Equilíbrio Ácido-Base

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS (UFAL)
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA (IQB)
	
AURELIANO ALVES CARDOSO
RODRIGO SILVA DOS SANTOS SOARES
YGOR FARIAS DE OLIVEIRA
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE: INDICADORES
MACEIÓ-AL
AGOSTO DE 2024
AURELIANO ALVES CARDOSO
RODRIGO SILVA DOS SANTOS SOARES
YGOR FARIAS DE OLIVEIRA
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE: INDICADORES
Relatório referente ao experimento de indicadores ácido-base da disciplina EQUI027 - Laboratório de Química 3 do curso de Engenharia Química da Universidade Federal de Alagoas.
Prof. Dra. Fabiane Caxico de Abreu Galdino
MACEIÓ-AL
AGOSTO DE 2024
RESUMO
Adicionar. Esses indicadores são, portanto, ferramentas indispensáveis em química analítica, permitindo a visualização rápida e eficaz das mudanças de pH, facilitando assim a análise e a compreensão das propriedades ácido-base das substâncias estudadas.
Palavras-chave: Indicadores, Ácidos e Bases, pH.	
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO	4
2. OBJETIVOS	5
3. METODOLOGIA	5
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO	5
5. CONCLUSÃO	11
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	12
1. Introdução
Os indicadores ácido-base são substâncias utilizadas para determinar a acidez ou alcalinidade de uma solução, mudando de cor em resposta à variação do pH. Esses indicadores são frequentemente usados em titulações, uma técnica essencial em laboratórios químicos para analisar a concentração de soluções. Cada indicador possui um intervalo de pH específico em que ocorre a mudança de cor, permitindo a identificação visual do ponto final da titulação.	
A fenolftaleína é um dos indicadores mais conhecidos e utilizados, particularmente em titulações de ácidos fortes com bases fortes. Este indicador é incolor em soluções ácidas e neutras, mas assume uma cor rosa em soluções alcalinas, geralmente em um intervalo de pH de 8,20 a 10,00. O alaranjado de metila é outro indicador importante, especialmente útil em titulações de ácidos fortes com bases fracas. Ele apresenta uma transição de cor de vermelho em soluções ácidas (pH < 3,10) para amarelo em soluções neutras e alcalinas (pH > 4,40). O azul de bromotimol é empregado em diversas titulações devido ao seu intervalo de pH, que vai de amarelo em soluções ácidas (pH < 6,00) a azul em soluções alcalinas (pH > 7,60).
Fenolftaleína
Alaranjado
de Metila
Azul de Bromotimol
Fonte: https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
A mudança de cor nos indicadores ácido-base pode ser explicada pela equação geral de dissociação do indicador:
De modo que representa a forma protonada do indicador, e a forma desprotonada. A constante de dissociação ácida () do indicador é crucial para determinar o pH no qual a mudança de cor ocorre. Em geral, a mudança de cor é visível quando o pH da solução está dentro de uma unidade de pH acima ou abaixo do do indicador (). Portanto, a escolha do indicador apropriado depende da faixa de pH da reação química em questão e da precisão necessária na determinação do ponto final da titulação.
2. Objetivos
· Compreender o funcionamento dos indicadores de pH;
· Calcular o pH de soluções de ácidos, bases e seus respectivos sais; 
· Prever a cor das soluções - cujo pH foi calculado - com indicadores diversos;
· Comparar a cor de cada solução com a prevista pela literatura.
3. Metodologia
Tabela 1. Materiais e reagentes
	Materiais
	Reagentes
	
	
	
	
4. Resultados e Discussão
Em relação aos papéis indicadores, as observações são as seguintes: O HCl é um ácido forte com pH muito baixo, próximo de 1. Por isso, o papel indicador de pH torna-se vermelho em soluções ácidas fortes, indicando um pH bastante abaixo de 4. Em contraste, o NaOH é uma base forte com pH muito alto, próximo de 14, e o papel indicador de pH torna-se azul em soluções básicas fortes, indicando um pH acima de 9.
O ácido acético (CH3CO2H) é um ácido fraco. A solução de ácido acético tem um pH ácido, mas não tão baixo quanto o do HCl, resultando em uma cor laranja, que indica um pH entre 4 e 6. O bicarbonato de sódio (NaHCO3) é uma base fraca e levemente básica. Nesse caso, a cor azul indica que o pH é levemente alcalino, geralmente entre 8 e 9.
O NaH2PO4 (dihidrogenofosfato de sódio) é uma solução levemente ácida. A cor verde clara sugere um pH que varia de neutro para levemente ácido nessa situação, tipicamente entre 6 e 7. Já o Na2HPO4 (hidrogenofosfato de sódio) é uma solução levemente básica, com a cor verde indicando um pH na faixa de 7 a 8, que é levemente alcalino.
O acetato de sódio (CH3CO2Na) é uma base fraca. A cor verde escuro indica um pH entre neutro e alto, geralmente entre 8 e 9, tornando a solução bastante básica. O hidróxido de amônio (NH4OH), também uma base fraca, apresenta uma cor verde clara, sugerindo nesse caso um pH entre neutro e levemente alcalino, entre 7 e 8.
O fosfato de sódio (Na3PO4) é uma base forte e resulta em um pH bastante alto. A cor roxa do papel indicador de pH indica um pH muito alto, geralmente acima de 12. Da mesma forma, o carbonato de sódio (Na2CO3) é uma base forte, e a cor azul escuro sugere um pH muito alto, geralmente na faixa de 11 a 12. Em resumo, as informações sobre os papéis indicadores podem ser vistas na tabela 2 e na figura 4.
Tabela 2. Tabela de cores dos papéis indicadores
	Solução
	Cor do papel indicador
	1
	vermelho
	2
	azul
	3
	laranja
	4
	azul
	5
	verde claro
	6
	verde
	7
	verde escuro
	8
	verde claro
	9
	roxo
	10
	azul escuro
Figura 4. Papéis indicadores
			Fonte: Autores
Para a solução de HCl (Tubo 1), que é um ácido forte com pH muito baixo, o fenolftaleína permanece incolor, pois não muda de cor em soluções ácidas. O alaranjado de metila torna-se vermelho, indicando a acidez forte da solução, enquanto o azul de bromotimol apresenta uma coloração amarelo-claro, sinalizando um pH baixo.
Na solução de NaOH (Tubo 2), uma base forte com pH elevado, a fenolftaleína torna-se rosa, refletindo a alta alcalinidade. O alaranjado de metila, sendo amarelo, confirma a basicidade da solução. O azul de bromotimol permanece azul, o que é típico em soluções básicas fortes, indicando um pH alto.
O ácido acético (CH3CO2H) no tubo 3, sendo um ácido fraco, não altera a cor da fenolftaleína, que permanece incolor. O alaranjado de metila adota uma tonalidade vermelho-alaranjada, sugerindo uma acidez moderada. O azul de bromotimol, por sua vez, assume uma cor amarelo-claro, devido ao caráter ácido, embora o ácido acético seja menos ácido do que o HCl.
O bicarbonato de sódio (NaHCO3) no tubo 4, que é uma base fraca, apresenta um ligeiro tom rosa na fenolftaleína, indicando uma base leve. O alaranjado de metila torna-se amarelo, evidenciando a natureza levemente básica da solução. O azul de bromotimol exibe uma cor azul, típica de soluções levemente básicas.
No tubo 5, o NaH2PO4 (dihidrogenofosfato de sódio) é uma solução levemente ácida. A fenolftaleína permanece incolor, sem alteração, enquanto o alaranjado de metila torna-se amarelo, evidenciando a acidez. O azul de bromotimol mantém a cor azul, indicando um pH que não é suficientemente ácido para alterar sua cor.
O Na2HPO4 (hidrogenofosfato de sódio) no tubo 6, sendo levemente básico, resulta em uma cor ligeiramente rosa na fenolftaleína, que reflete uma base leve. O alaranjado de metila permanece amarelo, indicando que a solução é levemente básica. O azul de bromotimol também é azul, correspondente ao pH levemente básico.
O acetato de sódio (CH3CO2Na) no tubo 7, uma base fraca, não altera a cor da fenolftaleína, que continua incolor. O alaranjado de metila torna-se amarelo, como esperado para uma base fraca. O azul de bromotimol apresenta uma tonalidade azul-claro, refletindo a basicidade moderada da solução.
No tubo 8, o hidróxido de amônio (NH4OH) é uma base fraca que faz a fenolftaleína ficar rosa, mostrando sua alcalinidade. O alaranjado de metila adota uma cor amarela, e o azul de bromotimol permanece azul, confirmando que a solução é básica.
O fosfato de sódio (Na3PO4) no tubo 9, uma base forte, resulta em uma fenolftaleína rosa forte, indicando uma base muito alcalina. O alaranjado de metila permaneceamarelo, e o azul de bromotimol mantém sua cor azul, sinalizando um pH muito alto.
Finalmente, o carbonato de sódio (Na2CO3) no tubo 10, outra base forte, também faz com que a fenolftaleína fique rosa forte. O alaranjado de metila torna-se amarela-alaranjada, e o azul de bromotimol é azul, indicando uma solução com pH elevado.
Cada indicador possui uma estrutura química única que afeta como ele interage com a luz em diferentes condições de pH. A mudança de cor de um indicador é causada pela alteração na estrutura de suas moléculas, que influencia a forma como essas moléculas absorvem e emitem luz. Eles possuem intervalos de pH específicos no qual a mudança de cor ocorre. Mesmo se dois indicadores estão em soluções com o mesmo pH, eles podem ter diferentes pontos de transição, ou seja, diferentes intervalos de pH em que mudam de cor. Isso significa que a cor observada depende não apenas do pH, mas também da faixa de transição do indicador. 
Os resultados demonstram como diferentes indicadores reagem a variações de pH, e podem ser visualizados na tabela 3. A fenolftaleína é eficaz em detectar soluções básicas, pois muda de incolor para rosa em pH acima de 9. O alaranjado de metila muda de vermelho para amarelo com a mudança de pH de ácido para básico e muda de cor em uma faixa de pH mais ampla, do vermelho em pH < 3.1 e para amarelo em pH > 4.4, e o azul de bromotimol muda de amarelo para azul, dependendo da acidez ou basicidade da solução, onde é amarelo em pH < 6.0 e azul em pH > 7.6. Essas mudanças são consistentes com os intervalos de pH específicos dos indicadores.
Tabela 3. Tabela de cores dos indicadores
	Solução
	Fenolftaleína
	Alaranjado de Metila
	Azul de Bromotimol
	1
	incolor
	vermelha
	amarelo-claro
	2
	rosa
	amarela
	azul
	3
	incolor
	vermelha-alaranjada
	amarelo-claro
	4
	ligeiramente rosa
	amarela
	azul
	5
	incolor
	amarela
	azul
	6
	ligeiramente rosa
	amarela
	azul
	7
	incolor
	amarela
	azul-claro
	8
	rosa
	amarela
	azul
	9
	rosa forte
	amarela
	azul
	10
	rosa forte
	amarela-alaranjada
	azul
As colorações dos tubos com os indicadores podem ser visualizadas melhor nas figuras de 5 a 15 abaixo.
Figura 5: Tubos 1			Figura 6: Tubos 2
	
Fonte: Autores			Fonte: Autores
Figura 7: Tubos 3			Figura 8: Tubos 4
	
Fonte: Autores			Fonte: Autores
Figura 9: Tubos 5			Figura 10: Tubos 6
		
Fonte: Autores			Fonte: Autores
Figura 11: Tubos 7				Figura 12: Tubos 8
	
Fonte: Autores				Fonte: Autores
Figura 13: Tubos 9				Figura 14: Tubos 10
	
Fonte: Autores				Fonte: Autores
5. Conclusão
Os experimentos realizados demonstram a aplicação prática dos conceitos de acidez, basicidade e a utilização de indicadores para medir pH. Eles confirmam a eficácia dos indicadores em refletir a natureza das soluções e fornecem uma compreensão aprofundada dos princípios químicos envolvidos na determinação de pH.
6. Referências Bibliográficas
[1] Skoog et al.; Fundamentos de Química Analítica, Tradução da 9ª Edição Americana. São Paulo, Cenage Learning, 2021.
[2] Harris, Daniel C.; Análise Química Quantitaiva, 8ª Edição. Rio de Janeiro, LTC, 2012. 
[3] PubChem, 2024. Disponível em: https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. Acesso em: 4 de ago. de 2024.
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