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Instituto Federal De Educação, Ciência E Tecnologia Do Amazonas - IFAM Campus Manaus Centro - CMC 	Comment by Ana Cláudia Melo: Não precisa colocar a sigla, pq senão precisa indicar todos com sigla e nem todos tem
Departamento Acadêmico De Educação Básica E Formação De Professores - DAEF Curso De Licenciatura Em Química 
Química Inorgânica Experimental I 
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA: INDICADORES ÁCIDO - BASE 
MANAUS - AM 
2025
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LAÍS LENNE PRINTES DOS SANTOS 
VITOR FERNANDO PAZ ROCHA 
WESLEY VICTOR DE SOMBRA QUÉRCIA 
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA: INDICADORES ÁCIDO - BASE 
Relatório I de Química Inorgânica 
Experimental, solicitado pela professora: 
Ana Cláudia Rodrigues, referente à aula 
prática sobre indicadores ácido-base, para 
obtenção de nota parcial na disciplina do 
curso de Licenciatura em Química do IFAM 
-CMC. 
Professora: Dra. Ana Cláudia Rodrigues de Melo. 
MANAUS - AM 
2025
SUMÁRIO 
1. INTRODUÇÃO .................................................................................................... 4 2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA ...................................................................... 6 2.1Soluções e molaridade..................................................................................... 10 2.2Teorias ácido–base .......................................................................................... 10 2.3Indicadores ácido–base.....................................................................................10 2.4Chuva ácida.........................................................................................................10 2.5Óxidos e reações de neutralização ................................................................... 10 2.6Reações de precipitação .................................................................................. 10 2.7Reações de metais com ácidos..........................................................................10 3. OBJETIVOS ......................................................................................................... 9 3.1Objetivo geral ................................................................................................... 9 3.2Objetivos específicos........................................................................................ 9 4. METODOLOGIA .............................................................................................. 10 4.1Materiais......................................................................................................... 10 4.2Reagentes........................................................................................................ 10 4.3Procedimento experimental ............................................................................ 10 4.3.1 Preparo das soluções (AgNO₃ e NaCl 1,0 mol L⁻¹)............................... 10 4.3.2 Experimento da chuva ácida .................................................................. 11 4.3.3 Experimento de óxidos ácidos............................................................... 12 4.3.4 Testes com indicadores ácido–base ....................................................... 13 4.3.5 Evidências de reações químicas............................................................. 14 5. RESULTADOS E DISCUSSÕES ..................................................................... 15 6. CONCLUSÃO..................................................................................................... 21 7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS............................................................. 22
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1. INTRODUÇÃO 	Comment by Ana Cláudia Melo: Faltaram as referências
A prática relatada neste relatório integra conteúdos de soluções químicas, reações ácido– base, indicadores de pH, neutralizações, reações de precipitação, reações com óxidos e fenômenos ambientais como a chuva ácida. 
No primeiro momento da atividade, cada grupo ficou reponsável por preparar duas soluções diferentes, ambas com concentração de 1,0 mol L⁻¹ e volume de 50 mL. Essa etapa exigiu cálculos estequiométricos baseados na fórmula �� =�� 
���� �� ��(��), além da utilização de 
balança analítica para determinação precisa das massas dos solutos e de balões volumétricos para obtenção de volumes exatos. Ao grupo deste relatório coube a preparação das soluções de nitrato de prata (AgNO₃) e cloreto de sódio (NaCl), reagentes que, em conjunto, protagonizam um exemplo clássico de reação de precipitação. O preparo dessas soluções destacou a importância da concentração molar como parâmetro fundamental em Química, já que esta define a proporção exata de partículas presentes em um volume de solução, garantindo previsibilidade nos resultados experimentais, na qual foi 1 mol/L de concentração para um volume de 50 mL. 
Posteriormente, desenvolveu-se um conjunto de experimentos cujo propósito foi evidenciar a aplicação prática de conceitos de acidez, basicidade, neutralização e reatividade. Um deles foi a simulação da chuva ácida, problema ambiental relevante associado à queima de combustíveis fósseis e à liberação de óxidos de enxofre e nitrogênio. Em escala laboratorial, a combustão do enxofre em erlenmeyer fechado produziu óxidos de enxofre, os quais reagiram com a água presente, formando ácido sulfúrico. Esse processo foi acompanhado pela mudança de cor em pétalas de rosa e em papel indicador universal, demonstrando visualmente os impactos da acidificação. A atividade, além de consolidar conteúdos químicos, aproxima o estudante da realidade socioambiental, tornando tangível um fenômeno que muitas vezes é tratado apenas de forma teórica. 
Outro eixo experimental foi o estudo do comportamento de indicadores ácido–base. Substâncias como fenolftaleína, azul de bromotimol e alaranjado de metila apresentam faixas de viragem específicas, sendo ferramentas clássicas na determinação de pH. A aplicação desses indicadores em soluções de HCl, H₂SO₄, NaOH, NH₄OH e NaCl permitiu compreender a diferença entre ácidos e bases fortes e fracos, além de evidenciar a neutralidade relativa dos sais. O registro sistemático das cores observadas demonstrou a importância da escolha do indicador adequado, já que cada um deles responde de forma distinta dependendo do intervalo de pH. 
As atividades também contemplaram experimentos de evidências de reações químicas. Foram observados fenômenos como a neutralização de NaOH por HCl, a liberação de gás 
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hidrogênio na reação de ferro metálico com H₂SO₄, a formação de precipitado de AgCl a partir da mistura de AgNO₃ e NaCl, e a reação de MgO com HCl produzindo aquecimento. Essas observações reforçam a compreensão de que as reações químicas podem ser identificadas por sinais visuais e energéticos, como mudança de cor, formação de sólido, desprendimento de gás e variação de temperatura. 
Por fim, cabe destacar a relevância das condições experimentais e da infraestrutura laboratorial. Em alguns procedimentos, como a tentativa de combustão do magnésio, a ausência de gás e bico de Bunsen impediu a realização completa do experimento, evidenciando que a prática científica está sujeita a limitações técnicas e que o registro dessas dificuldades também faz parte do processo de investigação. Assim, a introdução destas práticas pode ser vista como um espaço de aprendizagem não apenas de conteúdos químicos, mas também de atitudes científicas, como a observação rigorosa, o registro preciso e a análise crítica.
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2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
O entendimento do comportamento de soluções e reações em meio aquoso requer a integração de conceitos fundamentais de concentração, pH, teorias ácido–base, indicadores, solubilidade e reatividade. Nesta seção, serão abordados os principais conceitos teóricos que embasam os experimentos realizados, com o suporte de autores clássicos da Química. 
2.1 Soluções e molaridade 
Uma solução é definida como uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, composta por soluto e solvente. A grandeza mais utilizada para expressar a concentração de uma soluçãoem Química é a molaridade (M), que relaciona a quantidade de matéria de soluto (em mol) com o volume da solução (em litros). A equação é: 
�� =�� 
���� �� ��(��), 
onde (M) é o número de mols, (m) é a massa do soluto, (Mm) é a massa molar e (V) é o volume da solução. O preparo de soluções exige precisão tanto na pesagem do soluto quanto na medição volumétrica, visto que pequenas variações podem alterar significativamente a concentração final (ATKINS; JONES, 2012). 
2.2 Teorias ácido–base 
A definição de ácidos e bases evoluiu ao longo do tempo. Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que liberam íons H⁺ em solução aquosa, enquanto bases liberam íons OH⁻. Já para Brønsted–Lowry, ácidos são doadores de prótons e bases, receptores, permitindo explicar o comportamento de espécies como o NH₄⁺. Lewis ampliou ainda mais a definição, considerando ácidos como aceitadores de pares de elétrons e bases como doadores (BROWN et al., 2016). Essas teorias são complementares e ajudam a interpretar os resultados observados nos experimentos. 
2.3 Indicadores ácido–base 
Os indicadores são substâncias orgânicas que apresentam formas químicas distintas dependendo do pH da solução, e cada forma tem uma cor característica. A fenolftaleína é incolor em meio ácido e torna-se rósea em meio básico (pH > 8,2). O azul de bromotimol muda de amarelo (pH 7,6), passando por verde em torno da neutralidade. O alaranjado de metila apresenta transição entre vermelho (pH 4,4). O papel indicador universal contém uma mistura de indicadores que fornece uma estimativa do pH pela comparação da cor obtida com uma escala padrão (HARRIS, 2016). 
Segundo Vogel (1981), um indicador ácido–base é um composto orgânico cuja eficiência é máxima quando o pK do indicador está próximo do pH do ponto de equivalência da titulação. A prática de utilizar indicadores para determinar o caráter ácido ou básico de soluções 
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é uma ferramenta didática fundamental, como discutido por Terci e Rossi (2002), que reforçam a importância da observação visual em experimentos. Além dos indicadores sintéticos, estudos apontam que a utilização de indicadores naturais, como extratos de flores e frutos, pode ser alternativa eficaz em experimentos de baixo custo e em contextos escolares (VIEIRA; OLIVEIRA; FATIBELLO-FILHO, 2008). 
A utilização de diferentes indicadores é essencial para compreender a força de ácidos e bases. Ácidos fortes como HCl e H₂SO₄ dissociam-se quase totalmente, apresentando pH próximo a 0 em soluções concentradas, enquanto bases fortes como NaOH resultam em pH próximo a 14. Já bases fracas como NH₄OH dissociam-se parcialmente, o que explica o pH intermediário observado experimentalmente. 
2.4 Chuva ácida 
A chuva ácida é um fenômeno ambiental decorrente da dissolução de óxidos de enxofre e nitrogênio na água atmosférica do erlenmeyer, originando ácidos fortes como o ácido sulfúrico (H₂SO₄) e o ácido nítrico (HNO₃). No experimento realizado, a combustão do enxofre produziu dióxido de enxofre (SO₂), que pode ser oxidado a trióxido de enxofre (SO₃): 
��(��) + ��2 → ����2(��) 
2����2(��) + ��2 → 2����3(��) 
Esse óxido reage com a água, formando ácido sulfúrico: 
����3(��) + ��2��(��) → ��2����4(����) 
Esse ácido, em contato com superfícies vegetais, causa danos como o desbotamento das pétalas observado no experimento. No ambiente, a chuva ácida reduz o pH de rios, lagos e solos, afetando ecossistemas inteiros e provocando corrosão em monumentos e construções (RAVEN; BERG; HASSENZAHL, 2014). 
2.5 Óxidos e reações de neutralização 
Os óxidos podem ser classificados em ácidos, básicos, neutros ou anfóteros. Óxidos ácidos, como o CO₂, formam ácidos em contato com a água: 
����2(��) + ��2��(��) → ��2����3(����) 
Já os óxidos básicos, como MgO, reagem com ácidos para formar sais e água: 2������ + ������ → ��������2 + ��2�� 
Esse tipo de reação ilustra a neutralização, fenômeno em que os íons H⁺ de um ácido reagem com os íons OH⁻ de uma base ou com óxidos básicos para formar água, liberando calor. 2.6 Reações de precipitação 
Quando duas soluções aquosas contendo íons diferentes são misturadas, pode ocorrer a 
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formação de um sólido insolúvel, chamado precipitado, caso o produto iônico ultrapasse o produto de solubilidade (Kps). A reação clássica observada foi a do nitrato de prata com o cloreto de sódio: 
��������3(����) + ��������(����) → ��������(��) ↓ +��������3(����) 
O cloreto de prata é pouco solúvel e se manifesta como precipitado branco, evidência clara de reação química (HARRIS, 2016). 
2.7 Reações de metais com ácidos 
Metais reativos, como o ferro, podem reagir com ácidos liberando gás hidrogênio. No experimento, um prego metálico em contato com H₂SO₄ resultou em uma leve efervescência, evidenciando a reação: 
����(��) + ��2����4(����) → ��������4(����) + ��2(��) ↑ 
Esse tipo de reação também é relevante industrialmente e ambientalmente, pois explica processos de corrosão.
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3. OBJETIVOS 
3.1 Objetivo geral: 	Comment by Ana Cláudia Melo: ok
Realizar o preparo de soluções e observar reações químicas em laboratório, aplicando conceitos teóricos de soluções, reações ácido-base, indicadores e precipitação. 
3.2 Objetivos específicos: 
• Preparar soluções de sais inorgânicos (AgNO₃ e NaCl) em concentração molar definida, aplicando cálculos estequiométricos. 
• Observar e interpretar fenômenos químicos relacionados à chuva ácida, indicadores de pH e reações de neutralização. 
• Identificar evidências experimentais de reações de precipitação, oxidação e liberação de gases, relacionando-as com equações químicas balanceadas..
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4. METODOLOGIA 
4.1 Materiais: 
• Tubos de Ensaios; 
• Suporte para Tubos; 
• Pipeta de Pasteur; 
• Pinça metálica; 
• Fósforo; 
• Béqueres (150 e 250 mL); • Tubo de Caneta Bic; 
• Vidro de Relógio; 
• Erlenmeyer de 500 mL; • Proveta de 100 mL; 
• 1 espátula; 
• Colher; 
• Flor vermelha (Rosa); • 1 Rolha de Borracha; 
• Tira de pH Universal. 4.3 Procedimento experimental 
4.2 Reagentes: 
• Água Destilada; 
• Solução de 1 mol/L de HCl; • Solução de 1 mol/L de H₂SO₄; • Solução de 1 mol/L de NaOH; • Solução de 1 mol/L de NH₄OH; • Solução de 1 mol/L de NaCl; • MgO, MnO₂; 
• Fenolftaleína; 
• Azul de Bromotimol; 
• Alaranjado de Metila; 
• Enxofre em pó; 
• Magnésio; 
• Prego; 
• Peróxido de Hidrogênio. 
A metodologia adotada foi desenvolvida em duas etapas principais: (i) preparo de soluções inorgânicas de concentração definida e (ii) execução de experimentos destinados a evidenciar diferentes tipos de reações químicas. A sequência seguiu adaptações necessárias às condições do laboratório, considerando a disponibilidade de materiais e reagentes. 
4.3.1 Preparo das soluções (AgNO₃ e NaCl 1,0 mol L⁻¹) 	Comment by Ana Cláudia Melo: Indicar que foi o preparo da equipe que os discentes participaram 
O preparo iniciou-se com o cálculo da quantidade de massa necessária para a obtenção de soluções 1,0 mol L⁻¹ em volume de 50 mL. Foram obtidos 8,50 g de AgNO₃ (Figura 1) e 2,92 g de NaCl (Figura 2). Os sólidos foram pesados em balança analítica, utilizando vidro de relógio e espátula para evitar perdas. Cada soluto foi dissolvido em pequena quantidade de água destilada e transferido para balão volumétrico de 50 mL, completando-se até o menisco. Após homogeneização por inversão, as soluções foram armazenadas em frascos rotulados. 
O rigor nesta etapa foi essencial, pois imprecisões na massa ou no volume poderiam comprometer a concentração final, prejudicando os resultados posteriores.
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 Figura 1: Pesagem do AgNO3. Figura 2: Pesagem do NaCl. Fonte: Autoria própria, (2025). Fonte: Autoria própria, (2025). 
4.3.2 Experimento da chuva ácida 
Montou-se um sistema em erlenmeyer de 500 mL contendo pétalas de rosa e uma tira de papel indicador universal. Uma colher metálica contendo enxofre em pó foi fixada em rolha de borracha perfurada. O enxofre foi aquecido até combustão com auxílio de uma vela, e a rolha foi imediatamente colocada no gargalodo erlenmeyer, vedando-o (Figura 3). 
 Figura 3: Chuva ácida no erlenmeyer. 
 Fonte: Autoria própria, (2025). 
Esse arranjo experimental foi planejado para simular, em escala reduzida, a formação de poluentes atmosféricos que, em contato com a umidade, originam ácidos responsáveis pela chuva ácida.
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4.3.3 Experimento de óxidos ácidos 
Em um béquer contendo 150 mL de água da torneira adicionaram-se 3 gotas de azul de bromotimol. Com um tubo de caneta esferográfica, soprou-se ar no interior da solução, promovendo a dissolução de CO₂ atmosférico. A solução foi então dividida em duas partes: em uma delas adicionou-se NH₄OH para observar possíveis mudanças (Figura 4, 5, 6.e 7). 
Figura 4: Béquer com água da torneira. Figura 5: Pingando Azul de Bromotimol. Fonte: Autoria própria, (2025). Fonte: Autoria própria, (2025). 
Figura 6: Assoprando com a caneta. Figura 7: Divisão com béquer contendo NH4OH. Fonte: Autoria própria, (2025). Fonte: Autoria própria, (2025). 
Este procedimento permitiu avaliar o efeito de gases ácidos na água e sua neutralização por bases.
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4.3.4 Testes com indicadores ácido–base 
Foram preparados quatro conjuntos de tubos de ensaio contendo os indicadores fenolftaleína, azul de bromotimol, alaranjado de metila e papel indicador universal. Cada conjunto recebeu as soluções de HCl, H₂SO₄, NaOH, NH₄OH e NaCl. O objetivo foi comparar as faixas de viragem e verificar a adequação de cada indicador a diferentes situações experimentais. 
Figura 8: Baterias de tubos. 
Fonte: Autoria própria, (2025 
4.3.5 Evidências de reações químicas 
Foram realizados ensaios clássicos de identificação de reações: 
Neutralização ácido–base: mistura de NaOH e HCl com fenolftaleína. 
Reação de metal com ácido: contato de prego de ferro com H₂SO₄. 
Reação de precipitação: mistura de AgNO₃ com NaCl. 
Reação de óxido com ácido: adição de HCl sobre MgO. 
Os ensaios foram conduzidos em pequenas escalas para reduzir riscos e desperdícios de reagentes.
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5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
5.1 Preparo de Soluções 
No primeiro dia foi feita chuva ácida e o preparo das soluções de AgNO₃ e NaCl que foram conduzidos com base na equação da molaridade: 
�� =�� 
���� �� ��(��) 
Para o volume de 50 mL (0,05 L) e concentração de 1,0 mol L⁻¹, obteve-se quantidade de matéria igual a 0,050 mol. Assim, a massa de cada soluto foi calculada: 8,50 g para o nitrato de prata (Mm = 170 g mol⁻¹) e 2,92 g para o cloreto de sódio (Mm = 58,44 g mol⁻¹). As soluções resultantes foram homogênesadas com bastão de vidro (Figura 9), indicando dissolução completa, e foram devidamente armazenadas e rotuladas (Figura 10). Este procedimento demonstrou a aplicação prática de cálculos estequiométricos e reforçou a importância da precisão experimental. Harris (2016) ressalta que variações mínimas na pesagem ou leitura de volume podem levar a concentrações incorretas, comprometendo a confiabilidade dos experimentos subsequentes. 
 Figura 9: Dissolvendo o sal. Figura 10: Armazenagem da solução. Fonte: Autoria própria, (2025). Fonte: Autoria própria, (2025). 
5.2 Chuva Ácida 
No ensaio de simulação da chuva ácida, verificou-se o desbotamento das pétalas de rosa e a alteração do papel indicador universal para faixa de pH 2–3, confirmando a formação de meio ácido. Esse resultado é consistente com as reações químicas esperadas: 
S (s) + O₂ (g) → SO₂ (g)
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2 SO₂ (g) + O₂ (g) → 2 SO₃ (g) 
SO₃ (g) + H₂O (l) → H₂SO₄ (aq) 
A presença de H₂SO₄ justifica a queda do pH e a alteração da coloração das pétalas, já que pigmentos como antocianinas são sensíveis à acidez (Figura 11). A formação da chuva ácida é um fenômeno complexo que envolve a emissão de SO₂, sua oxidação e posterior reação com água, resultando em sérios problemas ambientais (FORNARO; TZILIBE, 2003). Em escala ambiental, esse processo provoca degradação da vegetação, acidificação de solos e rios e corrosão de monumentos (RAVEN; BERG; HASSENZAHL, 2014). 
 Figura 11: Armazenagem da solução. 
 Fonte: Autoria própria, (2025). 
5.3 Experimento de óxido ácidos 
No segundo dia de aula prática o ensaio com óxidos ácidos demonstrou a acidificação da solução pelo dióxido de carbono atmosférico. Ao borbulhar CO₂ em água contendo azul de bromotimol, a cor mudou de verde para amarela, indicando pH em torno de 5. O processo pode ser representado pelas equações: 
CO₂ (g) + H₂O (l) ⇌ H₂CO₃ (aq) 
H₂CO₃ (aq) ⇌ H⁺ (aq) + HCO₃⁻ (aq) 
Esse equilíbrio explica o aumento da concentração de H⁺ e a redução do pH. A adição de NH₄OH reverteu parcialmente o efeito, restaurando a coloração azul do indicador. A base fraca forneceu íons OH⁻, que neutralizaram parte dos íons H⁺: 
H⁺ (aq) + OH⁻ (aq) → H₂O (l) 
Esse resultado evidencia a importância dos equilíbrios químicos em soluções aquosas e ilustra um fenômeno relevante para a manutenção do pH em sistemas naturais, como rios e oceanos, que sofrem influência direta da dissolução de CO₂ atmosférico (ATKINS; JONES, 2012).
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5.4 Testes com indicadores ácido–base (Parte I – procedimento 3 do roteiro) Nos testes com indicadores ácido–base, os resultados observados foram compatíveis com os valores teóricos de pH conforme mostra na tabela 1 abaixo: 
Tabela 1: Resultados observados na adição do indicador. 
Solução Indicador 
	Fenolftaleina 
	Azul de 
Bromotimol
	Alaranjado de Metila
	Incolor 
	Amarelo 
	Vermelho 
	Incolor 
	Amarelo 
	Vermelho 
	Rosa claro 
	Azul escuro 
	Laranja 
turvo
	Rosa escuro 
	Azul escuro 
	Laranja 
escuro
	Branco turvo 
	Verde 
amarelado
	Laranja 
turvo
Universal(Ph) 
HCl 0 
H₂SO₄ 0 
NaOH 14 
NH₄OH 11 
NaCl 7-8
Fonte: Autoria própria, (2025). 
HCl e H₂SO₄, ambos ácidos fortes, apresentaram pH = 0. A fenolftaleína permaneceu incolor, o alaranjado de metila ficou vermelho e o azul de bromotimol apresentou coloração amarela. 
NaOH, base forte, apresentou pH = 14. A fenolftaleína exibiu coloração rósea intensa, o azul de bromotimol ficou azul escuro e o alaranjado de metila indicou coloração amarela. NH₄OH, base fraca, apresentou pH = 11, valor inferior ao da base forte. A fenolftaleína ficou rósea clara, e o azul de bromotimol manteve-se azul, indicando meio básico, porém menos intenso que o NaOH. 
NaCl apresentou pH = 7–8, caracterizando-se como solução neutra a levemente básica. O azul de bromotimol mostrou coloração verde e o alaranjado de metila exibiu laranja amarelado. Esses resultados confirmam que indicadores possuem faixas de viragem específicas, reforçando a necessidade de selecionar corretamente o indicador de acordo com o intervalo de pH desejado. Brown et al. (2016) destacam que a escolha inadequada de um indicador pode levar à interpretação errada em titulações e experimentos. 
A seguir, as imagens 12, 13, 14 e 15 de cada bateria com as 5 soluções e único indicador: 
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Figura 12: Soluções com Fenolftaleína. Figura 13: Soluções com Azul de bromotimol. Fonte: Autoria própria, (2025). Fonte: Autoria própria, (2025). 
Figura 14: Soluções com Alaranjado de Metila. Figura 15: Soluções com a tira de pH . Fonte: Autoria própria, (2025). Fonte: Autoria própria, (2025). 
5.5 Evidências de reações químicas (Parte III) 
As evidências experimentais de reações químicas também foram consistentes. Na neutralização de NaOH por HCl, observou-se a perda da coloração rósea da fenolftaleína, representando o ponto de equivalência: 
NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + H₂O (l)
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No contato do ferro com H₂SO₄, ocorreu efervescência com liberação de gás hidrogênio, conforme a reação: 
Fe (s) + H₂SO₄ (aq) → FeSO₄ (aq) + H₂ (g) 
Essa reação é um exemplo de simples troca, em que o ferro desloca o hidrogênio do ácido, formando sulfato de ferro(II) e liberando gás (RUSSELL, 1994). De acordo com Atkins e Jones (2012), transformações químicas podem ser evidenciadas por alterações visuais, como mudança de cor, formação de sólido ou desprendimento de gases, exatamente o que se observou nesse caso 
(Figura 16). Esse resultado ilustra um processo de oxirredução, em que o ferro é oxidado e o íon H⁺ é reduzidoa gás hidrogênio. Esse mesmo tipo de reação explica processos de corrosão metálica, com impacto relevante em estruturas de ferro expostas a meios ácidos (BROWN et al., 2016). 
 Figura 16: Prego em H₂SO₄. 
 Fonte: Autoria própria, (2025). 
No ensaio utilizando dióxido de manganês (MnO₂), observou-se o escurecimento da mistura, com formação de um precipitado preto e desprendimento de bolhas de gás. O MnO₂ atua como catalisador na decomposição do peróxido de hidrogênio, reação conhecida por liberar oxigênio gasoso: 
2 H₂O₂ (aq) → 2 H₂O (l) + O₂ (g) ↑ 
O gás liberado foi evidenciado pelas bolhas formadas no tubo de ensaio, enquanto a coloração escura característica está associada ao próprio MnO₂ sólido, (Figura 17) que não se consome durante a reação. Essa observação confirma o papel do MnO₂ como catalisador heterogêneo, acelerando a decomposição sem ser permanentemente alterado.
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 Figura 18: Coloração do Peróxido de Hidrogênio. 
 Fonte: Autoria própria, (2025). 
Na mistura de AgNO₃ e NaCl, observou-se formação de precipitado branco de AgCl, resultado da reação de dupla troca: 
AgNO₃ (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) ↓ + NaNO₃ (aq) 
Esse fenômeno é governado pelo produto de solubilidade (Kps) do AgCl, que é muito baixo (Figura 18), levando à formação de sólido insolúvel (HARRIS, 2016). 
 Figura 18: Precipitado branco. 
 Fonte: Autoria própria, (2025). 
No ensaio entre MgO e HCl, verificou-se aquecimento, caracterizando reação exotérmica de neutralização: 
MgO (s) + 2 HCl (aq) → MgCl₂ (aq) + H₂O (l) 
Esse resultado confirma que reações ácido–base, além de produzirem água e sal, liberam 
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energia sob a forma de calor, fenômeno amplamente discutido em termos de entalpia de neutralização (ATKINS; JONES, 2012). 
5.6 Óxido Básico 
A principal limitação experimental foi a impossibilidade de realizar a combustão do magnésio. Tentou-se aquecer o metal com vela, mas a chama não atingiu a temperatura necessária para a ignição, que é superior a 600 °C (Figura 19). O magnésio apenas escureceu superficialmente devido ao depósito de fuligem (Figura 20), sem reação efetiva. Em condições adequadas, a reação esperada seria: 
2 Mg (s) + O₂ (g) → 2 MgO (s) 
Figura 19: Insuficiência na temperatura com vela. Figura 20: Queima superficial no Mg. Fonte: Autoria própria, (2025). Fonte: Autoria própria, (2025). 
Esse insucesso reforça a importância da infraestrutura laboratorial e da adequação das condições experimentais, lembrando que a ciência depende não apenas da teoria, mas também de fatores práticos e técnicos. 
De forma geral, os resultados obtidos foram compatíveis com a teoria química, permitindo consolidar conceitos fundamentais de soluções, indicadores, neutralização, precipitação, oxirredução e reatividade de óxidos. Além disso, possibilitaram a compreensão da Química como ciência aplicada, conectando fenômenos de laboratório a processos ambientais e industriais.
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6. CONCLUSÃO 
As práticas realizadas cumpriram os objetivos estabelecidos, permitindo o desenvolvimento de habilidades técnicas e conceituais. O preparo das soluções de AgNO₃ e NaCl demonstrou a aplicação prática da fórmula da molaridade e a importância da precisão em pesagens e medições volumétricas. O experimento da chuva ácida proporcionou uma visão prática dos impactos ambientais causados pela emissão de poluentes atmosféricos, reforçando a conexão entre Química e sociedade. 
Os ensaios envolvendo indicadores ácido–base consolidaram a compreensão do conceito de pH e das diferenças entre ácidos e bases fortes e fracos, além de destacar a neutralidade dos sais. As reações de neutralização, precipitação e liberação de gases ofereceram exemplos clássicos de evidências de reações químicas, como mudança de cor, formação de sólido e desprendimento de gás. 
A etapa referente aos óxidos mostrou a formação de ácido carbônico a partir do CO₂ e sua neutralização pelo NH₄OH, evidenciando os conceitos de ácidos e bases em nível prático. A impossibilidade de combustão do magnésio, por sua vez, serviu como lembrete da necessidade de infraestrutura adequada e de condições experimentais controladas para o sucesso das práticas de laboratório. 
Em suma, os objetivos foram alcançados, tanto no aspecto formativo quanto científico e socioambiental. Os estudantes puderam aplicar cálculos, manipular vidrarias, observar reações e interpretar fenômenos, desenvolvendo uma compreensão mais ampla da Química como ciência experimental e aplicada
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7. REFERÊNCIAS 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
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BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2016. 
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