INDICADORES ÁCIDO-BASE E DETERMINAÇÃO DE ACIDEZ

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UNIVERSIDADE COMUNITÁRIA DA REGIÃO DE CHAPECÓ
ÁREA DE CIÊNCIAS EXATAS E AMBIENTAIS
ENGENHARIA DE ALIMENTOS E ENGENHARIA QUÍMICA
QUÍMICA ANALÍTICA
EXPERIMENTO 3 - INDICADORES ÁCIDO-BASE E
DETERMINAÇÃO DE ACIDEZ
Acadêmicos:
Giovana Pasinato
Vicente Damo
Vinicius David
Docente:
Jaqueline Scapinello
Chapecó, 19 de Outubro de 2021
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1. Introdução
O nome ácido deriva do latim acer, “azedo”, relacionado ao gosto ácido de algumas
substâncias, e a base relacionada a sobra que restava de queimas de alguns materiais. Após
estudos a base foi redefinida como substância que poderia neutralizar um ácido (SOUZA E
SILVA, 2017).
Ácidos são substâncias que em solução aquosa sofrem ionização, liberando como
cátions :𝐻+
𝐻
𝑥
𝐴 → 𝑥 𝐻+(𝑎𝑞) + 𝐴𝑥 − (𝑎𝑞)
E as bases são substâncias que em solução aquosa sofrem dissociação iônica,
liberando os íons O (hidroxila):𝐻−
𝐶 (𝑂𝐻)
𝑥
 → 𝐶𝑥 + (𝑎𝑞) + 𝑥 𝑂𝐻− (𝑎𝑞) 
(SILVEIRA).
Robert Boyle (1627-1691) se opôs a esses termos “ácido e base” comumente
utilizados e questionava as substâncias ácidas e básicas. Com práticas desenvolveu os
indicadores, para identificação de ácidos e álcalis, descobrindo que algumas substâncias não
alteram a cor do extrato, então as chamando de substâncias neutras. Com a utilização de
sucos vegetais, principalmente o xarope violeta, descobriu que quando era indicado ácidos a
coloração se tornava vermelho e para as bases mudava para verde (BELLETTATO, 2012).
Os indicadores Ácido-Base, são substâncias fracamente ácidas ou básicas, que
possuem a capacidade de alterar a coloração na presença de um ácido ou uma base. Esses
indicadores podem ser sintéticos, como o caso da fenolftaleína que apresenta coloração rosa
em meio básico e incolor em meio ácido, tornassol com coloração azul em meio básico e
vermelho em ácido, alaranjado de metila e papel indicador universal, apresentando diferentes
cores para cada valor de pH (ALMEIDA, 2021).
E podem ser também naturais, que são preparados a partir da extração de flavonóides
(antocianinas), carotenóides e porfirinas, substâncias encontradas em vegetais, frutas e flores,
essas que lhes conferem cor, aroma e sabor (TOLEDO e FIRMINO, et al. 2014 e 2019).
Um exemplo desses indicadores naturais, são as folhas do repolho roxo, que contém
pigmentos (antocianinas) capazes de variar de acordo com pequenas variações de pH
presentes na solução, assim alterando a sua coloração (TARNOWSKI, 2017).
Para que a mudança de cor seja visível, a razão [HIn] / [ ] deve ser maior que 10 e𝐼𝑛−
menor que 0,1. Para cor ácida e para cor básica . A coloração[𝐻𝐼𝑛]
[𝐼𝑛−]
 ≥ 10 [𝐻𝐼𝑛]
[𝐼𝑛−]
 ≤ 0, 1
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pode variar dependendo do indicador, mudando para amarelo, azul, vermelho, verde, roxo,
entre outras cores (SILVA, 2017).
O presente artigo tem por objetivo analisar o comportamento de diferentes compostos
com pH diferentes, utilizados no dia-a-dia, utilizando o extrato do repolho roxo como
indicador ácido-base.
2. Resultados e discussões
2.1. Parte 1
Foram adicionados 10 mL de extrato de repolho roxo em 10 tubos de ensaio para se
utilizar de indicador ácido-base natural. Então adicionou-se em cada tubo uma substância
diferente para analisar a coloração obtida e o pH, foram adicionados 3 mL para substâncias
líquidas e meia espátula das substâncias sólidas. Esses foram os resultados obtidos:
1 - Solução de Hidróxido de Sódio: Básico
Coloração: verde, pH 11 (literatura 13 - 14)
2 - Água sanitária: Neutro
Coloração: branco, pH 7 (literatura 13). Fora do padrão, sua coloração deveria ser amarelo,
seu pH 13, sendo assim tendo uma concentração básica.
3 - Sabão em pó: Básico
Coloração: verde escuro, pH 12 (literatura 11,5)
4 - Bicarbonato de sódio: Básico
Coloração: azul, pH 8 (literatura 8,5)
5 - Sal Amoníaco: Básico
Coloração: azul, pH 8 (literatura 4,5 - 5,5). Está com o pH fora do padrão, o adequado seria
entre 4,5 - 5,5, com concentração ácida.
6 - Açúcar: Neutro
Coloração: roxo, pH 7 (literatura 7)
7 - Leite: Neutro
Coloração: lilás, pH 7 (literatura 6,6 - 7,5)
8 - Detergente: Ácido
Coloração: roxo claro, pH 6 (literatura 7)
9 - Vinagre: Ácido
Coloração: rosa, pH 3 (literatura 2,69 - 2,83)
10 - Limão: Ácido
Coloração: vermelho, pH 2 (literatura 2,4)
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Os resultados obtidos podem ser visualizados na Imagem 1 e comparados ao
referencial da Imagem 2.
Imagem 1 - Resultados obtidos no experimento parte 1
Fonte: Autores (2021).
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Imagem 2 - Referencial utilizado para a coloração
Fonte: Manual da Química.
Comparando os resultados obtidos com o referencial utilizado, percebe-se que o tubo
2, que contém água sanitária e possui caráter básico, obteve uma coloração branca, quando
devia ter tomado uma coloração amarelada, totalmente fora do referencial, isso pode ter
ocorrido pela falta de qualidade da água sanitária utilizada ou o vencimento do mesmo, além
do pH estar distante do encontrado na literatura. O tubo 5, contendo sal amoníaco, obteve
uma coloração azulada, indicando caráter básico, porém a substância possui caráter ácido,
logo devia tomar uma coloração rosa segundo a literatura, porém deve ter ocorrido algum
tipo de contaminação tanto na substância quanto no tubo que pode ter aumentado o pH,
tornando-o básico e consequentemente azul.
Através de pesquisas bibliográficas, afirma-se que espécies que contêm antocianinas
em sua estrutura possuem as características em que o mecanismo envolvido se associa
para a protonação ou desprotonação, o repolho roxo apresenta vermelho para ambiente de
pH ácido e verde para ambiente de pH básico (SANTOS, 2017).
2.2. Parte 2
Para esta parte do experimento, foram adicionados 10 mL de uma solução de ácido
clorídrico (HCl) 0,1 mol/L em um erlenmeyer de 125 mL, juntamente com 3 gotas de solução
alcoólica 1% de fenolftaleína. Então deixou escoar uma solução padrão de hidróxido de sódio
(NaOH) 0,1 mol/L com auxílio de uma bureta de 25 mL até que a solução do erlenmeyer
chegue ao ponto de viragem, ou seja, quando tomar uma coloração levemente rósea,
inicialmente incolor. Este experimento foi realizado em duplicata.
Foi anotado o volume de NaOH adicionado e então calculado a concentração exata da
solução de HCl utilizada, com fator de correção valendo 0,9760, conforme a Tabela 1.
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Tabela 1 - Determinação da concentração exata da solução de HCl 0,1 mol/L
Amostra de HCl Volume de NaOH
adicionado (mL)
Concentração exata da
solução de HCl (M)
1 11,7 0,117
2 11,2 0,112
Fonte: Autores (2021).
O cálculo da concentração molar da solução de HCl se deu por:
𝑀𝑎 𝗑 𝑉𝑎 = 𝑀𝑏 𝗑 𝑉𝑏
Onde:
Ma = Concentração Molar da solução de HCl reação de neutralização;
Va = Volume consumido da solução de HCl;
Mb = Concentração molar da solução de NaOH na reação de neutralização;
Vb = Volume de NaOH consumido na titulação.
Para a amostra 1:
𝑀𝑎 × 10 𝑚𝐿 = 0, 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 × 11, 7 𝑚𝐿
𝑀𝑎 = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑥 11,7 𝑚𝐿10 𝑚𝐿
𝑀𝑎 = 0, 117 𝑚𝑜𝑙/𝐿
Para a amostra 2:
𝑀𝑎 × 10 𝑚𝐿 = 0, 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 × 11, 2 𝑚𝐿
𝑀𝑎 = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑥 11,2 𝑚𝐿10 𝑚𝐿
𝑀𝑎 = 0, 112 𝑚𝑜𝑙/𝐿
Para o cálculo do fator de correção utilizou-se o valor descrito no frasco do reagente:
𝑀𝑎 × 𝐹𝑐 = 𝑀𝑎 𝑒𝑥𝑎𝑡𝑎
0, 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 × 0, 9760 = 𝑀𝑎 𝑒𝑥𝑎𝑡𝑎
𝑀𝑎 𝑒𝑥𝑎𝑡𝑎 = 0, 0976 𝑚𝑜𝑙/𝐿
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Com os valores de concentração experimental e teórica do ácido obteve-se o valor do
erro.
%𝑒𝑟𝑟𝑜 = 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙−𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜[ ]𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 × 100
%𝑒𝑟𝑟𝑜 = 0,112−0,0976[ ]0,0976 × 100
%𝑒𝑟𝑟𝑜 = 14, 75%
O erro experimental obtido foi de 14,75%, esse valor pode ter se ocasionado devido
má leitura do equipamento ou erro no ponto de parada.
Também nesta parte do experimento foram adicionados 10 mL de leite in natura e de
leite processado em dois erlenmeyers de 125 mL diferentes, medido o pH de cada amostra e
então adicionado 3 gotas de solução alcoólica 1% de fenolftaleína. Deixou escoar a solução
padrão de NaOH com uma bureta de 25 mL até que as amostras do erlenmeyer chegassem ao
ponto de viragem, foi medido novamente o pH. Este procedimentotambém foi realizado em
duplicata.
Foi anotado o volume de NaOH adicionado, o pH antes e depois da titulação e
calculado a acidez de cada amostra segundo a equação abaixo, e demonstrados na Tabela 2
para o leite in natura e na Tabela 3 para o leite processado:
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒𝑧 (%) = 𝑉 × 𝑓 × 0,09 × 𝑁𝑣 × 100
Onde:
V = volume da solução de NaOH adicionado na titulação, em mL;
v = volume da amostra, em mL;
f = fator de correção da solução de NaOH;
0,09 = fator de conversão do ácido lático;
N = normalidade da solução de NaOH.
Tabela 2 - Determinação da acidez em leite in natura
Amostra pH antes da
titulação
Volume de NaOH
adicionado (mL)
pH depois da
titulação
Acidez (%)
1 6,9 1,1 7,6 0,106
2 6,8 1,2 8,3 0,115
Fonte: Autores (2021).
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O cálculo da acidez do leite in natura se deu por:
Para a amostra 1:
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒𝑧 (%) = 1,1 × 1,0660 × 0,09 × 0,110 × 100
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒𝑧 = 0, 106% 
Para a amostra 2:
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒𝑧 (%) = 1,2 × 1,0660 × 0,09 × 0,110 × 100
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒𝑧 = 0, 115%
Tabela 3 - Determinação da acidez em leite processado
Amostra pH antes da
titulação
Volume de NaOH
adicionado (mL)
pH depois da
titulação
Acidez (%)
1 6,1 2,6 8,2 0,249
2 5,8 2,9 8,4 0,278
Fonte: Autores (2021).
O cálculo da acidez do leite processado se deu por:
Para a amostra 1:
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒𝑧 (%) = 2,6 × 1,0660 × 0,09 × 0,110 × 100
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒𝑧 = 0, 249%
Para a amostra 2:
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒𝑧 (%) = 2,9 × 1,0660 × 0,09 × 0,110 × 100
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒𝑧 = 0, 278%
Foi calculado a média da acidez das amostras e observou-se que o leite processado
tem maior acidez que o leite in natura, isso se deve ao fato da acidez do leite processado é o
resultado da ação de bactérias que se multiplicam e desdobram a lactose em ácido láctico,
além de algumas enzimas serem retiradas durante os processos industriais. Durante a
fermentação, ocorre a formação de substâncias que causam o aroma e sabor característico do
leite azedo. Para o desenvolvimento dessa acidez, influenciam os cuidados higiênicos, a
temperatura e a conservação do leite (OLIVEIRA, 2020).
Tanto a acidez titulável do leite in natura quanto do leite processado obtiveram
valores fora dos padrões estabelecidos pelo MAPA/SDA/CGAL de 2013, que rege que o leite
de vaca deve apresentar acidez titulável entre 0,14 a 0,18%. A diferença dos resultados com o
padrão pode ter ocorrido pelo erro do ponto de parada de adição de NaOH.
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A concentração molar de ambos os leites pode ser calculado por:
𝑀𝑎 𝗑 𝑉𝑎 = 𝑀𝑏 𝗑 𝑉𝑏
Onde:
Ma = Concentração Molar da solução de leite na reação de neutralização;
Va = Volume consumido da solução de leite;
Mb = Concentração Molar da solução de NaOH na reação de neutralização;
Vb = volume de NaOH consumido na titulação.
Para o leite in natura:
Amostra 1:
𝑀𝑎 × 10 𝑚𝐿 = 0, 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 × 1, 1𝑚𝐿
𝑀𝑎 = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑥 2,6 𝑚𝐿10 𝑚𝐿
𝑀𝑎 = 0, 011 𝑚𝑜𝑙/𝐿
Amostra 2:
𝑀𝑎 × 10 𝑚𝐿 = 0, 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 × 1, 2 𝑚𝐿
𝑀𝑎 = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑥 2,6 𝑚𝐿10 𝑚𝐿
𝑀𝑎 = 0, 012 𝑚𝑜𝑙/𝐿
E para o leite processado:
Amostra 1:
𝑀𝑎 × 10 𝑚𝐿 = 0, 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 × 2, 6 𝑚𝐿
𝑀𝑎 = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑥 2,6 𝑚𝐿10 𝑚𝐿
𝑀𝑎 = 0, 026 𝑚𝑜𝑙/𝐿
Amostra 2:
𝑀𝑎 × 10 𝑚𝐿 = 0, 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 × 2, 9 𝑚𝐿
𝑀𝑎 = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 × 2,9 𝑚𝐿10 𝑚𝐿
𝑀𝑎 = 0, 029 𝑚𝑜𝑙/𝐿
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3. Referências
ALMEIDA, Célio dos Santos. O uso de Indicadores Ácido-Base Naturais no Ensino de
Química: Uma Revisão. COARI - AM, 2021.
ÁVILA, Camila Cristina S. Extrato do Açaí, Extrato do Repolho Roxo e Extrato do
Hibisco Rosa como Indicadores de pH. Fema, Assis, 2015.
BELLETTATO, Rafael Donisete. Utilização de Indicadores Orgânicos de pH no ensino de
Ácidos e Bases: Considerando alguns aspectos históricos. Volume 6, página 71-77, PUC -
SC, 2012.
FIRMINO, Eduardo S. et al. Indicadores Ácido-Base Produzidos com Materiais de Baixo
Custo para o uso no Ensino da Química. Research, Society and Development, vol. 8, n° 8,
pp. 1 - 12, Universidade Federal de Itajubá, 2019.
https://www.manualdaquimica.com/experimentos-quimica/indicador-acido-base-com-repolho
-roxo.htm Acesso em 17/10/2021
MET POA/20/01/01. Determinação de Acidez Titulável em Leite Fluido. Laboratório
Nacional Agropecuário - LANAGRO/RS, 2013.
OLIVEIRA, Andréa. Leite - Fatores que Influenciam na Acidez. Portal de cursos CPT,
2020.
SANTOS, Geovana S. ANTOCIANINAS COMO INDICADOR ÁCIDO-BASE COM
POTENCIAL APLICAÇÃO NO ESPAÇO ESCOLAR. 95 p. Trabalho de Conclusão de
Curso (Graduação) - Universidade Federal do Pampa, QUÍMICA, 2017.
SILVA, L.L.R. Volumetria Ácido-Base. Aula 5 - Indicadores - UFJF, 2017.
SILVEIRA, Gustavo P. Química Orgânica Teórica 1 - Ácidos e Bases. UFRGS, Biolab.
SOUZA, Cleuzane R; SILVA, Fernando C. Discutindo o Contexto das Definições de Ácido
e Base. Educação em química, processo, ensino e aprendizagem - Definições de Ácido e
Base, 2017.
TARNOWSKI, Karoline S. Indicadores Ácido-Base de Repolho Roxo. UDESC, 2017.
TOLEDO, Ana Luiza S., et al. Estudo da Estabilidade de Indicadores Naturais
Ácido-Base Preparados a partir de Antocianinas Provenientes de Beterraba. Instituto
Federal de Santa Catarina - Criciúma, 2014.
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https://www.manualdaquimica.com/experimentos-quimica/indicador-acido-base-com-repolho-roxo.htm
https://www.manualdaquimica.com/experimentos-quimica/indicador-acido-base-com-repolho-roxo.htm