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Materiais e Reagentes:

Materiais: béqueres de 250 50 ml, pipetas graduadas de 5,0 e 10 ml, pipeta volumétrica de 20 ml, vidros de relógio, proveta de 50 ml, buretas de 50 ml, aparelhagem para obtenção de gases, erlenmeyers de 250 ml, funil de vidro, espátula de inox, pinça para cadinhos, tela de amianto, bico de bunsen, suporte universal, tripé, mufas, garras, argola pequena, pissete, pró-pipetes, bastões de vidro, cápsulas de porcelana, estante com tubos de ensaio, pinça de madeira para tubo de ensaio, lã de aço, algodão hidrófilo, papel de filtro e papel toalha.

Reagentes: soluções aquosas de ácido clorídrico 0,1 mol/l, ácido clorídrico 1,0 mol/l, ácido clorídrico 2,0 mol/l, ácido clorídrico concentrado, ácido sulfúrico 1,0 mol/l, ácido sulfúrico concentrado, ácido nítrico 1,0 mol/l, ácido nítrico concentrado, ácido acético 2,0 mol/l, hidróxido de sódio 0,1 mol/l, hidróxido de sódio 1,0 mol/l, hidróxido de sódio 2,0 mol/l, hidróxido de sódio 6,0 mol/l, amônia 2,0 mol/l, cloreto de alumínio 0,1 mol/l, cloreto de zinco 0,1 mol/l, cromato de potássio 0,1 mol/l, nitrato de magnésio 0,1 mol/l, cloreto de sódio 0,1 mol/l, nitrato de prata 0,1 mol/l, sulfeto de sódio 0,1 mol/l, cloreto de bário 0,1 mol/l, nitrato de cádmio 0,1 mol/l, peróxido de hidrogênio 10 VOL (3%m/v), solução aquosa de hidróxido de bário (água de barita) ou de hidróxido de cálcio (água de cal), água deionizada, solução alcoólica de fenolftaleína, solução aquosa de alaranjado de metila, solução aquosa de azul de bromotimol, sódio metálico, cálcio metálico, magnésio metálico em fita, alumínio metálico em fita, sobre metálico, zinco metálico, ferro em pó, pregos, peroxido de sódio sólido, cloreto de sódio sólido, anidrido bórico sólido, anidrido fosfórico sólido, óxido estanoso sólido, óxido de cálcio sólido, mármore granulado, carbonato de cálcio em pó e fita indicadora de pH 0-14 Merck.

Objetivo:

Verificar as propriedades variadas de alguns óxidos ácidos, óxidos básicos, óxidos anfóteros, hidróxidos, sais, ácidos e peróxidos, bem como o comportamento de alguns metais em meio ácido e básico.

1) ÓXIDOS BÁSICOS

1-1)

Procedimento experimental:

Com uma pinça de cadinho seguramos um pedaço de fita de magnésio metálico, lixamos tal fita e, após acender o bico de bunsen ( em nosso laboratório classificamos como bico de gás ) com a chama média regular ( bastante rica em Gás Oxigênio – O2 ), logo depois, colocamos a fita de magnésio metálico em contato direto com a chama. Quando a fita em contato com a chama, liberou uma luz, retiramos a fita metálica do contato com a chama e lavamos o pó obtido na extremidade da pinça ( que é o Óxido de Magnésio – MgO ) com alguns jatos de água desionizada do pissete, recolhendo o resíduo em um béquer pequeno de 50 ml. Transferimos esse resíduo ( no caso o MgO ) para um tubo de ensaio e adicionamos duas gotas de Fenolftaleína ( indicador de pH ).

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Observações: Nos foi recomendado pelo roteiro da prática e pelo professor Wangler que não olhássemos diretamente para a fita de magnésio no momento da queima pois essa reação liberava muito calor, ou seja, dispersava bastante energia, o que significa, que neste caso liberou uma luz branca muito forte. Então observar esta reação diretamente, poderia afetar nossos olhos, vindo até a ficarmos cegos. Contudo, para realizarmos esta etapa nos foi direncionado, que no início olhássemos a fita na chama e quando estivermos percebendo alguma mudança nela, fizéssemos um ângulo de 90° com nossas cabeças e usássemos a visão periférica, que todo ser humano possui, para a realização de tal experimento. Observamos também a mudança de cor na solução aquosa de óxido de magnésio, que mudou de cor, passando de incolor para um rosa claro devido a fenolftaleína, indicando assim o pH básico da solução. No entanto a cor que deveria aparecer seria o violeta, porém como a fenolftaleína estava bastante diluída, na primeira nossa amostra não mudou de cor, nem aquecendo. Quando o professor alterou a fenolftaleína com ajuda dos bolsistas, colocamos em nossa amostra a fenolftaleína mais concentrada, e novamente não aconteceu nada. Então decidimos aquecer, como direcionamento do professor, e ela mudou sua cor para um rosa claro, indicando o pH da solução aquosa que foi básico.

Equações Químicas:

1ª. Queima da fita de magnésio:2 Mg(s) + O2(s) 2 MgO(s)

2ª. Mistura do óxido formado com água e indicador: 2 MgO + 2 H2O (fenolftaleína) 2 Mg(OH)2 (mudança de cor: de incolor para rosa claro)

Conclusão:

Concluímos que o produto gerado pela reação de queima do magnésio reage com a água tornando o meio alcalino, logo o óxido de magnésio é um composto básico.

1-2)

Procedimento experimental:

Colocamos em um tubo de ensaio uma pequena porção de óxido de cálcio ( CaO ) e dissolvemos em água desionizada. Logo após adicionamos 2 gotas de fenolftaleína( indicador de pH), e observamos o que acontece

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Observações: Nada de diferente ocorreu na dissolução do óxido de cálcio na água desionizada, pois a fenolftaleína usada nessa parte, já foi a fenolftaleína mais concentrada. O soluto foi dissolvido com uma leva agitação do tubo de ensaio. Após acrescentarmos a fenolftaleína ( indicador de pH) , a solução, que inicialmente estava incolor passando para violeta, indicando assim o pH básico dessa solução.

Equações Químicas:

CaO(s) + H2O(l) (fenolftaleína) Ca(OH)2(aq) (mudança de cor: de incolor para violeta)

Conclusão:

Ao reagirmos um óxido básico com água geramos uma base e podemos comprovar a veracidade de tal fenômeno com o uso dos indicadores de pH, como a fenolftaleína, que altera a cor da solução na presença de compostos hidrogenados, como bases e ácidos.

2) ÓXIDOS ÁCIDOS

2-1)

Procedimento experimental:

Utilizamos uma aparelhagem já pré-montada pelo professor Wangler para esse experimento(aparelhagem de desprendimento gasoso: Kitassato com tubo de látex).

Preparamos três tubos de ensaio com as seguintes soluções: Tubo 1: 3 ml de Solução de hidróxido de bário mais duas gotas de Fenolfitaleína. Tubo 2: 3 ml de água deionozada mais duas gotas de Alaranjado de metila. Tubo 3: 3 ml de água deionizada mais duas gotas de azul de bromotimol. Depois, com auxilio do professor, colocamos o sistema de geração de gás para "borbulhar" as soluções recém preparadas e observamos a mudança de coloração das mesmas.

Observações:

Tubo 1: Observamos que a solução de hidróxido de Bário com fenolftaleína era rosa antes de colocarmos o sistema de liberação de gás nela. Assim que o borbulhamento começou, a solução tornou-se incolor, indicando que houve uma variação do PH da solução.

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Tubo 2: Nessa solução utilizamos outro indicador de pH, o alaranjado de metila. Por causa de sua mudança de coloração na faixa de pH medianamente ácido, é normalmente usado em titulações de ácidos. O alaranjado de metila não tem um largo espectro de mudança de cores, mas tem um bem definido ponto final. Sua mudança de cor vai do amarelo claro (pH acima de 4,4) ao vermelho (pH abaixo de 3,1). A solução previamente preparada apresentava uma coloração amarelada. Após colocamos a mesma para "borbulhar", sua coloração começou a escurecer, chegando a um tom de laranja escuro no final.

Tubo 3: Utilizamos ainda outro indicador de pH nesta terceira solução, o azul de bromotimol. O azul de bromotimol é um indicador de pH que em solução ácida fica amarelo, em solução básica fica azul e em solução neutra fica verde. A solução previamente preparada possuía uma coloração esverdeada. Após borbulharmos o gás, a solução mudou de cor para amarelo, indicando assim a mudança de solução neutra para solução ácida.

Equações Químicas:

Tubo 1: Ba(OH)2(aq) + CO2(g) → BaCO3(s) + H2O(l)

Tubo 2: CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq) → H+(aq) + HCO3-(aq)

Tubo 3: CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq) → H+(aq) + HCO3-(aq)

Conclusão:

Quando reagimos o Ácido Clorídrico com o mármore, ocorre a formação de CO2(g), um óxido ácido. A reação do mesmo com a água de barita (solução alcalina) alterou o meio de alcalino para neutro conforme indicado na reação acima, por isso a mudança de cor do indicador. Quando reagimos o CO2 com a segunda solução (apenas água e alaranjado de metila) ocorreu a formação momentânea do H2CO3 (que se dissocia em H+ e HCO3-) , tornando o meio ácido. Por isso a mudança de cor no indicador. Quando reagimos o CO2 com a terceira solução (contendo apenas água e azul de bromotimol) novamente ocorreu a formação do H2CO3 (que se dissocia em H+ e HCO3-) , tornando o meio ácido. Por isso a mudança de cor no indicador.

Esquema de aparelhagem:

indicadores de pH.

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2-2)

Procedimento experimental:

Colocamos em um tubo de ensaio 3 ml de solução aquosa de NaOH 0,1 mol/l e medimos o ph com a fita indicadora de PH, depois adicionamos pequena porção de Anidrido Bórico e comparamos o Ph antes e depois da adição do ácido.

Observações: O PH da Solução de NaOH indicou 12 no papel de PH e depois da adição do ácido o PH passou a indicar 2.

Conclusão:

Ao adicionarmos o anidrido, o pH passou para 2, indicando assim a reação do mesmo com o hidróxido a ponto da solução se tornar ácida.

3) ÓXIDOS ANFÓTERO

Procedimento experimental:

Colocamos em dois tubos de ensaio 3 ml de solução aquosa de óxido Plumboso e a um dos tubos adicionamos pequena porção de Hidróxido de sódio 0,1 mol/l e no outro solução de ácido nitrico 1,0 mol/l aos poucos até dissolver todo o sólido. Medimos o PH das duas soluções no momento da solubilização dos sólidos.

Observações:

Ao medirmos os pHs percebemos que ambos apontavam aos extremos na escala. A solução com NaOH indicou 14 na escala, e a com HNO3 indicou 0. Isso ocorreu devido ao óxido de chumbo II não ser recomendado para este teste e/ou ao excesso de base ou acido utilizado na reação. Seu resultado satisfatório seria o de ambas as soluções apresentarem pHs mais neutros.

Equações Químicas:

PbO(s) + HCl(aq) → PbCl2(s) + H2O(l)

PbO(s) + NaOH(aq) → Pb(OH)2(s) + H2O(l)

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Conclusão:

Caracterizamos o óxido de chumbo II (ou óxido plumboso) como anfótero pois o mesmo reage tanto na presença de uma base forte (agindo como ácido) quanto na presença de um ácido forte (agindo como uma base).

4) PERÓXIDOS

4-1)

Procedimento experimental:

Em um Tubo de ensaio colocamos 3 ml de Solução aquosa de Peróxido de Hidrogênio 3% m/v, observamos o aspecto do líquido e adicionamos pequena porção de bióxido de manganês.

Observações:

Após colocarmos a solução de peróxido de hidrogênio no tubo de ensaio, reparamos a formação de pequenas bolhas em sua parede. Ao colocarmos o bióxido de manganês observamos a coloração da solução mudar para preto (ou cinza escuro) e também a formação de uma "espuma" de cor acinzentada sobre a solução.

Equações Químicas:

H2O2(aq) → H2O(l) + 1/2 O2(g)

Conclusão:

A formação de bolhas na parede do tubo (O2(g)) ocorreu devido a decomposição do peróxido de hidrogênio em O2(g) e H2O(l) segundo a reação acima. Ao adicionarmos o bióxido de manganês (que é um catalisador também), aumentamos a velocidade da reação de decomposição do peróxido de hidrogênio, por isso a formação da espuma (resíduo do catalisador com o O2(g) liberado). O que resta na solução é mais excesso de catalisador e H2O(l), e a coloração preta deriva do bióxido, que se encontra na forma de um pó preto.

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4-2)

Procedimento experimental:

Na bancada da Capela fizemos um travesseiro de algodão hidrófilo sob uma tela de amianto velha. Adicionamos uma pequena porção de peróxido de sódio sólido bem no centro do algodão e também algumas gotas de água, com um conta gotas.

Observações:

Percebemos uma elevada liberação de energia fazendo o algodão inflamar instantaneamente. A reação demorou um pouco a ocorrer devido as condições não serem as ideais.

Equações Químicas:

Na2O2(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(s) + H2O2(aq)

H2O2(aq) → H2O(l) + 1/2 O2(g)

Conclusão:

O peróxido de sódio é o produto normal da queima do sódio metálico, e é um poderoso oxidante. Ao adicionarmos água no peróxido de sódio o mesmo forma peróxido de hidrogênio (H2O2) e hidróxido de sódio (NaOH), conforme reação acima. O peróxido de hidrogênio formado se decompõe rapidamente em água e O2(g) (gás inflamável). Devido a reação de formação do hidróxido de sódio e do peróxido de hidrogênio ser muito exotérmica (liberação de energia) e a reação de decomposição do H2O2 ser muito rápida, a energia liberada pela primeira reação é suficiente para se atinge a temperatura de ignição do O2(g). O gás queima o algodão (combustível da reação de queima).

5) ÁCIDOS

5-1)

Procedimento experimental:

Colocamos 4 ml de solução aquosa de HCl 2,0 mol/l em três tubos de ensaio. Adicionamos a cada um, simultaneamente, um pedaço de lã de aço, na forma de uma pequena esfera, um prego lixado e uma pequena porção de ferro em pó e aquecemos quando foi necessário.

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Observações:

- Palha de aço sem aquecimento: nada aconteceu.- Prego sem aquecimento: nada aconteceu.- Ferro em pó sem aquecimento: reagiu rapidamente liberando gás hidrogênio, durante a reação obteve coloração turvo-acinzentado, e depois de certo tempo ficou marrom.- Palha de aço com aquecimento: liberação muito rápida de gás.- Prego com aquecimento: notamos que até o início da reação, levou mais tempo que os outros, porém quando começou a reagir houve intensa liberação de gás. Observamos a coloração verde claro.

Reações:

Ferro em pó com HCl.Fe(s) + 2HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)

Conclusão:

Houve uma reação de simples troca, em que o ferro troca de lugar com o hidrogênio, passando a ser o cátion do sal formado. Também podemos classificar essa reação como oxi-redução, pois o ferro sofreu oxidação e o hidrogênio sofreu redução, passando de Fe0 para Fe2+, e H1+ para H0, respectivamente. O produto formado desta reação foi o sal cloreto ferroso, pois a reação ocorreu sem excesso de oxigênio, logo, o ferro não passou para o seu estado máximo de oxidação (Fe3+). Esta reação aconteceu mais rapidamente do que as outras, devido não ter sido necessário aquecer e também pelo fato de o ferro estar em pó, logo, possui maior superfície de contato, fazendo com que a reação ocorra mais rápido.

Lã de aço em HCl com aquecimento.Fe(s) + 2HCl(aq) →∆ FeCl2(aq) + H2(g)

Conclusão:

A palha de aço é basicamente composta por ferro e carbono. O ferro doa elétrons para o hidrogênio e ele sai, formando assim o cloreto ferroso. Esta reação ocorreu rapidamente, mas não com tanta velocidade como o ferro em pó, devido à superfície de contato da lã de aço. Portanto, foi necessário aquecer para que a reação ocorresse. Não obteve coloração marrom ao

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final, pois apesar de a lã de aço ser composta basicamente de ferro, é também composta por outros elementos.

Prego em HCl com aquecimento.Fe(s) + 2HCl(aq) →∆ FeCl2(aq) + H2(g)

Conclusão:

O prego também é composto basicamente de ferro. Ácido clorídrico e ferro possuem baixa reatividade entre sí, e quando um dos reagentes é um prego, a reação ocorre com muito menos velocidade do que se estivesse em pó ou em fios de aço entrelaçados.

Conclusão final do experimento:

O experimento realizado, expressa a influência da superfície de contato na velocidade da reação. Para ocorrer uma reação química é necessário que as espécies reagentes colidam entre si numa orientação favorável e com energia suficiente para romper as ligações dos reagentes e a formação das ligações dos produtos.

Assim quanto maior for a superfície de contato entre os reagentes a possibilidade de um maior número de choques efetivos ocorrer, aumenta. Essa maior superfície de contato aumenta a velocidade da reação. Isso foi comprovado no experimento através da visualização das três reações que realizamos, pois imediatamente ao juntarmos limalha de ferro (ferro em pó) com ácido clorídrico 2,0 mol/l a reação foi instantânea com uma velocidade alta favorecida pela enorme superfície de contato entre os reagentes. Já na reação do prego (ferro maciço) com ácido clorídrico 2,0 mol/l a reação foi bem mais lenta, pois a dificuldade das colisões efetivas ocorrerem diminuíram consideravelmente pela diminuição da superfície de contato, diminuindo assim a velocidade da reação. E com a lã de aço, a velocidade da reação foi intermediária.

5-2)

Procedimento experimental:

Colocamos em dois tubos de ensaio 3ml de soluções aquosas de Ácido Clorídrico, ou Cloreto de Hidrogênio ( HCl) 2,0 mol/l e Ácido Acético, ou Ácido Etanóico (CH3COOH) 2,0 mol/l, respectivamente e adicionamos um pequeno pedaço de alumínio metálico que lixamos antes de começar o experimento. Após o preparo acendemos o bico de gás com chama média azulada ( rica em gás oxigênio, O2), para que se for necessário aqueçamos a nossa amostra

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Observações: Aquecemos as duas reações, sendo que a reação do ácido etanoico( CH3COOH) com o alumínio metálico não reagiu, mas percebi que ele ficou mais brilhante. Já a reação do Ácido Clorídrico( HCl) com o alumínio matálico aquecemos, e essa reação ocorreu, corroendo o alumínio e em uma determinada temperatura borbulhando a reação com uma cor acizentada e a cor do ácido mudando de cor na hora do aquecimento de incolor para cinza escuro, e um bom tempo depois, quase no final da prática, voltando a cor incolor bem aos poucos e o alumínio corroído.

Equações Químicas:

6HCl(aq.) + 2Al(s) 2AlCl3(aq.) + 3H2(g)CH3COOH (aq. ) + Al (s) ????? Obs: O ácido acético(CH3COOH) não reagiu com o alumínio. Não encontramos em nenhum lugar documentado, caso contrário que reagisse. Contudo por um breve conhecimento sabemos que o alumínio não reage com o ácido acético devido a uma capa de oxidação que envolve a maioria ou senão todos os metais, daí essa capa de oxidação foi removida lixando o pedaço de alumínio, logo também não reagiu com o ácido acético.

Conclusão:

Concluímos que o a reação do Ácido Clorídrico ( HCl) com o Alumínio sólido deslocou o hidrogênio e assim teve como resultado a formação de gás hidrogênio(H2) identificando pelas bolhas em torno do metal, sendo assim a fumaça acinzentada, pois corroeu o alumínio sólido.

5-3)

Procedimento experimental:

Utilizando a capela, colocamos em seis tubos de ensaio, respectivamente, 2 ml de soluções aquosas de HCl 1,0 mol/l, HCl concentrado(ácido clorídrico concentrado), H2SO4 1,0 mol/l, H2SO4 concentrado(ácido sulfúrico concentrado), HNO3 1,0 mol/l e HNO3 concentrado(ácido nítrico concentrado). Feito isso, adicionamos a cada um, respectivamente, um pedaço de cobre, previamente lixado. Aquecemos quando foi necessário.

Observações:

- Cobre em HCl diluído sem aquecimento: nada aconteceu.- Cobre em HCl concentrado sem aquecimento: nada aconteceu.

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- Cobre em H2SO4 diluído sem aquecimento: nada aconteceu.- Cobre em H2SO4 concentrado sem aquecimento: nada aconteceu.- Cobre em HNO3 diluído sem aquecimento: nada aconteceu.- Cobre em HNO3 concentrado sem aquecimento: liberação de gás marrom (borbulhando), líquido passando para coloração verde escuro e a parede do tubo adquirindo cor marrom.- Cobre em HCl concentrado com aquecimento: não reagiu e ferveu.- Cobre em H2SO4 concentrado com aquecimento: o metal foi consumido liberando um gás incolor e observamos coloração castanha no líquido.- Cobre em HNO3 concentrado com aquecimento: liberação de gás, desaparecimento da cor marrom na parede do tubo e o líquido adquirindo cor azul.

Reações:

Cobre em HNO3 concentrado sem aquecimento.3Cu(s) + 8HNO3(conc) → 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)

Conclusão:

Na verdade esta reação ocorre em algumas etapas. O ácido nítrico é um oxidante fortíssimo, e quando reage com metal ocorre a redução do seu íon negativo e o metal é oxidado, e ao invés de formar hidrogênio, forma água; entre os produtos está o NO, que é um gás tóxico e de cor marrom, e o oxigênio, que é muito reativo e consegue reagir com o Cu formando um óxido básico (CuO), que então reage com o HNO3 formando o nitrato cúprico, em que o mesmo se encontra em seu maior estado de oxidação e água.

Cobre em HCl concentrado com aquecimento.Não houve reação.

Conclusão: O cobre não reage com ácido clorídrico, pois é um metal nobre e não tem força suficiente para deslocar o hidrogênio do HCl. O que observamos foi apenas uma rápida fervura, que logo foi interrompida porque cessamos o aquecimento.

Cobre em H2SO4 concentrado com aquecimento.

Cu(s) + 2H2SO4(conc) →∆ CuSO4(s) + SO2(g) + 2H2O(g)

Conclusão: Precisamos submeter esta reação ao aquecimento para que ela acontecesse, pois o cobre não é reativo o suficiente para deslocar os dois átomos de hidrogênio do ácido sulfúrico. Por ter excesso de oxigênio na reação, os as espécies oxidada e reduzida foram ao seu nox máximo. O cobre sofreu oxidação e passou de Cu0 para Cu2+ formando o sulfato cúprico, e o enxofre sofreu redução, passando de S5+ para S4+.Cobre em HNO3 concentrado com aquecimento.

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O cobre já havia reagido com o ácido nítrico concentrado espontaneamente formando, entre seus produtos, um gás marrom formado pela redução do nitrogênio do ácido, cuja fórmula química é NO. Sobre aquecimento, o mesmo gás foi oxidado e nitrogênio passou de N2+ para N4+, formando o gás NO2, que por sua vez é incolor. Antes do aquecimento a solução estava verde, ao aquecer e liberar o gás incolor a solução adquiriu coloração azul. Isso significa que a cor do sal nitrato cúprico é azul, porém antes havia NO dissolvido na solução e por isso estava verde.

5-4)

Procedimento experimental:

Colocamos 3 ml de Ácido Clorídrico ( HCl) 0,1mol/l em um tubo de ensaio e medimos o pH através de uma fita indicadora. Após termos medido, adicionamos pequenas porções de Carbonato de Cálcio em pó ( CaCO3 ), sob leve agitação, até cessar completamente a efervescência. Medimos novamente o pH com a fita indicadora, e depois comparamos o pH do Ácido Clorídrico ( HCl ) e o Cloreto de Cálcio formado. ( CaCl2)

Observações: Adicionamos em um tubo de ensaio a concentração de 0,1 mol/l o Ácido Clorídrico ( HCl) e colocamos uma pequena porção de Carbonato de Cálcio ( CaCO3), agitamos e observamos que efervesceu, ou seja, liberou gás. Que no caso dessa reação foi o gás carbônico ( CO2).

Equações Químicas:

2HCl(aq.) + CaCO3(s) => CaCl2(aq.) + H2CO3(aq.)Mas o ácido carbônico é instável e se decompõe em H2O e CO2,A reação então fica assim:2HCl(aq.) + CaCO3(s) => CaCl2(aq.) + H2O(l) + CO2 (g)

Conclusão:

Concluímos que a reação do Ácido Clorídrico ( HCl) em Carbonato de Cálcio ( CaCO3) liberou bastante gás, devido ao Ácido Carbônico ( H2CO3) ser instável e se decompôs em água ( H2O) e gás carbônico ( CO2). Assim medindo o pH com a fita indicadora do Ácido Clorídrico (HCl) que é pH = 0 , o que prova que ele é bem ácido, e o pH do Cloreto de Cálcio em meio aquoso, foi de pH = 8,0, comprovando que é um sal com propriedades básicas.

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6) HIDRÓXIDOS

6-1)

Procedimento experimental:

Colocamos em dois béqueres de 250 ml cerca de 100 ml de água deionizada e duas gotas de Fenolfitaleína. Levamos os recipientes até a capela e adicionamos num deles sódio metálico e no outro cálcio metálico, e observamos o que ocorre.

Observações:

No bécher que foi adicionado o cálcio a reação foi mais lenta e demorou mais tempo para a solução se tornar básico, ou seja, atingindo a coloração rosa. No recipiente em que adicionamos o sódio metálico observamos uma reação mais rápida, tornando a solução básica quase que imediatamente após a adição do metal.

Equações Químicas:

2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g)

Ca(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)

Conclusão:

Concluímos que a reação do sódio foi mais rápida devido a sua elevada relação carga raio. Seu tamanho reduzido facilita o ataque da água. Já o Cálcio por apresentar maior Raio que o Sódio dificulta o ataque da água fazendo com que sua reação seja mais lenta.

6-4) Não foi possível concluir a prática por falta de tempo.

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6-5) Não foi possível observar as mudanças nos tubos de ensaio devido a alguns reagentes estarem diluidos.

7) SAIS

7-1)

Procedimento experimental:

Colocamos em um Bécher de 250 ml 2 g de Cloreto de sódio e 2 g de carbonato de cálcio em pó, misturamos bem os sais e adicionamos cerca de 50 ml de água deionizada e agitamos com o bastão de vidro. Montamos a aparelhagem de Filtração simples e recolhemos o filtrado em um bécher de 50 ml. Transferimos um pequeno volume para dois tubos de ensaio. Aquecemos um deles diretamente no bico de gás até a vaporização completa do líquido, observando todas as mudanças. Ao outro tubo adicionamos algumas gotas de nitrato de prata até iniciar a turvação.

Observações:

Após feita a pesagem e mistura dos sólidos com água iniciamos o processo de filtração. Não foi necessária a filtração de todo o conteúdo, pois esta pratica não era quantitativa e sim qualitativa. solubilidade em água. Ao realizarmos o primeiro teste, secamos parte da água presente no tubo de ensaio e reparamos o aparecimento (precipitação) de um pó branco. No segundo teste, após a adição de nitrato de prata a solução no tubo de ensaio ficou turva.

Equações Químicas:

NaCl(aq) + CaCO3(aq) → Na2CO3(s) + CaCl2(aq)

CaCl2(aq) + ∆ → CaCl2(s) Secagem do CaCl2(aq)

CaCl2(aq) + 2 AgNO3(aq) → 2 AgCl(s) + Ca(NO3)2(aq)

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Conclusão:

Quando colocamos o NaCl e o CaCO3 (compostos iônicos) em água, seus íons realizam uma reação designada como dupla troca, cujos produtos são Na2CO3 e CaCl2. Após a filtração obtivemos apenas o CaCl2, pois o Na2CO3 ficou retido no papel de filtro por possuir menor solubilidade em água. Ao realizarmos o primeiro teste, secamos parte da água presente no tubo de ensaio o precipitado branco resultante foi o soluto da solução devido a secagem do solvente. Este pó era justamente o cloreto de cálcio. No segundos teste, após a adição de nitrato de prata (AgNO3) uma nova reação de dupla troca foi feita, resultando na formação de AgCl3, o que ocasionou a turvação no tubo de ensaio posto que este composto é praticamente insolúvel em água, e do Ca3(NO3)2.

Bibliografia

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2. Química Geral, John B. Russel, 2a ed., vol.1 e 2. Pearson Makron Books, 19943. Química - Volume 1 - Química Geral, 7ª Edição, Editora Moderna, Ricardo Feltre4. SHRIVER & ATKINS, Química Inorgânica, Bookman Companhia.5. VOGEL, A. - Química Analítica Qualitativa, Ed. Mestre Jou, São Paulo, 1981.6. http://www.moderna.com.br/moderna/didaticos/em/fisica/fundamentos/temas/

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