RELATÓRIO DE EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE.pdf

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QUÍMICA GERAL (QFL0137) 
RELATÓRIO EXPERIÊNCIA 7: 
EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ROBSON OLIVEIRA (10321779) 
LUCIANO M. B. SANTOS (5126503) 
ANDRÉ HENRIQUEZ SILVA (10353692) 
ARTHUR Y. KOKETSU (10353688) 
 
DOCENTE: PEDRO VIDINHA 
 
02/06/2017 
 
 RESUMO 
 
Neste experimento foram preparados sistemas ácido-base em 
equilíbrio, verificando os efeitos da concentração sobre o equilíbrio a partir 
da análise do pH por meio de indicadores ácido-base. Foi verificada também 
a eficácia de indicador ácido-base natural, obtido de vegetais, a partir da 
análise de diversas substâncias com variados PH, e da titulação de solução 
de ácido clorídrico. Foram comparados, então, os resultados do indicador 
natural, com os resultados obtidos através de indicadores clássicos. 
 
 
I. INTRODUÇÃO 
 
A. SOLUÇÃO TAMPÃO 
Uma solução tampão é uma solução aquosa consistindo de um ácido 
fraco e sua base conjugada que resiste a variações no pH quando pequenas 
quantidades de ácido ou base são adicionados a ela, tendo diversas 
aplicações químicas. Na natureza, encontramos este tipo de sistema no 
sangue humano na forma do tampão bicarbonato/ácido carbônico (1), com 
o seguinte equilíbrio: 
𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻2 𝐶𝑂3 ↔ 𝐻𝐶𝑂3
− + 𝐻+ 
A solução tampão pode ser de natureza alcalina, tendo pH básico, ou 
de natureza ácida, tendo pH ácido. 
Uma solução tampão deve conter algo que removerá os íons 
hidróxido e hidrogênio adicionados. Para isso, as soluções ácidas e alcalinas 
trabalham de formas diferentes (2): 
 
• TAMPÃO ÁCIDO: para tampões ácidos, temos um ácido 𝐻𝐴 que se 
dissocia como na seguinte equação: 
 
1) 𝐻𝐴 ↔ 𝐻+ + 𝐴− 
 
 
Adicionando um sal da base conjugada 𝑆𝐴 à solução faz com que o 
equilíbrio, segundo o princípio de Le Châtelier, seja deslocado para a 
esquerda. A solução conterá, então, grande quantidade de ácido 𝐻𝐴 não-
ionizado, grande quantidade de 𝐴−, e íons 𝐻+ atuando para a diminuição do 
pH. 
Quando um ácido é adicionado à solução, os íons 𝐻+ reagirão com a 
base conjugada, formando 𝐻𝐴, fazendo com que não haja grande alteração 
do pH. 
Quando uma base é adicionada à solução, ela poderá reagir de duas 
formas. Os íons 𝑂𝐻− podem reagir com o ácido, resultando na equação: 
2) 𝐻𝐴 + 𝑂𝐻− ↔ 𝐴− + 𝐻2𝑂 
Ou os íons 𝑂𝐻− podem reagir com os íons 𝐻+ resultando na equação: 
3) 𝑂𝐻− + 𝐻+ ↔ 𝐻2𝑂 
Assim, o equilíbrio da equação 1 é deslocado para a direita, formando 
mais íons 𝐻+, que consumirão o 𝑂𝐻− para formar água. 
 
•TAMPÃO BÁSICO: para tampões básicos, temos uma base 𝐵𝑂𝐻 que se 
ioniza como na seguinte equação: 
4) 𝐵𝑂𝐻 ↔ 𝐵+ + 𝑂𝐻− 
Adicionando um sal da base conjugada 𝑆𝐵 à solução faz com que o 
equilíbrio, segundo o princípio de Le Châtelier, seja deslocado para a 
esquerda. A solução conterá, então, grande quantidade de base 𝐵𝑂𝐻 não-
ionizada, grande quantidade de 𝐵+, e íons 𝑂𝐻− atuando para o aumento do 
pH. 
Quando um ácido é adicionado à solução, ele poderá reagir de duas 
formas. Os íons 𝐻+ podem reagir com a base, resultando na seguinte 
equação: 
5) 𝐵𝑂𝐻 + 𝐻+ ↔ 𝐵+ + 𝐻2𝑂 
Ou os íons 𝐻+ podem reagir com o 𝑂𝐻−, resultando na equação 3. 
Assim, o equilíbrio da equação 4 é deslocado para a direita, formando íons, 
que consumirão o 𝐻+ para formar água. 
 
A solução tampão conterá diferentes concentrações de ácido e sal 
conjugado dependendo o pH que se deseja da solução. Tomando como 
exemplo um tampão ácido, teremos para o cálculo do PKa a seguinte 
equação: 
𝑝𝐾𝑎 = 
[𝐻+][𝐴−]
[𝐻𝐴]
 
 
Como o equilíbrio da equação 1 foi deslocado para a esquerda, a 
quantidade de íons 𝐴− provenientes do ácido será negligenciável. Portanto, 
para o cálculo do PKa, e consequentemente do pH, a concentração de 𝐴− 
será dada pela concentração da base conjugada 𝑆𝐴 adicionada. Assim, 
sabendo o pKa do ácido utilizado, pode-se calcular as concentrações que 
devem ser utilizadas para obter um tampão com um determinado pH (2). O 
cálculo do pH desejado é dado, também, através da fórmula de Henderson-
Hasselbach, tal como: 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
[𝐻+][𝐴−]
[𝐻𝐴]
 
 
B. INDICADORES ÁCIDO-BASE 
Uma das maneiras de determinação do pH é a utilização de um medidor 
de pH que consiste no uso de um eletrodo capaz de medir a concentração 
de 
3H O

. O modo mais simples, porém, baseia-se no uso de uma substância 
que tende a alterar sua cor em função do pH. Tal substância se denomina 
indicador ácido-base. Esta alteração de cor se dá porque o indicador é um 
ácido fraco (HIn) que, em 
7pH 
 tem uma determinada cor e em pH básico 
possui cor diferente. A reação que descreve o equilíbrio químico do 
indicador é: 
( ) 2 ( ) 3 ( ) ( )aq l aq aqHIn H O H O In
   
 
E a constante de equilíbrio KIn: 
3[ ][ ]
[ ]
In
H O In
K
HIn
 
 
 
No momento em que ocorre o equilíbrio, a concentração dos íons In- 
é igual à concentração de HIn e, portanto, 
3[ ]InK H O

; ou seja, 
InpK pH
. 
A variação de cor ocorre em 
1InpK pH 
. 
 A escolha conveniente de um indicador depende do ponto de 
viragem da substância em análise. Por exemplo, a fenolftaleína é 
apropriada para titulações com ponto de viragem próximo de 
9pH
. Já o 
alaranjado de metila é útil em 
4pH
 e o verde de bromocresol, 
5pH
. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
C. PIGMENTOS NATURAIS EM PLANTAS E SUAS RESPOSTAS AO PH 
 
Das diversas moléculas relacionadas aos pigmentos das plantas, as duas 
famílias que podem ser citadas quanto as suas respostas à variação de pH 
são as antocianinas, responsáveis por cores azul, e as betalainas, 
responsáveis por cores vermelha e amarela (4). 
As betalainas são moléculas solúveis em água, derivadas de indóis, e que 
correspodem às cores vermelha e amarela encontradas em vegetais como 
a beterraba. Dentre as betalainas, podemos citar a betanina, isobetanina, 
probetanina, neobetanina, vulgaxantina, miraxantina, portulaxantina e 
indicaxantina, onde a betanina recebe destaque, pois sua cor varia com o 
pH, podendo ser útil como indicador ácido-base: vermelha entre valores de 
Figura 1: Escolha do indicador. (3, p. 517) 
 
4 a 5, tornando-se violeta com o aumento do pH. Quando se atinge valores 
alcalinos, a betanina sofre hidrólise e toma uma coloração amarela-marrom 
(5). 
 
Figura 2: molécula de betanina 
 
As antocianinas são moléculas solúveis em água, parentes dos 
flavonoides, que correspondem às cores azul e roxo que ocorrem em 
vegetais como o repolho roxo e açaí, e em plantas do gênero Tibouchina, 
também conhecidas como quaresmeiras. Dentre as antocianinas, podemos 
citar a cianidina, delfinidina, malvidina, pelargonidina, peonidina e a 
petunidina, podendo destacar-se a cianidina e a peonidina, pois suas cores 
variam com o pH, podendo ser usadas como indicadores ácido-base. A 
cianidina, encontrada no repolho roxo, possui coloração vermelha em pH’s 
menores que 3, violeta em pH 7 ou 8, e azul em pH’s maiores que 11. A 
peonidina aparenta tons de vermelho em pH’s ácidos, tornando-se azul em 
pH’s básicos. (6) (7) (8) 
 
 
 
 
 
 
 
1 Imagem retirada de https://en.wikipedia.org/wiki/Betanin. 
1 Imagem retirada de http://www.sciencemadness.org/smwiki/index.php/Anthocyanin. 
Figura 3: gama de cores das antocianin 1 
 
 
 
 
 
 
 Imagem retirada de https://en.wikipedia.org/wiki/Peonidin 
 
II.DESCRIÇÃO EXPERIMENTAL 
 
A) EFEITO DO ÍON COMUM EM EQUILÍBRIO DE DISSOCIAÇÃO DE ÁCIDO 
FRACO 
 
Tomou-se dois tubos de ensaio e colocou-se 2 mL de solução de ácido 
acético em cada; foi adicionado então, indicador universal a ambos os 
tubos, verificando-se coloração vermelha e, portanto, pH=4. Em seguida, a 
um dos tubos foi adicionado 3 mL de água destilada, não sendo verificado 
alteração de pH, apenas um clareamento da cor inicial. Ao outro tubo, foi 
adicionado 3 mL de acetado de sódio, neste verificou-se mudança de cor de 
vermelho para laranja, caracterizando pH=5. 
 
 
B) EFEITO DO ÍON COMUM EM EQUILIBRIO DE DISSOCIAÇÃO DE BASE 
FRACA 
 
 
Em dois tubos de ensaio foi colocado 2mL de solução de hidróxido de 
amônio, pingou-se gotas de indicador universal observando-se cor roxa, 
portanto pH=10. Em um dos tubos, foi adicionado 3mL de água destilada, 
clareando a cor roxa, porém, não variando o pH. Ao segundo tubo 
adicionou-se 3 mL de cloreto de amônio, verificando-se mudança de cor de 
roxo para azul, indicando, portanto, pH=9. 
 
 
C) ESTUDO DA SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
 
Figura 4: molécula de peonidina. Figura 5: molécula de cianidina. 
 
Foram preparadas duas soluções em tubos de ensaio separados, cada 
uma contendo 2,5 mL de ácido acético e 2,5 mL de acetato de sódio 0,4 
mol/L. Tendo em solução indicador universal, o pH era 5 com cor laranja. 
Adicionou-se em um dos tubos solução de ácido clorídrico 0,1 M não 
ocorrendo alteração no pH. Ao segundo tubo adicionou-se solução de 
hidróxido de sódio 0,1 M, não havendo mudança também. Por fim foi 
preparada uma solução com 6mL de ácido acético 0,1M; esta foi separada 
em dois tubos de ensaio: em um colocou-se HCl, sendo indicado pH=3 
através da cor vermelha. Na outra parte da solução foi adicionado NaOH 
indicando pH=9 através de papel indicador. 
 
D) PH DE SOLUÇÕES DE SAIS 
 
Tinha-se disponível em laboratório as seguintes soluções: cloreto de 
amônio (0,4M) acetato de sódio (0,4M), carbonato de sódio (0,1M), 
hidrogenocarbonato de sódio (0,1M), hidrogenossulfato de potássio 
(0,1M), fosfato de sódio (0,1M), monohidrogenofosfato de sódio (0,1M), 
dihidrogenofosfato de sódio (0,1M) e nitrato de alumínio (0,1M). Algumas 
gotas de cada uma foram colocadas em vidros de relógio separados, tendo 
em cada qual um papel indicador, este mostrou diferentes valores de pH 
para cada amostra. 
 
 
E) INDICADORES ÁCIDO-BASE EXTRAÍDOS DE PLANTAS (ANTIOCINAS) 
 
Foram picadas pétalas de flor roxa e então pesadas em uma balança 
semi-analítica, obtendo-se 3,5 g destas; adicionou-se em seguida 20mL de 
água destilada em um béquer contendo-as, sendo o sistema colocado para 
ferver; esta ebulição foi mantida por três minutos. Deixou-se resfriar até a 
temperatura ambiente decantando-se a mistura e separando a solução das 
pétalas. Em diferentes tubos de ensaio foram adicionadas gotas do extrato 
obtido nas seguintes soluções: 
 
- HCl (0,1M) 
- NaHCO3 
- CH3COONa 
- Na2CO3 
-NaOH (0,1M) 
 
F) TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 
 
Em erlenmeyers separados, foi colocado 25 mL de solução 0,1M de ácido 
clorídrico; adicionou-se a um dos frascos, duas gotas de fenolftaleína, ao 
outro, dez gotas do extrato vegetal; a primeira era incolor, já a segunda 
tinha cor inicial rosa. Preparou-se em uma bureta, solução 0,1M de 
hidróxido de sódio para se fazer uma titulação. Primeiro utilizou-se a 
solução com fenolftaleína. Em seguida repetiu-se o preparo e titulação, 
agora da solução contendo extrato vegetal, 
 
 
III. DISCUSSÃO 
 
A. EFEITO DO ÍON COMUM EM EQUILÍBRIO DE DISSOCIAÇÃO DE 
ÁCIDO FRACO 
 
Em dois tubos de ensaio foi colocado 40 gotas de ácido acético 
(incolor). Após a adição do indicador universal a solução passou a 
apresentar coloração vermelha de PH iguala 4. Portanto nota-se um 
caráter ácido, devido a liberação de hídrons e acetato em solução 
(definição de Bronsted-Lowry). 
Ao adicionar agua destilada, apenas ocorreu a diluição da solução, ou 
seja, adicionou-se mais solvente. Como não houve adição de novas 
substancias, não se verificou alteração na cor da solução e no PH. 
Em um segundo tubo de ensaio, adicionou-se acetato de sódio e 
verificou-se que a solução obteve coloração laranja e o PH mudou para 
5. O acetato de sódio se dissocia em íons que influenciam diretamente 
no equilíbrio da solução inicial. Com a presença de um íon já existente 
no sistema, a reação sofre um desequilíbrio e, portanto, deve se deslocar 
para alcançar o equilíbrio novamente. 
 
 
 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(aq) ↔ 𝐻˖ (𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂 ̅ (𝑎𝑞) 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(aq) + 𝐻2𝑂(aq) ↔ 𝐻30˖(𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂 ̅ (𝑎𝑞) 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎(aq) ↔ 𝑁𝑎˖ (𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂 ̅ (𝑎𝑞) 
 
 Na solução com ácido fraco, o íon comum acarreta aumento no PH e 
mudança na coloração, devido ao aumento na quantidade de acetato, que 
desloca a reação para esquerda e diminui a quantidade de hidrônio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
B. EFEITO DO ÍON COMUM EM EQUILÍBRIO DE DISSOCIAÇÃO DE BASE 
FRACA 
 
A solução de hidróxido de amônio, apresentou PH igual a 10 e coloração 
rosa, após a adição de indicador universal. No primeiro tubo de ensaio foi 
Figura 6: soluções do procedimento A 
 
efetuada uma diluição em que não se verificou mudança significativa na 
coloração e no PH da solução inicial. No segundo tubo, em que foi 
adicionado cloreto de amônio, houve mudança na coloração de rosa para 
uso e PH passou a ser 9. 
O efeito observado pode ser explicado pelo mesmo mecanismo do 
experimento anterior. A dissociação do cloreto de amônio, causou aumento 
na quantidade de cátions amônio, e consequentemente a reação se desloca 
para esquerda, diminuído assim a quantidade de hidroxilas. 
 
𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑞) ↔ 𝑁𝐻4˖(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻 ̅ (𝑎𝑞) 
𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑎𝑞) ↔ 𝑁𝐻4˖(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙 ̅ (𝑎𝑞) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 7: Soluções do procedimento B 
 
C. ESTUDO DE SOLUÇÃO TAMPÃO 
As duas soluções preparadas apresentam PH igual a 5, pois o ácido 
acético é fraco e se dissocia pouco, ou seja, libera pequena quantidade de 
hídrons. 
O acetato de sódio atua como tampão da solução, tendo como objetivo 
impedir variações no PH das soluções ao adicionar ácidos e bases fortes. 
Isso se comprova no experimento, pois a solução tampão foi comparada 
com uma solução de ácido acético somente e nesta verificou-se variações 
no PH com adição de ácido e base fortes. 
Em uma solução tampão não há variação de PH, pois estão presentes 
espécies químicas que consomem hidroxilas (OH ̅) e hídrons (H˖), que não 
se neutralizam pois consistem em pares conjugados ácido base. Na 
introdução já foram abordados conhecimentos técnicos acerca de soluções 
tampões, porém seu funcionamento se baseia, principalmente, em 
equilíbrios químicos e suas constantes. 
 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(aq) ↔ 𝐻˖ (𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂 ̅ (𝑎𝑞) 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎(aq) ↔ 𝑁𝑎˖ (𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂 ̅ (𝑎𝑞) 
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) ↔ 𝑁𝑎˖(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻 ̅ (𝑎𝑞) 
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) ↔ 𝐻˖(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙 ̅(𝑎𝑞) 
O acetato de sódio se dissocia em dois íons. O acetato possui capacidade 
de consumir hídrons, enquanto que o íon sódio tem capacidade de 
consumir hidroxilas. A partir desse conceito, é possível entender porque 
não há variação de PH. 
 
 
 
 
 
 
Figura 8: Soluções do procedimento C 
 
D. PH DE SOLUÇÃO DE SAIS 
 
Nesse procedimento, com uso de papel indicador, foi medido o PH de 
diferentes substancias para serão utilizadas como base no próximoprocedimento. Utilizando a definição de Bronsted-Lowry para ácido e base, 
foi determinado o caráter de cada substancia. A seguir serão apresentadas 
as equações de dissociação para cada substância 
 
𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑎𝑞) ↔ 𝑁𝐻4˖(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙 ̅ (𝑎𝑞) 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎(aq) ↔ 𝑁𝑎˖ (𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂 ̅ (𝑎𝑞) 
𝑁𝑎2𝐶𝑂3(𝑎𝑞) ↔ 𝑁𝑎˖ (𝑎𝑞) + 𝐶𝑂32 ̅ (𝑎𝑞) 
𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞) ↔ 𝑁𝑎˖ (𝑎𝑞) + 𝐻𝐶𝑂3 ̅ (𝐴𝑄) 
𝐾𝐻𝑆𝑂4(AQ) ↔ 𝐾˖ (AQ) + 𝐻𝑆𝑂4 ̅ (AQ) 
𝑁𝑎3(𝑃𝑂4) (aq) ↔ 𝑁𝑎˖ (𝑎𝑞) + 𝑃𝑂4 3 ̅ (aq) 
𝑁𝑎2(𝐻𝑃𝑂4)(aq) ↔ 𝑁𝑎˖ (𝑎𝑞) + 𝐻𝑃𝑂42 ̅(aq) 
𝑁𝑎(𝐻2𝑃𝑂4)(aq) ↔ 𝑁𝑎˖ (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑃𝑂4 ̅ (aq) 
𝐴𝑙(𝑁𝑂3)3 (aq) ↔ 𝐴𝑙3˖ (aq) + 𝑁𝑂3 ̅ (aq) 
 (Figura 9: equações de dissociações de sais para verificar o PH) 
 
O cloreto de amônio apresentou PH igual a 7 e solução verde, 
indicando que a substancia tem caráter neutro, pois não libera hídrons e 
hidroxila. O acetato de sódio indicou PH de 8 e solução de cor verde, logo a 
substância também é neutra. 
O carbonato de sódio indicou PH 11 e solução de coloração rosa, 
portanto, a substancia tem caráter básico, o que se deve a reação de íon 
sódio com hidroxila da agua, formando uma base forte. 
O hidrogenocarbonato de sódio indicou PH=9 e coloração verde. Essa 
solução tem caráter neutro, pois mesmo com formação de uma base forte 
(NaOH), também há formação de ácido carbônico (H2CO3). A formação 
 
desse ácido fraco já é suficiente para diminuir o PH, em comparação a 
substancia anterior. 
O hidrogenossulfato de potássio indicou PH= 2 e coloração rosa. A 
substancia tem caráter ácido pois o aníon interage com agua formando um 
ácido forte. O fosfato de sódio indicou PH= 12 e coloração azul escura, 
tendo um caráter básico devido a formação do hidróxido de sódio (base 
forte). 
O monohidrogenofosfato de sódio indicou PH=8 e coloração 
esverdeada, pois há formação de ácido e base forte, ao interagir com agua. 
 
O dihidrogenofosfato indicou PH= 7 e sem mudança de cor. Isso se 
deve a formação de ácido e base forte, quando os íons interagem com água. 
Por fim o nitrato de alumínio indicou PH= 3 e coloração vermelha, devido a 
formação de um ácido forte ao interagir com agua. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 10: Análise de PH das substâncias 
 
E. INDICADORES ÁCIDO-BASE EXTRAÍDOS DE PLANTAS 
(ANTOCIANINAS) 
 
Nesse procedimento preparou-se uma solução a partir de 
substâncias de pétalas de flores, e foi testada sua capacidade para atuar 
como indicador ácido-base. O extrato vegetal obtido apresenta coloração 
roxa. Os efeitos observados foram dispostos no dispostos na tabela a seguir. 
 
Substância adicionada Efeito verificado com extrato 
vegetal 
HCl (0,1M) Solução passou de roxo para rosa 
NaHCO3 Solução passou de roxo para verde 
CH3COONa Solução passou de roxo para azul 
esverdeado 
Na2CO3 Solução passou de roxo para verde 
NaOH (0,1M) Solução passou de roxo para 
amarela 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 11: Análise de efeito do indicador de extrato vegetal 
 
Na medida em que a escala do indicador tem como base os valores 
de pH, ela é logarítmica, que significa que uma variação de 1 unidade de pH 
corresponde a uma variação de dez vezes na concentração do íon. Logo 
para que o extrato vegetal atue como indicador ácido-base deve conseguir 
responder a uma mudança sensível no PH. 
 Analisando os dados obtidos anteriormente, pode-se concluir que o 
extrato vegetal obtido pode ser utilizado como indicador ácido-base, pois 
apresenta 3 cores diferentes para os três parâmetros de PH: 
- Em meio ácido apresenta coloração rosa 
- Em meio neutro apresenta coloração roxa 
- Em meio básico apresenta coloração amarela 
As substâncias presentes em folhas vermelhas, flores de pétalas 
coloridas e no extrato de repolho roxo; que o fazem mudar de cor em ácidos 
e bases são as antocianinas. As antocianinas são responsáveis pela 
coloração rosa, laranja, vermelha, violeta e azul da maioria das flores. 
Como há diversos espectros de cor, é possível utilizar esses 
compostos como indicadores já que reagem conforme as variações de PH. 
 
F. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 
 
Neste último procedimento foi testado, de maneira pratica, a capacidade 
do extrato vegetal em atuar como um indicador ácido-base. Em 
comparação com a fenolftaleína, ambos foram usados em processo de 
titulação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na solução que continha fenolftaleína foram consumidos 27,5 ml de 
hidróxido de sódio, para atingir o ponto de virada em que a solução 
inicialmente incolor passa a ter cor rosa. 
Em outra amostra, agora contendo o extrato vegetal, foram consumidos 
27,8ml de hidróxido de sódio para atingir o ponto de virada, em que a 
coloração passa de rosa para azul. 
Analisando os resultados obtidos percebe-se que não houve muita 
variação no volume utilizado para a titulação, nos dois indicadores. Logo 
ambos podem ser utilizados como indicadores ácido-base, porem a 
fenolftaleína deve ser utilizada em mudanças de PH menos sensíveis, pois 
apresenta poucos espectros de cor para diferenciação. 
 O extrato vegetal, pelo contrário, pode ser usado em sistemas em que 
há sensível variação do PH, ou seja, há uma pequena mudança. Como esse 
indicador possui diferentes espectros de cor é possível utiliza-lo em 
situações que que se necessita maior precisão. 
 
 
 
Esquema 1: Esquema utilizado para titulação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 12: Titulação com uso do extrato vegetal 
Figura 13: Titulação com uso de fenolftaleína 
 
IV. CONCLUSÃO 
 
Neste experimento, o objetivo era estudar os equilíbrios ácido-base e 
verificar os elementos que afetam essa reação e os mecanismos de 
deslocamento para rever o equilíbrio. Também foi necessário observar e 
analisar diferentes indicadores que auxiliam as titulações. 
Além do mais foi possível consolidar conhecimentos acerca de soluções 
tampão e equilíbrios químicos, obtidos durante as aulas. Descobriu-se 
também um novo produto que pode ser usado como indicador ácido-base 
e que pode ser preparado facilmente por extração. 
O conhecimento acerca do PH de substâncias e indicadores corretos a 
se usar; é essencial para atividades laboratoriais que serão desenvolvidas 
ao decorrer do curso. E tudo se tem base nos equilíbrios químicos que está 
presente na maioria das reações químicas. 
No fim concluímos que indicadores extraídos de plantas realmente 
podem ser utilizados como indicadores em determinadas situações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
V. REFERÊNCIAS 
 
1 BICARBONATE Buffer System. Wikipedia. Disponivel em: 
<https://en.wikipedia.org/wiki/Bicarbonate_buffer_system>. Acesso em: 01 jun. 2017. 
2 BUFFER Solutions. Chemguide. Disponivel em: 
<http://www.chemguide.co.uk/physical/acidbaseeqia/buffers.html>. Acesso em: 01 jun. 
2017. 
3 ATKINS, P. W.; JONES, L. Chemistry: Molecules, Matter and Change 4° ed. New York: W. 
H. Freeman, 1999. 
4 BIOLOGICAL Pigment. Wikipedia. Disponivel em: 
<https://en.wikipedia.org/wiki/Biological_pigment>. Acesso em: 01 jun. 2017. 
5 BETANIN. Wikipedia. Disponivel em: <https://en.wikipedia.org/wiki/Betanin>. Acesso 
em: 01 jun. 2017. 
6 ANTHOCYANIN. Wikipedia. Disponivel em: <https://en.wikipedia.org/wiki/Anthocyanin>. 
Acesso em: 01 jun. 2017. 
7CYANIDIN. Wikipedia. Disponivel em: <https://en.wikipedia.org/wiki/Cyanidin>. Acesso 
em: 01 jun. 2017. 
8 PEONIDIN. Wikipedia. Disponivel em: <https://en.wikipedia.org/wiki/Peonidin>. Acesso 
em: 01 jun. 2017.