AULA 05

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– AULA PRÁTICA 05: INDICADORES ÁCIDO-BASE NATURAIS 
 
 
5.1 – OBJETIVOS 
 
 Esta aula prática tem por objetivo geral desenvolver o conceito de equilíbrio 
ácido-base, explicitando suas aplicações na Química Analítica e no cotidiano do 
aluno, utilizando os pigmentos naturais e suas propriedades como exemplo. 
Como objetivos específicos dessa aula prática, destacamos os seguintes pontos: 
 - reconhecer um equilíbrio ácido-base; 
- aplicar o conceito de equilíbrio ácido-base na compreensão e resolução 
 de problemas; 
- entender e utilizar o conceito de pH; 
- Compreender o funcionamento de um indicador ácido-base; 
- utilizar materiais disponíveis na região semi-árida como indicadores 
 ácido-base. 
 
5.2 – ABORDAGEM TEÓRICA 
 
5.2.1 – Equilíbrios ácido-base 
 
 Segundo o conceito de Brönsted-Lowry, um ácido é uma espécie química 
que doa prótons (íons H+) durante uma reação química, enquanto que uma base é 
uma espécie química que recebe prótons durante uma reação química. 
 
Exemplo: reação ácido-base genérica 
 
 
HA + :B- HB + :A-
Transferência de H+ Transferência de H+
Ácido 1 Base 1 Ácido 2 Base 2
Pares conjugados ácido-base
HA + :B- HB + :A-HA + :B- HB + :A-
Transferência de H+ Transferência de H+
Ácido 1 Base 1 Ácido 2 Base 2
Pares conjugados ácido-base
 Ácidos e bases são extremamente importantes em química, pois muitas 
reações químicas de interesse envolvem essas substâncias. Quando um ácido 
doa um próton a uma base forma-se um novo ácido e uma nova base que podem 
também reagir entre si, o resultado é uma reação reversível que tenderá a um 
estado de equilíbrio. 
Quando um ácido perde um próton dá origem a uma base conjugada e 
quando uma base recebe um próton produz um ácido conjugado. Desse modo, 
em uma reação ácido-base podemos estabelecer pares conjugados ácido-base. 
 
5.2.2 – Auto-ionização da água 
 
 Um dos equilíbrios ácido-base mais importantes é a reação de auto-
ionização da água: 
 
 
 Na reação de auto-ionização da água, uma molécula de água doa um 
próton para uma outra molécula de água formando íons hidroxônio (H3O+) e íons 
hidroxila (OH-). A água doa prótons e recebe prótons nessa reação, agindo como 
ácido e como base simultaneamente, diz-se então que ela é uma espécie 
anfótera. 
 A constante de equilíbrio para a reação de auto-ionização da água é 
chamada de produto iônico da água e designada por Kw, sendo que: 
]][[ 3
 OHOHKw 
Determinou-se, experimentalmente, que as concentrações de íons H3O+ e OH-, em 
água pura a 25 °C são ambas iguais a 10-7 mol.L-1. Dessa forma o valor de Kw a 
uma temperatura de 25 °C é igual a 10-14. 
 
 
H2O + H2O: H3O
+ + :OH-
Transferência de H+ Transferência de H+
Ácido 1 Base 1 Ácido 2 Base 2
Pares conjugados ácido-base
H2O + H2O: H3O
+ + :OH-
Transferência de H+ Transferência de H+
Ácido 1 Base 1 Ácido 2 Base 2
Pares conjugados ácido-base
5.2.3 – A escala de pH 
 
 A concentração de íons H3O+ (ou H+ de forma simplificada) é de 
fundamental importância em muitas reações químicas e bioquímicas que 
ocorrem em meio aquoso. 
 Em 1909, Sören P. T. Sörensen (1868-1939), bioquímico dinamarquês, 
estabeleceu uma maneira conveniente de expressar a acidez utilizando o 
logaritmo negativo da concentração do íon hidrogênio: 
 
pH = - log [H+] 
 
Sörensen chamou o novo conceito de expoente do íon hidrogênio representado 
pelo símbolo pH “pondus hidrogenn - potencial de hidrogênio”. Devido ao uso do 
artifício matemático “– log [H+]” os valores dessa escala são positivos na faixa de 
concentração abaixo de 1 mol/L. 
A rigor, o pH é mais bem definido como sendo pH = -log ah, onde ah é a 
atividade do íon hidrogênio. Em soluções contendo mais de um íon a atividade e a 
concentração são diferentes, porque a atividade é a concentração real de um 
eletrólito em solução. Ela é função de todos os componentes iônicos em solução 
(força iônica). 
O conceito de pH pode ser estendido a outras grandezas e podemos definir 
uma função “p” de tal forma que: 
 
pX = - log X 
 
Assim, teremos: pOH = - log [OH-] 
 pKw = - log Kw = - log 10-14 = 14 
 pNO3- = - log [NO3-] 
 
Em solução aquosa as concentrações dos íons OH- e H+ estão relacionadas e por 
conseguinte os valores de pH e pOH, de forma que temos: 
 
pH + pOH = pKw = 14 
 
Quando as concentrações dos íons H+ e OH- são iguais em uma solução aquosa, 
teremos o pH igual a 7,0 e o meio é considerado neutro. Quando a concentração 
de íons H+ é superior à concentração de íons OH- a solução aquosa é considerada 
ácida, e quando ocorre o inverso é chamada de básica ou alcalina ([OH-] > [H+]). As 
relações existentes entre o pH, o pOH e as concentrações de íons H+ e OH- são 
exemplificadas no quadro 01: 
 
Quadro 01 – Relações entre pH, pOH e as concentrações de H+ e OH- em solução 
aquosa. 
[H+] 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 
[OH-] 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100 
pH 0,0 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0 6,0 7,0 8,0 9,0 10,0 11,0 12,0 13,0 14,0 
pOH 14,0 13,0 12,0 11,0 10,0 9,0 8,0 7,0 6,0 5,0 4,0 3,0 2,0 1,0 0,0 
CARÁTER 
DA 
SOLUÇÃO 
SOLUÇÃO ÁCIDA 
SOLUÇÃO 
NEUTRA 
SOLUÇÃO ALCALINA 
 
 
5.2.3 – Indicadores ácido-base 
 
 Os indicadores ácido-base são uma substâncias que mudam de coloração 
segundo o pH do meio onde se encontram. 
Um indicador ácido-base é um ácido ou uma base fraca cuja forma ácida 
apresenta uma cor diferente da forma básica. Quando em solução o indicador 
apresenta um equilíbrio do tipo: 
 
 
 
Um aumento do pH do meio favorece a formação da forma básica do 
indicador e uma diminuição do pH favorece a formação da forma ácida do 
indicador. Como critério visual, a mudança da cor da forma ácida para a básica (e 
vice-versa) ocorre quando a razão entre as concentrações da forma ácida 
(alcalina) e da alcalina (ácida) for maior que aproximadamente 10. Essa razão 
pode ser melhor determinada utilizando-se um método espectrofotométrico. O 
equilíbrio da mudança de cor (em uma dada força iônica) pode ser dado pela 
Equação: pH = pKin + log [In-]/[HIn] 
HIn + H2O: H3O
+ + :In-
Forma ácida
(cor 1)
Forma básica
(cor 2)
 
onde pKin é a chamada constante aparente do indicador. Com base na mudança 
de cor em função das concentrações das espécies ácida e básica (10/1 ou 1/10), 
a faixa de viragem da cor do indicador pode ser expressa segundo a Equação: 
 
pH = pKin ± 1 
 
ou seja, a faixa de viragem do indicador corresponde a cerca de duas unidades de 
pH. 
O primeiro indicador de pH comercialmente vendido foi o tornassol (litmato 
de cálcio). Atualmente existem inúmeras substâncias usadas como indicadores 
ácido-base, com faixas de viragem variadas como mostrado no quadro 02. 
 
Quadro 02 – Faixa de viragem de alguns indicadores ácido-base 
 
 
 
5.2.4 – Pigmentos naturais usados como indicadores ácido-base 
 
As antocianinas são pigmentos da classe dos flavonóides responsáveis, em 
diversos casos, pela coloração vermelha, azul ou violeta de diversos vegetais. 
Quando as antocianinas são extraídas do vegetal, apresentam-se sob a forma de 
sais de flavílio, normalmente glicosiladas, ou seja, ligadas a moléculas de 
açúcares tais como a -D-glicose, -D-galactose e a -D-rammose. Quando livres 
dos açúcares esses pigmentos recebem o nome de antocianidinas. 
amarelo de alizarina
timolftaleína
fenolftaleína
o-cresolfenolftaleína
m-nitrofenol
vermelho de fenol
azul de bromotimol
alizarina
púrpura de bromocresol
negro de eriocromo
vermelho de metila
verde de bromocresol
alaranjado de metila
azul de bromofenol
2,4-dinitrofenol
eritrosina b
azul de timol
vermelho de cresol
cristal violeta
amarelo de alizarina
timolftaleína
fenolftaleína
o-cresolfenolftaleína
m-nitrofenol
vermelho de fenol
azul de bromotimol
alizarinapúrpura de bromocresol
negro de eriocromo
vermelho de metila
verde de bromocresol
alaranjado de metila
azul de bromofenol
2,4-dinitrofenol
eritrosina b
azul de timol
vermelho de cresol
cristal violeta
As antocianinas possuem a propriedade de mudar de coloração em função 
do pH do meio onde se encontram, assim, podem ser utilizadas como indicadores 
ácido-base naturais. 
 
Íon flavílio 
 
Obs: Cianidina (R1 = OH e R2 = H); Peonidina (R1 = OCH3 e R2 = H); Delfinidina 
(R1 = OH e R2 = OH); Petunidina (R1 = OCH3 e R2 = OH); Malvidina (R1 = OCH3 e 
R2 = OCH3); Pelargonidina (R1 = H e R2 = H); 
 
 Quando se aumenta o pH de uma solução ácida contendo uma 
antocianidina, ocorrem os seguintes equilíbrios químicos envolvendo o íon flavílio: 
 
 
O
OH
OH
OH
R2
OH
R1
+
 Estes equilíbrios estão na base das mudanças de coloração que ocorrem 
quando se varia o pH do meio onde se encontram extratos vegetais contendo 
antocianidinas. 
 
5.3 – PROCEDIMENTO PRÁTICO 
 
a) Separar aproximadamente 10 g (20 mL opcionalmente) da matéria vegetal que 
será utilizada na obtenção do extrato vegetal (beterraba, casca de uva roxa, 
repolho roxo, feijão preto, hibisco, etc.) 
 
b) Triturar a matéria vegetal (quando possível) ou, opcionalmente, transformá-la 
em raspas. 
 
c) Extrair os corantes vegetais em um béquer, utilizando 30 mL de álcool etílico 
comercial ou água, agite com um bastão de vidro e deixe macerar durante 10 
minutos. 
 
d) Filtrar o extrato, usando funil e papel de filtro, recolhendo o filtrado em um 
béquer. 
 
e) Tomar 03 tubos de ensaio e adicionar 3,0 mL de HCl 0,1 mol.L-1 ao primeiro 
tubo (meio ácido), 3,0 mL de água destilada ao segundo tubo (meio 
aproximadamente neutro) e 3,0 mL de NaOH 0,1 mol.L-1 ao terceiro tubo (meio 
básico). Identifique cada tubo usando um pincel marcador para vidro. 
 
f) Adicionar 10 gotas do extrato vegetal filtrado (indicador natural) em cada tubo 
de ensaio. 
 
g) Observe as mudanças ocorridas nos tubos com a adição do indicador. Anote os 
resultados. Confira com os outros grupos os resultados obtidos com os outros 
vegetais, anote. 
 
 
 
5.4 - PÓS-LABORATÓRIO 
 
a) Explique como funciona um indicador ácido-base. 
b) Você conhece outros vegetais que poderiam apresentar concentrações elevadas 
de antocianinas? Pesquise. 
c) Faça uma tabela contendo o tipo de extrato vegetal utilizado (por todos os 
grupos!) e as colorações do extrato em meio ácido, próximo do neutro e básico ? 
d) Faça uma pesquisa (01 folha) sobre a utilização de corantes vegetais como 
indicadores de pH (não esqueça de indicar a fonte consultada). 
 
5.5 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Béqueres - 02 Ácido clorídrico 0,1 mol/ L 
Bastão de vidro Hidróxido de sódio 0,1 mol/L 
Pipetas graduadas de 5 mL - 03 Álcool comercial (etanol) 
Funil Água destilada 
Papel de filtro Matéria vegetal 
Suporte para funil 
Tubos de ensaio - 03 
Pipetas de pasteur 
Ralador 
 
 
5.6 – BIBLIOGRAFIA 
 
RAMOS, Luiz Antônio; LUPETTI, Karina Omuro; CAVALHEIRO, Éder T. Gomes; 
FATIBELLO-FILHO, Orlando. Utilização do Extrato Bruto de Frutos de Solanum 
nigrum L No Ensino de Química. Eclética Química. Vol. 25. 2000. 
 
GAMA, Michelle da Silva e AFONSO, Júlio Carlos. De Svante Arrhenius ao 
Peagâmetro Digital: 100 anos de Medida de Acidez. Química Nova. Vol. 30, N° 1. 
2007.