 
5) Uma ponta de espátula de carbonato de cálcio em pó e 5 ml de solução de ácido 
clorídrico. 
 
Foto 28 - Carbonato de cálcio. 
 
 
Foto 29 – Adição de carbonato de cálcio em 5 ml de solução de ácido 
clorídrico. 
 
6) 5 ml de Cloreto de sódio e 5 ml de Nitrato de potássio. 
 
 
Foto 30 – Cloreto de Sódio 
 
 
Foto 31 – Nitrato de potássio 
 
 
7) 5 ml de ácido clorídrico e 5 ml de hidróxido de sódio em quantidades 
iguais. E teste das soluções reagentes e resultantes em papel de tornassol (azul 
e vermelho). 
 
Foto 32 – Mistura de ácido clorídrico + hidróxido de sódio 
 
 
No passo a seguir, iniciamos os testes de reação das soluções com o 
papel de tornassol azul e vermelho, podemos observar por fotos seus resultados: 
 
A - Ácido clorídrico + Papel de tornassol azul. 
B – Ácido clorídrico + papel de tornassol vermelho. C 
– Hidróxido de sódio + papel de tornassol azul. 
D – Hidróxido de sódio + papel de tornassol vermelho. 
E –Soluções resultantes (soluções juntas) + papel de tornassol azul. F 
–Soluções resultantes (soluções juntas) + papel de tornassol vermelho. 
 
Após todos os experimentos, podemos ver na tabela abaixo, os registros: 
 
 
 
 
 
Item Material 
 
Cor do 
material 
(estado 
inicial) 
 
Cor do 
material 
(estado 
final) 
 
 
Evidências da 
transformação 
 
 
 
 
Sim 
Existe 
algum tipo 
de energia 
envolvida? 
Qual? 
Sim, fonte 
1) Magnésio metálico Cinza Preto 
 
 
Cloreto de sódio Incolor 
Foto 41 
 
Sim 
externa de 
calor 
Reação de 
2) Nitrato de prata Incolor 
Ácido clorídrico incolor 
3) Magnésio metálico Cinza 
Branco 
 
 
Incolor 
Foto 42 
 
Sim 
Foto 43 
dupla troca 
Sim, 
liberação 
de gás 
Tiossulfato de 
4) sódio 
Incolor 
Amarelo 
Sim 
Foto 44 
 
Sim, 
Ácido clorídrico incolor 
Carbonato de 
5) cálcio 
Branco 
 
 
Incolor 
 
Sim 
Foto 45 
Sim, 
liberação 
Ácido clorídrico incolor 
Cloreto de sódio Incolor 
 Incolor 
6) Nitrato de potássio Incolor 
 
Não 
Foto 46 
de gás 
 
Não 
 
Papel de tornassol azul Papel de tornassol 
vermelho 
 
Ácido clorídrico Vermelho Não houve mudança na cor 
Hidróxido de sódio Não houve mudança na 
7) cor 
Solução resultante 
Azul 
(juntar as duas 
soluções) 
Não houve mudança na cor azul 
 
 
Tabela 3 – Registro dos dados do experimento 2. 
8) Conclusão 
 
 
Observamos que usando a solução de ácido clorídrico com o papel de 
tornassol azul, tivemos a mudança de cor do papel para vermelho, já com a 
mesma solução, porém com o tornassol vermelho, a cor se manteve a mesma, 
sem nenhuma alteração. 
Quando mudamos a solução para o hidróxido de sódio, o papel de 
tornassol azul se manteve na mesma cor, não sendo observada nenhuma 
alteração da sua originalidade, ao trocarmos para o papel tornassol vermelho, 
mantendo a mesma solução, tivemos a mudança para cor azul. 
No passo seguinte, juntamos as duas soluções, e com o papel de 
tornassol azul, não houve nenhuma modificação na em nenhum dos papeis de 
tornassol. 
O papel tornassol muda de cor ao entrar em contato com uma 
determinada solução. Exemplo: O papel tornassol azul, em presença de uma 
solução ácida, muda da cor azul para a vermelha. Isso ocorre porque os íons 
reagem mudando o arranjo dos átomos presentes no indicador. 
O papel tornassol vermelho, em contato com uma base, muda da cor vermelha 
para a azul. O papel neutro, em contato com ácidos, torna-se 
vermelho; em contato com bases, torna-se azul. 
 
 
 
3.3 Laboratório 3 – Equilíbrio Químico 
 
 
 
Qtd 
 
Materiais 
1 Proveta 100 ml 
5 Tubos de ensaio e estante para tubos 
1 Pipeta graduada de 1 ml e 5 ml. 
1 Béquer de 100 ml. 
1 Espátula 
1 ml Solução saturada de cloreto férrico 
1 ml Solução saturada de Tiocianato de amônio 
1 ml Solução 0,25 mol/l de Dicromato de potássio 
6 m Solução 0,25 mol/l de Cromato de potássio 
5 ml Solução 2 mols/l de Ácido clorídrico 
5 ml Solução 2 mols/l de Hidróxido de sódio 
2 g Cloreto de amônio sólido 
60 Água destilada 
1 Bastão de vidro 
 
Tabela 4 - Materiais utilizados durante o experimento laboratorial 3. 
 
3.3.1 – Métodos 
 
 
A) Equilíbrio Fe³+ / SCN-¹ 
 
 
1) Proveta com 60 ml de água destilada (foto 39), logo após sendo transferida 
para um béquer. 
 
Foto 33 Foto 34 
 
 
Adicionamos 2 gotas de solução de Cloreto Férrico (FeCl3) (foto 41) e 2 
gotas de solução de Tiocianato de Amônio (NH4SCN). 
 
 
 Foto 35 
Após agitar a mistura das duas substancias com a água destilada, 
tivemos uma substância de cor alaranjada. 
 
 
 Foto 36 Foto 37 
 
 
2) Após a mistura tivemos a seguinte equação a reação principal: 
 
FeCl3 + 3NH4SCN(aq) ↔ Fe(SCN)3(aq) + 3 NH4Cl (aq) 
 
3) Tubos de ensaio sendo numerados. 
 
 
Foto 38 – Tubos de ensaio numerados 
F 
4) Divisão de solução em 4 partes iguais: 
 
 
Foto 39 
 
 
5) O tubo de ensaio 1 será usado apenas como comparação de cor. 
 
 
6) Adição de 2 pequenas quantidades de cloreto de amônio sólido no tudo 2. 
 
 
 Foto 40 Foto 41 
 
 
Adicionamos pequena porção de cloreto de amônio sólido, o qual 
consome parte do cloreto de ferro III, com a baixa nessa concentração, o 
equilíbrio desloca-se para a esquerda, favorecendo a formação do FeCl3. Pelo 
aumento da concentração de cloreto de ferro (III) o sistema adquiriu aspecto 
incolor: 
Em comparação com a cor da solução do tubo 1, podemos observar que 
após as misturas das substâncias no tubo 2, tivemos uma cor um pouco mais 
clara. 
A reação química dessa reação: 
 
 
FeCl3(aq) + 3 NH4SCN(aq) ↔ Fe(SCN)3(aq)+ 3 NH4Cl(aq) 
 
 
7) Adição de 2 gotas de solução saturada de cloreto férrico no tubo 3: 
 
 
Foto 42 
 
Adicionamos 2 gotas da s o l u ç ã o d e cloreto de férrico, 
sendo. 
Observada uma intensificação da cor alaranjada do conteúdo do tubo, 
pois aumentando a concentração de cloreto de férrico, há um deslocamento do 
equilíbrio para a direita, favorecendo a formação de tiocianato de ferro. 
Em comparação com a cor da solução do tubo 1, podemos observar que 
após as misturas das substâncias no tubo 3, tivemos uma cor mais intensa 
(escura). 
 
Reação química após adição: 
 
 
[FeCl3(aq)] + 3 NH4SCN(aq) ↔ [Fe(SCN)3(aq)] + 3 NH4Cl(aq) 
 
 
8) Adição de 2 gotas de solução saturada de tiocianato de amônio ao tudo 4: 
 
 
 
 
 Foto 43 Foto 44 
 
 
 
Adicionamos 4 gotas de solução de tiocianato de amônio, sendo 
constatada uma maior intensificação da cor do sistema. Da mesma forma, 
aumentando a concentração de tiocianato de amônio, o equilíbrio é deslocado 
para a direita, favorecendo a formação de tiocianato de ferro III: 
 
Em comparaçãocom a cor da solução do tubo 1, podemos observar que 
após as misturas das substâncias no tubo 4, tivemos uma cor mais intensa 
(escura). 
Reação química após adição: 
 
 
FeCl3(aq)+ [3 NH4SCN(aq)] ↔ [Fe(SCN)3(aq)] + 3 NH4Cl(aq) 
 
Resultado final após os experimentos: 
 
 
 
Foto 45 
 
 
A) Equilíbrio – Cr: 
 
1) Tubos de ensaio sendo numerados 
 
 
Passo 2 – Adicionado cerca de 1 ml de solução 0,235 M de cromado de 
potássio e dicromato de potássio em cada tubo de ensaio. O resultado podemos 
ver na foto 46, e assim, segue a tabela: 
 
 
Foto 46 
 
 
 
Frasco 
 
Reagente 
 
Produto 
Coloração 
Final 
 
Deslocamento 
1 Cr2O72- + H2O 
2CrO4+20H 
Amarelo Esquerda 
2 Cr2O72- + NaoH 2CrO4+NaOH Amarelo Esquerda 
3 Cr2O72- + HCl 2Cr+7H2+7CI2 Laranja Esquerda 
4 CrO42 + H20 Cr2O7+20H Amarelo Direita 
5 CrO42 + NaoH Na(CrO4) +OH Amarela Esquerda 
6 CrO42 + HCl Cl+H2(CrO2) Laranja Direita 
Tabela 5 – Experimento laboratório 3. 
 
3.4 - Laboratório 4 – Ácidos base e Titulometria 
 
 
 
 
Parte A do experimento 
Qtd Materiais 
 
Solução de alaranjado de metila 
 Solução fenolftaleína 
 Papel tornassol azul e vermelho 
1 Pipetas Pasteur 
1 ml Solução 5 % de Ácido clorídrico 
1 ml Solução 5 % de Ácido acético 
1 ml Solução 5 % de Cloreto de sódio 
1 ml Solução 5 % de Cloreto de amônio 
1 ml Solução 5 % de Hidróxido de sódio 
 Parte B do experimento 
Qtd Materiais 
2 Erlenmeyer de 250 ml 
2 Proveta de 100 ml 
2 Béquer de 100 ml 
2 Bureta de 100 ml 
50 ml Água destilada 
50 ml Solução de ácido clorídrico x mol/l 
100 ml Solução de Hidróxido de sódio 
1 ml Solução de fenolftaleína 
2 Pipeta de 10 ml 
1 Suporte universal e garras 
2 Pipetador 
 
Tabela 6 - Materiais utilizados durante o experimento laboratorial 4. 
3.4.1 - Métodos 
 
 
Parte A 
 
A) Pegar três tiras de papel tornassol azul, corta-las ao meio de modo a obter 6 
pedaços aproximadamente iguais. 
 
 
Foto 47 
Foto 48 
 
1) Papel tornassol azul com 2 gotas de HCI 5% 
2) Papel tornassol azul com 2 gotas de CH3COOH 5% 
3) Papel tornassol azul com 2 gotas de NaCl 5%: 
4) Papel tornassol azul com 2 gotas de NH4Cl 5%: 
5) Papel tornassol azul com 2 gotas de NaOH 5%: 
 
Resultado final parte A: 
Foto 49 
 
 
B) Mesmo procedimento efetuado no “A”, com papel vermelho. 
 
 Foto 50 Foto 51 
 
 
1) Papel tornassol vermelho com 2 gotas de HCI 5%: 
2) Papel tornassol vermelho com 2 gotas de CH3COOH 5%: 
3) Papel tornassol vermelho com 2 gotas de NaCI 5%: 
4) Papel tornassol vermelho com 2 gotas de NH4Cl 5%: 
5) Papel tornassol vermelho com 2 gotas de NaOH 5%: 
 
 
Resultado final parte B: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Foto 52 
 
C) Mesmo procedimento efetuado no “A”, com papel indicador universal. 
Foto 53 
 
 
 
1) Papel indicador universal com 2 gotas de HCI 5%: 
 
2) Papel indicador universal com 2 gotas de CH3COOH 5%: 
 
3) Papel indicador universal com 2 gotas de NaCI 5%: 
 
4) Papel indicador universal com 2 gotas de NH4Cl 5%: 
 
5) Papel indicador universal com 2 gotas de NaOH 5%: 
 
 
Resultado final da Parte C: 
 
 
Foto 54 
 
 
D) Registro das observações 
 
 
 
Soluções testes Papel tornassol Papel indicador 
universal(foto da 
caixa com a cor 
universal do papel 
polo) 
Azul vermelho 
HCI Mudou a cor S/ alteração na cor Ph1 
CH3COOH Mudou a cor S/ alteração na cor Ph3 
NaCl S/ alteração na cor S/ alteração na cor Ph6 
NH4Cl Mudou a cor S/ alteração na cor Ph7 
NaOH S/ alteração na cor Mudou a cor Ph14 
 
 
HCl Mudou a cor S/ alteração na cor Ph1 
CH3COOH Mudou a cor S/ alteração na cor Ph3 NaCl
 S/ alteração na cor S/ alteração na cor Ph6 NH4Cl
 Mudou a cor S/ alteração de cor Ph7 
NaOH S/ alteração na cor Mudou a cor Ph14 
 
Tabela 7- Dados do experimento laboratório 4 
e) No Item (e), foram numerados 5 tubos de ensaio com substâncias 
diferentes. 
 
- Tubo 1 – 1 ml de HCl 5% - Ácido clorídrico; 
- Tubo 2 – 1 ml de CH3COOH 5% - Ácido acético; 
- Tubo 3 – 1 ml de NaCl 5% - Cloreto de sódio; 
- Tubo 4 – 1 ml de NH4Cl 5% - Cloreto de amônio; 
- Tubo 5 – 1 ml de NaOH 5% - Hidróxido de sódio; 
 
 
1) Tubo de ensaio 1 - 1 ml de HCI 5%: 
 
 
Foto 55
2) Tubo de ensaio 2 – 1 ml de CH3COOH 5%: 
 
 
Foto 56 
 
 
3) Tubo de ensaio 3 – 1 ml de NaCl 5%: 
Foto 57 
4) Tubo de ensaio 4 – 1 ml de NH4Cl 5%: 
 
 
Foto 58 
 
 
5) Tubo de ensaio 5 – 1 ml de NaOH 5%: 
 
 
Foto 59 
f) Colocamos 2 gotas de solução de fenolftaleína em todos os tudo de 
ensaio: 
 
 
Foto 60 
 
 
Foto 61 
 
 
Após o primeiro procedimento com Fenolftaleína, lavamos bastante 
todos os tubos de ensaio para o procedimento seguinte. 
 
I)Colocamos 2 gotas de solução de alaranjado de metila em casa tudo de 
ensaio. O resultado final, podemos ver na foto 63. 
 
 
Foto 62 
J) Registro das observações: 
 
 
 
 
Soluções testes Fenolftaleína Alaranjado de metila 
HCl Incolor Vermelho 
CH3COOH Incolor Vermelho 
NaCl Vermelho Amarelo 
NH4Cl Incolor Amarelo 
NaOH Vermelho Amarelo 
 
Tabela 8 - Dados do experimento laboratório 4. 
 
 
Parte B 
 
A) Titulação de ácido forte v mol/L com base forte 0,1mol/L. 
 
 
1 - Medição volumétrica de um erlenmeyer com 50 ml de ácido clorídrico: 
 
 
Foto 63 Foto 64 
2 - Adição de 4 gotas de fenolftaleína em um Erlenmeyer com 50 ml de ácido 
clorídrico: 
 
Foto 65 
 
 
A fenolftaleína é um indicador de pH com a fórmula C20H14O4. Utilizada 
frequentemente em titulações, mantém-se incolor em soluções ácidas e fica cor-
de-rosa em soluções básicas. A sua cor muda para valores de pH entre pH 8 e 
pH 10. Se a concentração do indicador for particularmente forte, pode tomar uma 
cor púrpura. Um indicador ácido-base muda de cor com o pH porque ele é um 
ácido fraco que tem uma cor na forma de ácido e outra na forma de base 
conjugada 
O nosso resultado final, podemos observar que a substância após o 
gotejamento da fenolftaleína no ácido clorídrico teve uma coloração incolor. 
3 - Enchimento da Bureta de 100 ml devidamente aferida com solução de hidróxido 
de sódio 0,1 mol/L. 
 
 
Foto 66 
 
 
4 - Gotejado o hidróxido de sódio dentro do erlenmeyer com ácido clorídrico, sob 
agitação. 
 
Foto 67 
Como todas as reações entre ácidos e bases (chamadas reações de neutralização), a 
reação entre acido clorídrico HCL e hidróxido de sódio NaHO resulta no sal cloreto de 
sódio NaCL e agua H2O, sendo a reação exotérmica (com desprendimento de calor). 
 Podemos representar a reação pala equação química não balanceada: HCL(aq) + 
NaOH(s)===> NaCl(aq)+H2O(l) 
5 - Foi interrompida a titulação de sódio dentro do erlenmeyer quando apresentou 
coloração rósea constante. 
 
 
Foto 68 
 
 
6 - Foram gastos no procedimento acima, cerca de 46,800 ml de ácido clorídrico. 
 
7 - Repetimos o procedimento, e tivemos um gasto da solução de 46,400 ml de ácido 
clorídrico. 
5. Conclusões 
 
Após a realização de todas as práticas de laboratório foram verificadas 
várias evidências de reações químicas tais como a mudança de cor das 
substâncias, efervescências, formação de precipitado, mudanças de cor em 
papeis indicadores de características ácido-base, dentre outros. Alémdo caráter 
prático-experimental, as práticas contribuíram para uma melhor compreensão 
dos conteúdos ensinados rotineiramente em sala de aula, ampliando as 
possibilidades de percepção das dificuldades encontradas em laboratório, bem 
como a importância da química na formação dos profissionais de áreas 
tecnológicas. 
6. Referências bibliográficas 
 
VASCONCELOS, Caroline da Cruz. (1); BACELAR, Heidelanna Cilibelly da 
Silva. (1); FREITAS, Marciane Furtado. (1) Universidade do Estado do Amapá 
cc_vasconcelos@hotmail.com 
 
Pontociencia, dissolvendo o permanganato de potássio em água – parte A. 
Disponível em 
http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/dissolvendo-o- 
permanganato-de-potassio-em-agua-parte-a/1041. Acesso em 11 de Maio de 
2017 
 
Mundoeducação, Papel tornassol. Disponível em 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/papel-tornassol.htm. Acesso em 
11 de Maio de 2017 
 
Ebah, Relatório equilíbrio químico princípio de Le chatelier. Disponível em 
http://www.ebah.com.br/content/ABAAAgQc4AA/relatorio-equilibrio-quimico- 
principio-le-chatelier. Acesso em 13 de Maio de 2017 
 
Mundoeducação, Titulação ácido-base. Disponível em 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/titulacao-acido-base.htm. Acesso 
em 14 de Maio de 2007