Relatório 3 - Indicadores Ácido - Base

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Universidade Federal de Alagoas -UFAL 
Instituto de Química e Biotecnologia – IQB 
Cidade Universitária, Tabuleiro dos Martins, CEP: 57072-970, Maceió-Al 
 
 
 
Disciplina: Laboratório de Química 3 
Professora: Fabiane Caxico de Abreu Galdino 
 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE : INDICADORES 
 
RELATÓRIO DE PRÁTICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
Erivelton Lázaro Juviniano Costa 
Jackeriane Santos Barbosa 
 
 
 
 
 
 
 
 
Maceió – AL 
Julho de 2024 
Erivelton Lázaro Juviniano Costa 
Jackeriane Santos Barbosa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE : INDICADORES 
 
 
 
 
 
 
Relatório experimental apresentado à 
disciplina de Laboratório de Química 
3 como requisito avaliativo sob 
orientação da professora Fabiane 
Caxico de Abreu Galdino. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Maceió – AL 
Julho de 2024 
 
SUMÁRIO 
1. Introdução… .................................................................................................... 4 
2. Objetivo… ......................................................................................................... 5 
3. Materiais e métodos… ...................................................................................... 5 
4. Resultados e discussões..................................................................................... 6 
5. Conclusão… ..................................................................................................... 18 
6. Referências Bibliográficas… ........................................................................... 19 
 
1. Introdução 
 
As substâncias químicas apresentam comportamentos diferenciados frente a um sistema. 
Isso decorre do fato de que cada substância possui características e propriedades específicas. É 
possível, no entanto, reuni-las em grupos em que as propriedades químicas são semelhantes. Esses 
grupos chamam-se funções químicas, classificadas em orgânicas e inorgânicas. As quatro 
principais funções químicas inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos. Os ácidos e as bases, 
apesar de serem consideradas substâncias químicas perigosas, podem ser encontrados na nossa 
vida cotidiana e ser menos agressivos do que se imagina. Estas substâncias fazem parte da 
composição, por exemplo, de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene ou 
cosméticos. São ainda matérias primas indispensáveis em um vasto universo de aplicações 
industriais. A tal ponto que a produção de ácido sulfúrico e soda cáustica de um país é considerada 
um dos indicadores do seu nível de atividade econômica. 
 
Várias substâncias apresentam cores em solução aquosa. Algumas substâncias, além de 
apresentarem cor, podem ser usadas como indicadores de pH, pois a cor varia com o pH da solução. 
A primeira teoria sobre os indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é creditada a Wilhelm 
Ostwald (1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores. 
Segundo esta teoria, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não 
dissociadas difere da cor dos respectivos íons. 
 
Indicadores Ácidos: possuem hidrogênios ionizáveis na estrutura. Quando o meio está ácido, 
pH<7, os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para 
formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração 
diferente da coloração da molécula). 
 
Indicadores Básicos: possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio 
alcalino, pH>7, as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio ácido, pH<7, 
os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a formação de água, neste 
processo são liberados os cátions (de coloração diferente da coloração da molécula). 
 
Outra teoria, a teoria cromófora, oferece uma explicação única para a formação das cores: 
"A coloração das substâncias deve-se à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas 
nas moléculas". A teoria cromófora explica a mudança de coloração dos indicadores como devida 
a um reagrupamento molecular determinado pela variação das condições de pH do meio, que 
define o surgimento ou desaparecimento de “grupos cromóforos”. 
 
Existem disponíveis no comércio papéis de teste de pH, que vêm impregnados com um ou 
mais indicadores. Para se ter uma ideia aproximada do pH, coloca-se uma gota da solução a ser 
testada em uma tira do papel, e a cor resultante é comparada com um código de cores. Alguns 
papéis de teste são impregnados com diversos corantes, e trazem na embalagem uma escala de 
cores abrangendo toda a escala de pH, de 0 até 14. São os chamados papéis indicadores universais. 
 
 
Figura 1: Papel indicador universal. 
 
2. Objetivo 
 
Usando indicadores visuais ácido-base e potenciômetro para medir o pH das 
soluções,comparar os dois processos de medida de pH e com o valor do pH calculado. 
 
3. Materiais e métodos 
 
3.1. Materiais Utilizados 
 
1) Estante para tubos de ensaio; 
2) Tubos de Ensaio; 
3) Bastões de vidro; 
4) Solução de Na3PO4 0,1 mol L-1; 
5) Solução de Na2CO3 0,1 mol L-1; 
6) Solução de Fenolftaleína 0,02% (m/v); 
7) Solução de Alaranjado de Metila 0,02% (m/v); 
8) Bicarbonato de Sódio (NaHCO3) 0,1 mol L-1; 
9) Solução de HCl 0,1 mol L-1 ; 
10) Solução ácido acético 0,1 mol L-1; 
11) Pipeta graduada de 5 mL; 
12) Azul de Bromotimol 0,02% (m/v); 
13) Papel indicador universal ; 
14) Solução de NaOH 0,1 mol L-1 ; 
15) Solução NH4OH 0,1 mol L-1 ; 
16) Solução NaH2PO4 0,1 mol L-1 ; 
17) Solução Na2HPO4 0,1 mol L-1 ; 
18) Solução Acetato de sódio 0,1 mol L-1. 
 
 
3.2. Métodos 
Inicialmente, foram enumerados todos os tubos de ensaio. Depois, em cada tubo 
foi enchido cerca de 1/3 com as soluções de HCl no tubo 1, NaOH no tubo 2, CH3CO2H 
no tubo 3, NaHCO3 no tubo 4, NaH2PO4 no tubo 5, Na2HPO4 no tubo 6, CH3CO2Na no 
tubo 7, NH4OH no tubo 8, Na3PO4 no tubo 9 e Na2CO3 no tubo 10. 
Em seguida, usando o bastão de vidro, a solução de cada tubo foi molhada na fita 
do Indicador Universal. Foi anotada as alterações ocorridas e a faixa de pH aproximada que foi 
observada. 
Após anotadas todas as faixas de pH aproximada que foram observadas de acordo 
com cada solução de cada tubo, iniciou-se a etapa de indicadores sintéticos. Inicialmente foi 
anotada a cor das soluções de fenolftaleína, alaranjado de metila e azul de bromotimol. Depois, 
foi enchido mais 1/3 dos 10 tubos de ensaio com as mesmas soluções feitas anteriormente ( tubo 
1 - HCl; tubo 2 - NaOH; tubo 3 - CH3CO2H; tubo 4 - NaHCO3; tubo 5 - NaH2PO4; tubo 6 - 
Na2HPO4 ; tubo 7 - CH3CO2Na; tubo 8 - NH4OH; tubo 9 - Na3PO4 e tubo 10 - Na2CO3. Para 
cada substância foram selecionados três tubos de ensaio. 
Em seguida, foi adicionado de 3 gotas de cada indicador nos tubos de ensaio 
contendo as soluções e por fim, foi preenchido na tabela de acordo com as cores observadas 
para cada um dos sistemas avaliados 
. 
 
3.3. Fluxograma do Procedimento 
 
 
Figura 2: Fluxograma do Experimento. 
(aq) (aq) 
(aq) (aq) 
4. Resultados e Discussões 
Para esta prática, como estamos tratando de substâncias com os mais variados valores de 
pH, precisamos fazer o cálculo teórico dos valores, para que possam ser comparados com os 
valores encontrados. Foram consideradas soluções de 0.1 M: 
 
4.1. Solução de HCl 
O ácido clorídrico é considerado um ácido forte, logo o pH torna-se a 
medida da concentração de íons de H+ presentes na solução. 
 
HCl(aq) + H2O(l) → H+ + Cl- 
 
 
pH = - log [H+] = - log [0,1] = 1 
 
 
Figura 3: Fita com o pH da solução de HCl. 
 
 
O pH da solução de HCl calculado, e o pH que que foi visualizado pelo 
experimento no papel indicador foram iguais. 
 
4.2. Solução de NaOH 
O hidróxido de sódio, uma base forte, se dissocia na presença de água. 
Logo, seu pOH mede a concentração de íons OH- presentes na solução. 
 
 
NaOH(aq) + H2O(l) → Na+ + OH- 
 
 
[OH-]= 0.1 mol/L 
pOH = - log [OH-]= - log [1.10-1] = 1 
pH = 14 - pOH = 13 
0,1−𝑥 
 
 
Figura 4: Fita com o pH da solução de NaOH. 
 
 
O pH da solução de NaOH calculado, e o pH que que foi visualizado pelo 
experimento no papel indicador correspondem ao mesmo valor de pH. 
 
4.3. Solução de CH3CO2H 
O ácido em questão, ácido acético é um ácido fraco. Portanto, para 
calcular a concentração de íons H+ têm-se que, 
 
CH3CO2H → CH3COO- + H+ 
 
 
 
CH3CO2H CH3COO- H+ 
Início 0,1 mol/L * * 
Final 0,1 mol/L x x 
 
Sendo Ka* = 1,8.10-5, 
 
+ 
[𝐶𝐻 𝐶𝑂 ][𝐻 ] 
𝐾𝑎 = 3 2 
x2 + 1,8.10-5 -1,8.10-6 = 0 
[𝐶𝐻 𝐶𝑂 𝐻] 
3 2 
 
2 
Δ = 7,2.10-6 
-3 
1,8.10-5 = 𝑥 
1,8.10-6 - 1,8.10-5x = x2 
x = 1,33.10 mol/L 
 
 
*Valores retirados da literatura 
2, 22 . 10 
−9 
𝐾𝑎 
𝐾𝑏 = 1.10 
0,1 
Logo, 
pH = - log [H+] 
pH = - log [1,33.10-3] = 2,87 
 
 
Figura 5: Fita com o pH da solução de CH3CO2H. 
 
 
O pH da solução de NaOH calculado, e o pH que que foi visualizado pelo 
experimento no papel indicador também correspondem ao mesmo valor de pH. 
 
4.4. Solução de NaHCO3 
O bicarbonato de sódio é um sal. 
 
NaHCO3 (s) + H2O (l) → NaOH (aq) + H2CO3 (aq) 
 
 
 
Sendo Kw* = 1.10-14 e Ka* = 4,5.10-7, 
𝐾𝑏 = 𝐾𝑤 
 
 
−14 
 
−7 
4,5.10 
𝐾𝑏 = 2,22 .10-8 
 
− 2 
 
 
 
 
Então, 
2,22 .10-8 = [𝑂𝐻 ] 
 
[OH-] = = 4,71 . 10 -5 mol/L 
 
 
pOH = - log [OH-] = - log [4,71 . 10 -5] = 4,33 
pH = 14 - 4,33 = 9,67 
 
 
 
 
 
 
*Valores retirados da literatura 
(aq) 4(aq) 1 
4 (aq) 2 (l) 3 4(aq) (aq) 2 
= 𝑥 
 
 
Figura 6: Fita com o pH da solução de NaHCO3. 
 
 
A cor visualizada corresponde a um pH de aproximadamente 9, e o pH 
calculado foi de 9,67 e com isso podemos afirmar que o pH visualizado na fita e o 
calculado também corresponde aproximadamente ao mesmo valor. 
 
4.5. Solução de NaH2PO4 
O Fosfato Monossódico é um acidulante, tampão e sequestrante que é 
ligeiramente ácido e muito solúvel em água. 
 
NaH2PO4(s) + H2O(l) ⇋ Na+ + H2PO- Ka * = 7,5.10-5 
H2PO - + H O ⇋ H PO + OH- Ka * = 6,3.10-8 
 
𝐾𝑎 
2 
 
2 
 
[𝑁𝑎𝐻 𝑃𝑂 ] 
2 4 
 −8 2 
6, 3. 10 
 𝑥 
0,1 
x = 7,93.10-5 mol/L 
 
 
Logo, 
 
pH = - log [H+] 
pH = - log [7,93.10-5] = 4,10 
 
 
 
 
 
 
 
*Valores retirados da literatura 
= 
(aq) 4(aq) 1 
4 (aq) 2 (l) 2 4 (aq) (aq) 2 
𝐾𝑎 
𝐾𝑏 = 1.10 
= 𝑥 
 
Figura 7: Fita com o pH da solução de NaH2PO4. 
 
 
A cor visualizada corresponde a um pH de aproximadamente 5, e o pH 
calculado foi de 4,10. Com isso podemos afirmar que o pH visualizado na fita e o 
calculado também corresponde aproximadamente ao mesmo valor. 
 
4.6. Solução de Na2HPO4 
O fosfato dissódico é um sal, que ao ser diluído em água, forma uma 
solução-tampão. 
 
Na2HPO4(s) + H2O(l) ⇋ 2Na+ + HPO2- Ka * = 6,3.10-8 
HPO 2- + H O ⇋ H PO - + OH - Ka *= 4,5.10-13 
 
𝐾𝑏 = 𝐾𝑤 
 
 
−14 
 
−8 
6,3.10 
Kb = 1,58.10–7 
−7 
1, 58. 10 
 
 
2 
 
0,1 
x = 1,25.10-4 mol/L 
 
 
 
 
 
*Valores retirados da literatura 
pOH = - log [OH-] = - log [1,25.10-4] = 3,9 
pH = 14 - pOH = 14 - 3,9 = 10,1 
2 (aq) (aq) 
CH3CO + H O ⇋ CH CO H + OH 
𝑥 
 
Figura 8: Fita com o pH da solução de Na2HPO4. 
 
 
A cor visualizada corresponde a um pH de aproximadamente 10, e o pH 
calculado foi de 10,1. Com isso podemos afirmar que o pH visualizado na fita e o 
calculado também corresponde ao mesmo valor. 
 
4.7. Solução de CH3CO2Na 
O acetato de sódio é um sal, resultado direto da reação entre o ácido acético 
com hidróxido de sódio. 
CH3CO2Na(s) + H2O(l) ⇋ CH3CO - + Na+ 
- - 
2 (aq) 2 (l) 3 2 (s) (aq) 
 
 
Sendo Ka* = 1,8.10-5 e Kw* = 1.10-14, 
 𝐾𝑤 
2
 
= 
𝐾𝑎 0,1 
 
−14 2 
 1.10 = 𝑥 
−5 
1,8.10 0,1 
x = 7,45.10-6 mol/L 
pOH = - log [OH-] = - log [7,45.10-6] = 5,13 
pH = 14 - pOH = 14 - 5,13 = 8,87 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
*Valores retirados da literatura 
4(aq) (aq) 
0,1 
 
Figura 9: Fita com o pH da solução de CH3CO2Na. 
 
 
A cor visualizada corresponde a um pH de aproximadamente 9, e o pH 
calculado foi de 8,87. Com isso podemos afirmar que o pH visualizado na fita e o 
calculado também corresponde aproximadamente ao mesmo valor. 
 
 
4.8. Solução de NH4OH 
O hidróxido de amônio é uma base, considerada fraca, e solúvel em água. 
NH4OH(aq) → NH+ + OH- 
 
Sendo Ka* = 1,8.10-5, 
 
2 
𝐾𝑎 = 𝑥 
−5 2 
1, 8. 10 
𝑥 
 
0,1 
x = 1,34.10-3 mol/L 
 
 
pOH = - log [OH-] = - log [1,34.10-3] = 2,87 
pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
*Valores retirados da literatura 
= 
(aq) 4 (aq) 
4 (aq) 2 (l) 3 (aq) 3 
4 (aq) 2 (l) 4 (aq) (aq) 1 
4 (aq) 2 (l) 2 4 (aq) (aq) 2 
𝐾𝑎 
𝐾𝑏 = 1.10 
= 𝑥 
 
 
Figura 10: Fita com o pH da solução de NH4OH. 
 
 
A cor visualizada corresponde a um pH de aproximadamente 12, e o pH 
calculado foi de 11,13. Com isso podemos afirmar que o pH visualizado na fita e o 
calculado também corresponde aproximadamente ao mesmo valor. 
 
4.9. Solução de Na3PO4 
O fosfato trissódico é um sal, que ao ser diluído em água, forma-se uma 
solução-tampão. Está disponível na maioria dos estabelecimentos comerciais de 
produtos químicos, como agente de limpeza. 
 
Na3PO4(aq) + H2O(l) → 3Na+ + PO 3- 
 
PO 3- + H O ⇋ HPO 2- + OH- Ka * = 7,5.10-3 
HPO 2- + H O ⇋ H PO - + OH- Ka * = 6,3.10-8 
H2PO - + H O ⇋ H PO4 + OH-(aq) Ka * = 4,5.10-13 
 
𝐾𝑏 = 𝐾𝑤 
 
 
−14 
 
−13 
4,5.10 
Kb = 2,2.10-2 
 
 
−2 
2, 2. 10 
 
2 
 
0,1 
x = 4,7.10-2 mol/L 
 
 
*Valores retirados da literatura 
(aq) 3 (aq) 
3 (aq) 2 (l) 3 (aq) (aq) 1 
3 (aq) 2 (l) 2 3(aq) (aq) 2 
𝐾𝑎 
𝐾𝑏 = 1.10 
= 𝑥 
pOH = - log [OH-] = - log [4,7.10-2] = 1,32 
pH = 14 - pOH = 14 - 1,32 = 12,68 
 
Figura 11: Fita com o pH da solução de Na3PO4. 
 
 
A cor visualizada corresponde a um pH de aproximadamente 14, e o pH 
calculado foi de 12,68. Com isso podemos afirmar que o pH visualizado na fita e o 
calculado também corresponde aproximadamente ao mesmo valor. 
 
4.10. Solução de Na2CO3 
O carbonato de sódio é um sal branco e translúcido. Ele endurece e se 
agrega quando exposto ao ar. Devido à formação de hidratos, pode ser produzido 
por cristalização adequada de seus depósitos naturais. 
 
Na2CO3(s) + H2O(l) → 2Na+ + CO 2- 
 
CO 2- + H O → HCO - + OH- Ka = 4,45.10-7 
HCO - + H O ⇋ H CO + OH- Ka = 4,7.10-11 
 
𝐾𝑏 = 𝐾𝑤 
 
 
−14 
 
−11 
4,7.10 
Kb = 2,13.10-4 
−4 
2, 13. 10 
 
 
2 
 
0,1 
x = 4,61.10-4 mol/L 
 
 
*Valores retirados da literatura 
pOH = - log [OH-] = - log [4,61.10-4] = 2,33 
pH = 14 - pOH = 14 - 2,33 = 11,67 
 
Figura 12: Fita com o pH da solução de Na2CO3. 
 
 
A cor visualizada corresponde a um pH de aproximadamente 12, e o pH 
calculado foi de 11,67. Com isso podemos afirmar que o pH visualizado na fita e o 
calculado também corresponde aproximadamente ao mesmo valor. 
 
 
 
 
SOLUÇÃO 
INDICADOR 
Fenolftaleína Alaranjado de 
metila 
Azul de bromotimol 
HCL Incolor Vermelho Amarelado 
NaOH Rosa Laranja Azul 
CH3CO2H Incolor Vermelho Amarelado 
NaHCO3 Rosa Claro Laranja Azul 
NaH2PO4 Incolor Laranja Amarelo 
Na2HPO4 Rosa Laranja Azul 
CH3CO2Na Incolor Laranja Verde Escuro 
NH4OH Rosa Laranja Azul 
Na3PO4 Rosa Laranja Azul 
Na2CO3 Rosa Laranja Azul 
Tabela 1: Resultados para a cor dos tubos com indicadores. 
Por se tratarem em sua maioria de análises a olho nu, com o uso de indicadores ácido-
base, a medição da escala do pH, quando feita em laboratório é por vezes muito incerta, porém é 
possível com isso obter um indicativo de qual realmente seja o resultado do pH da solução. Os 
dados observacionais sobre a análise do pH estão disponíveis na tabela abaixo: 
 
 
 
Tabela 2: Dados retirados da fita do Indicador universal. 
 
 
Figura 13: Resultados obtidos para o pH das soluções. 
 
 
Podemos visualizar claramente que dentre os 10, o primeiro (HCl) foi o que mais se 
destacoudos normais pela cor avermelhada no papel, o que indica seu caráter ácido, visto que por 
ser forte, a dissociação deste ácido é praticamente completa. De forma similar o processo acontece 
com o NaOH e as demais bases, que neste caso, apresentam um tom mais próximo de um azul 
escuro. Já o 5. 6 e 8 apresentam um caráter de transição, e um pH mais próximo de 5. 
5. Conclusão 
 
A partir dos experimentos feitos, foi possível analisar que é indispensável o uso correto 
das vidrarias, equipamentos e medições para uma melhor precisão na hora dos resultados. Bem 
como, o entendimento de fato, com relação ao comportamento do pH depende do soluto e da 
sua concentração. 
6. Referências Bibliográficas 
 
 
1. VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 5 ed. Mestre Jou, 1981. ATKINS, P. W.; 
JONES, Loretta 
2. J.B. Russel, "Química Geral", Trad. Geraldo Vicentini et alii, São Paulo, McGraw 
Hill, 1982. 
3. N.N. Greenwood & A. Earhshaw, "A Chemistry of the Elements'', Oxford, Pergamon 
Press, 1984. 
4. V. Semishin, "Laboratory Exercises in General Chemistry", Peace Publishers, 
Moscow.