Lab_QG_2010.2_Aula_08

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Aula nº 8 
 
pH de soluções aquosas/indicadores ácido base 
 
Pretende-se, com essa aula, possibilitar ao aluno o conhecimento básico de pH em meio aquoso 
e dar a oportunidade de verificar experimentalmente a ação de corantes orgânicos conhecidos como 
“indicadores ácido base”. 
 
Considerações preliminares para a definição de um meio como ácido, básico ou neutro 
 
Há várias definições para ácidos e bases. Segundo Arrhenius: 
 
Ácido é toda espécie que libera H+ em meio aquoso. Ácido = H+ + Rad- 
 
Base é toda espécie que libera OH- em meio aquoso. Base = Rad+ + OH- 
 
A água comporta-se como um eletrólito muito fraco, apresentando o seguinte comportamento: 
H2O(l) � H+(aq) + OH-(aq) 
 
A constante de equilíbrio da reação acima é dada por Kw = [H+] x [OH-]. Experimentalmente, 
comprova-se que a 25ºC, Kw = 1,0 x 10-14. Portanto, na água pura, [H+] = [OH-] = 10-7. 
 
Dependendo das substâncias que estejam dissolvidas em água, poderemos ter as seguintes 
situações: 
[H+] > [OH-] � meio ácido 
[OH-] > [H+] � meio básico 
[H+] = [OH-] � meio neutro 
 
 Onde a representação entre colchetes indica a concentração em quantidade de matéria (mol L-1). 
 
Seguem alguns exemplos: 
 
a) Solução aquosa de HCl de concentração 0,1 mol L
-
-1
 tem [H+] = 10-1 e [OH-] = 10-13. 
10-1 > 10-13; ou seja [H+] > [OH-] � meio ácido. 
 
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b) Solução aquosa de NaOH de concentração 0,01 mol L
-
-1
 tem [OH-] = 10-2 e [H+] = 10-12. 
10-2 > 10-12; ou seja [OH-] > [H+] � meio básico. 
 
c) Solução aquosa de NaCl com qualquer concentração tem [H+] = 10-7 e [OH-] = 10-7. 
10-7 = 10-7; ou seja [H+] = [OH-] � meio neutro. 
 
pH ou pOH, uma maneira mais prática e usual de lidar com [H+] e [OH-] em meio aquoso 
 
Por definição, pH = log ][H
1
+
 = - log [H+] e pOH = log ][OH
1
-
 = - log [OH-] 
Portanto: [H+] = 10-pH e [OH-] = 10-pOH 
 
Escala de pH: 
 
 
 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 
 
 
Indicadores ácido-base 
 
Os Indicadores Ácido-Base são corantes orgânicos (ácidos ou bases muito fracos) que 
apresentam cores específicas numa dada faixa de pH. 
Para compreender como se dá a mudança de cor de um indicador quando este é adicionado a 
um meio, vamos supor um indicador ácido representado por HInd. 
Segundo a teoria de Ostwald, na forma molecular (HInd) o indicador apresenta uma cor e na 
forma iônica (Ind-) outra, o que pode ser representado assim: 
 
HInd � H+ + Ind- 
 Coloração A Coloração B 
 
Se a reação representada acima se encontra em equilíbrio, conclui-se que as colorações A e B 
estão presentes. A olho nu, na forma molecular (HInd) prevalece a coloração A e na forma ionizada 
(Ind-), prevalece a coloração B. Ao se introduzir o indicador HInd a um meio ácido (H+) prevalecerá a 
coloração A pois o equilíbrio será deslocado para a esquerda devido ao incremento de H+. Já, ao se 
introduzir o indicador HInd a um meio básico (OH-) prevalecerá a coloração B pois o equilíbrio será 
deslocado para a direita devido ao consumo de H+. Na faixa de pH em que as concentrações de HInd e 
Ind- estão muito próximas, a coloração do indicador será intermediária às cores A e B. 
meio ácido meio básico 
meio neutro 
 
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A figura 1 abaixo indica as cores das soluções de alguns indicadores em diferentes intervalos de 
pH. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fenolftaleína 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: Coloração das soluções de alguns indicadores em diferentes intervalos de pH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2: Representação da estrutura molecular do indicador fenolftaleína 
 
 
 
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Procedimento experimental - pH de soluções aquosas/indicadores ácido base 
 
Determinação da concentração de H+ em quantidade de matéria (mol L-1) por meio de 
indicadores ácido base. 
 
Ensaio 1: Preparo de padrões de cores em meio ácido 
 
A partir de 5 mL de solução aquosa de HCl 10-1 mol L-1 contida em um tubo de ensaio, prepare 
soluções aquosas de HCl de concentrações 10-2, 10-3 e 10-4 em outros 3 tubos de ensaio, de acordo 
com a tabela abaixo: 
 
Tubo A 5 mL de solução aquosa de HCl 10-1 mol L-1 
Tubo B 0,5 mL do tubo A + 4,5 mL de água. Misture bem 
Tubo C 0,5 mL do tubo B + 4,5 mL de água. Misture bem 
Tubo D 0,5 mL do tubo C + 4,5 mL de água. Misture bem 
 
Divida o conteúdo de cada tubo em dois outros tubos. A cada conjunto da 1ª metade, adicione 3 
gotas de indicador azul de timol (solução preparada pelo técnico). A cada conjunto da 2ª metade, 
adicione 1 gota de metilorange (solução preparada pelo técnico). 
 
Ensaio 2: Preparo de padrões de cores em meio básico 
 
A partir de 5 mL de solução aquosa de NaOH 10-1 mol L-1 contida em um tubo de ensaio, 
prepare soluções aquosas de NaOH de concentrações 10-2, 10-3 e 10-4 em outros 3 tubos de ensaio, de 
acordo com a tabela abaixo: 
 
Tubo A 5 mL de solução aquosa de NaOH 10-1 mol L-1 
Tubo B 0,5 mL do tubo A + 4,5 mL de água. Misture bem 
Tubo C 0,5 mL do tubo B + 4,5 mL de água. Misture bem 
Tubo D 0,5 mL do tubo C + 4,5 mL de água. Misture bem 
 
 Divida o conteúdo de cada tubo em dois outros tubos. A cada conjunto da 1ª metade, adicione 3 
gotas de indicador Índigo carmin (solução preparada pelo técnico). A cada conjunto da 2ª metade, 
adicione 3 gotas de alizarina (solução preparada pelo técnico). 
 
 
 
 
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Ensaio 3: Determinação da concentração de H+ a partir dos padrões acima 
 
a) Utilize 5 mL de amostra de solução ácida de concentração desconhecida em dois tubos de 
ensaio (amostras 1 e 2). Ao 1º tubo, adicione 3 gotas de azul de timol e ao 2º tubo adicione 1 gota de 
metilorange. Anote as cores observadas. 
b) Utilize 5 mL de outra amostra de solução alcalina de concentração desconhecida em dois 
tubos de ensaio (amostras 3 e 4). Ao 1º tubo, adicione 3 gotas de Índigo carmin e ao 2º tubo adicione 3 
gotas de alizarina. Anote as cores observadas. 
 c) Compare as cores com as dos padrões e determine a [H+] de cada amostra desconhecida. 
 
Ensaio 4: Estimativa da concentração de H+ no ácido acético (ácido fraco) 
 
a) Utilize 2 mL de solução de H.C2H3O2 1,0 mol L-1 em dois tubos de ensaio (amostras 1 e 2). Ao 
1º tubo, adicione 3 gotas de azul de timol e ao 2º tubo adicione 1 gota de metilorange. Anote as 
cores observadas. 
b) Compare as cores com as dos padrões, estime o pH da solução e a [H+] no meio. 
c) Calcule o valor da constante de equilíbrio do ácido acético levando em conta que no equilíbrio 
podemos considerar [H+] = [C2H3O2-] e [H.C2H3O2] = 1,0 mol L-1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Relatório da aula nº 8 
pH de soluções aquosas/indicadores ácido-base 
 
 
1) Preencha as tabelas abaixo: 
 
Ensaio 1 
Tubo [HCl] pH Cor observada 
Azul de timol 
Cor observada 
Metilorange 
A 10-1 mol L-1 
B 10-2 mol L-1 
C 10-3 mol L-1 
D 10-4 mol L-1 
 
Ensaio 2 
Tubo [NaOH] pH Cor observada Índigo carmin 
Cor observada 
Alizarina 
A 10-1 mol L-1 
B 10-2 mol L-1 
C 10-3 mol L-1 
D 10-4 mol L-1 
 
Ensaio 3 
Tubo Indicador Cor observada pH [H+] 
A Azul de timol 
B Metilorange 
C Índigo carmin 
D Alizarina 
 
Ensaio 4 
Tubo Indicador Cor observada pH [H+] 
A Azul de timol 
B Metilorange 
 
2) Escreva a expressão para a constante de equilíbrio do H.C2H3O2 (Ka) e calcule o seu valor: 
Data da prática: _____ / _____ / _____ Turma: __________ Nota: __________ 
Professor:__________________________________________________________________ 
Aluno(s):___________________________________________________________________
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