Relatório da atividade experimental

 

Preparação de uma solução

 

Objetivo: Preparar uma solução aquosa de solfato de cobre (II), com a concentração de 30,0 g/dm3.

 

Introdução teórica: Uma solução é uma mistura homogénia (mistura onde não se destingue os seus constituintes) constítuida por um solvente e um (ou mais) solutos. 

O solvente é uma substânia na qual se dissolve um ou mais solutos. Ex: Água.

Quando o solvente é a água a solução é aquosa.

A concentração de uma solução depende da quantidade de soluto que misturamos com o solvente.Se por exemplo adicionar-mos mais açúcar a um copo de água e no outro copo adiciona-mos menos açúcar podemos afirmar que o primeiro copo tem uma maior concentração. 

 

Materiais e reagentes utilizados:

Balança eletrónica 

Vidro de relógio

Espátula

Gobelé de 100mL

Garrafa de Esguicho

Balão volumétrico de 100L

Fúnil de vidro

Vareta de vidro

Sulfato de cobre(II)

Água

 

Procedimento realizado:

1)Colocámos o vidro de relógio sobre a balança previamente ligada e tarámos.

 

2)Transferimos o sulfato de cobre (II) para o vidro de relógio, utilizando a espátula até obtermos a massa de 30,0g.

 

3)De seguida transferimos os 30,0g de sulfato de cobre (II) do vidro de relógio para o gobelé e adicionámos um pouco de água com a ajuda da garrafa de esguicho e com a vareta de vidro dissolvemos bem o sulfato de cobre (II).

 

4)Do gobelé colocámos o sulfato de cobre (II) já dissolvido no balão volumétrico e acrescentámos água outra vez da garrafa de esguicho até obtermos os 100mL. Assim terminámos a solução.

 

Registos e cálculos:

 

Massa do sulfato de cobre (II)

M(sulfato de cobre (II) = 3,00g

 

Volume do balão volumétrico = Volume da solução=100cm3=0,01dm3

 

Cálculo da concentração mássica da solução

 

Cm=m(soluto)/V(solução)=3,00g/0,1=30,0g/dm3

 

Conclusões e críticas:

A meu ver a atividade foi bem sucedida tirando o facto de termos partido um gobelé a meio da atividade.

Os cuidados a ter nesta atividade são: se por acaso tocarmos no sulfato de cobre não tocar a seguir na boca, nos olhos... e cuidado para não partir os objetos e ter um adulto a vigiar.

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Identificação de ácidos e bases com o papel indicador universal e com azul de tornesol

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Objetivo:Medir o pH das três soluções aquosas e compará-las.E observar as cores das soluções após termos posto o azul de tornesol.

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Introdução teórica:Existem 3 tipos de soluções:básicas(aquelas que tem um valor de pH acima de 7,1) ácidas(aquelas que têm um valor de pH abaixo de 7) e as neutras que tem valor de pH 7.

 

Materiais e reagentes utilizados:

Azul de tornesol

3 tubos de ensaio

suporte universal

papel indicador de pH

Vinagre

Água

Detergente amoniacal

Vareta de vidro

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Procedimento realizado:

1)Preparam-se as 3 soluções e colocam-se em três tubos de ensaio.Depois colocamos os tubos de ensaio no suporte para não caírem.

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2)De seguida molhamos a vareta e retiramos um pouco da solução de vinagre e medimos o seu pH.Se medir e não der uma medida abaixo de 7 provavelmente estará incorreta.Em seguida fazemos o mesmo procedimento para a outra solução que no caso é com detergente amoniacal.Se nesta não der uma medida acima de 7,1 então deverá estar incorreta.E por último medimos a que tem só água(neutra) e deverá dar 7 para estar correta.

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3)Depois pusemos em cada solução 4 gotas de azul de tornesol.Na solução aquosa de vinagre a cor da solução deverá ser vermelho que indica que esta solução é ácida.

Na solução aquosa de detergente amoniacal a cor da solução deverá ser azul que indica que a solução é básica.Por último a solução que tinha só água a cor desta deverá ser roxa que indica que a solução é neutra.

Atenção  para não confundir o azul da solução básica e o roxo da solução neutra,pois ambos são parecidos.

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Registos e cálculos

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Observámos nesta atividade que há duas maneiras de verificar se as soluções são básicas,ácidas ou neutras.Medindo o seu pH e observando as suas cores. 

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Verificámos que:

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Conclusões e críticas

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Achei esta atividade muito interessante e bem sucedida,porque aprendemos que podemos medir o pH de duas formas diferentes.

Cuidado com os materiais pois são frágeis e alguns deles muito caros.

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Combustão do Magnésio

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Objetivo:​Realizar a combustão do magnésia.

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Introdução Teórica:A combustão é uma reação de oxidação-redução.Numa combustão são necessários:um combustível(substância que arde),um comburente(substância que reage com o combustível) e uma energia de ativação. Neste caso o combustível é o magnésio,o comburente é o oxigénio molecular e a energia de ativação é uma chama viva.

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Materiais:

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magnésio-material,de cor cizenta,com brilho metálico,

oxigénio molecular,

caixa de fósforos

pinça

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Procedimento

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1)Primeiro cortámos um pouco do magnésio(s) e usámos uma pinça para o segurar para não nos queimarmos quando lhes pegarmos fogo.

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2)Em seguida acendemos um fósforo e acendemos o magnésio.

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Conclusões e críticas

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Concluímos que no final emitiu uma luz branca muito brilhante.

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