Indicadores Ácido-Base e pH

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Engenharia
Marcos Bassani 
Nicolas Cerutti Braga
Carlos Luca Machado
Raphael Alba
Prática nº 08 (03/10/17)
Estudo das características ácidas e básicas das substâncias e indica dores ácido-base
Disciplina: Química Experimental
Professora: kirlene Salgado Fernandes Penna
Vila Velha
Outubro – 2017
Introdução
Os indicadores ácidos base são substâncias utilizadas para a identificação de soluções ácidas, básicas ou neutras. Uma solução ácida é classificada como uma solução com alta concentração de íons H+ (e superior à de HO -), uma solução básica como possuindo u ma e levada concentração de HO - (superior à de H+) e u ma neutra como uma solução em que as concentrações destes dois íons se anulam (são iguais) ou simplesmente não existe. 
Estas substâncias possuem características especiais, nomeadamente por na sua estrutura possuírem grupos cromóforos que sofrem um reagrupamento interno, quando se verifica uma alteração no valor d e pH do meio, conferindo cores diferentes. 
O pH, potencial hidrogeniônico ou potencial hidrogênio iônico, é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. A escala do pH pode variar de 0 até 14, sendo que quanto menor o índice do pH de uma substância, mais ácida esta substância será. O pH menor que 7 indicamos que tal substância é ácida, para ph maior que 7 indicamos que substância é básica e para substância com pH 7 indica que ela é neutra. O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio de uma solução e pode ser obtido com o uso de indicadores.
Assim sendo, indicadores visuais são substâncias capazes de mudar de cor dependendo das características físico-químicas da solução na qual estão contidos, em função de diversos fatores, tais como pH, potencial elétrico, complexação com íons metálicos e adsorção em sólidos. Podem ser classificados de acordo com o mecanismo de mudança d e cor ou os tipos de titulação nos quais são aplicados. Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são substâncias orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas; isto significa que mudam de cor em função do pH.
Mas para tornar mais práticos os estudos e trabalhos e a fim de facilitar a identificação do pH das substâncias (e m decorrência de uma possível deficiência de dados para efetuar o calculo de pH) foram desenvolvidos diferentes indicadores ácido-ba se, são substancias que alteram sua cor original quando expostos as diferenças de pH. 
Ainda assim, existe um método ma is preciso, é o chamado potenciômetro, consiste em uma maquina especializada em medir o pH de substancias fornecendo valores mais exatos. 
Pode-se determinar também o caráter da solução através da adição de um indicador de pH na solução em análise. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. 
Um indicador universal é tipicamente composto de água, metanol, 1 -propanol, fenolftaleína (sal de sódio), vermelho de metilo, azul de bromotimol (sal monosódio), e azul de timol (sal monosódio). Alguns indicadores ácido-base e intervalos de pH onde é observada a variação de cor.
Azul de timol - É insolúvel em água, mas solúvel em álcool e soluções diluídas de álcalis. Sua transição de cor em solução se dá do vermelho para o amarelo em pH 1.2–2.8 e do amarelo para o azul a pH 8.0–9.6. Azul de bromofenol - O a zul de bromofenol atua como indicador de pH que vira entre o pH 3,0 e 4,6 de amarelo-azul para violeta, respectivamente. A reação responsável pela mudança de cor é totalmente reversível. Verde de bromocresol - Tem uma aparência sólida, em forma de cristais. É de cor amarela pálida e é inodoro.
Vermelho de metila - corante indicador de pH que se torna vermelho em soluções ácidas. É um corante azoico, e é apresen ta -se como um p ó cristalino vermelho escuro. 
Azul de bromotimol - é um indicador de pH que em solução ácida fica a marelo, em solução básica fica azul e em solução neutra fica verde. 
Fenolftaleína - Apresenta-se normalmente em solução alcoólica como um 
líquido incolor. É Insolúvel em água, porém solúvel em Álcool etílico e ou Etanol. 
Existe também o Papel tornassol, esse método é feito através do papel tornassol vermelho ou azul, este tipo d e papel ao entrar em contato com uma determinada solução muda de cor. Exemplo: O papel tornassol azul em presença de uma solução ácida muda da cor azul para a vermelha. Isso ocorre porque os íons reagem mudando o arranjo d os átomos. O papel tornassol vermelho em contato com uma base muda da cor vermelha para a azul. Solução de fenolftaleína: Esta solução é um indicado r sintético que ao se dissolver em água se ioniza originando íons. Os íons liberados são H+ e OH- que estabelecem um equilíbrio em meio aquoso. Quando se adiciona fenolftaleína em uma solução incolor, esta ao entrar em contato com uma base o u ácido muda de cor. Exemplo: se adicionarmos solução de fenolftaleína em um meio ácido ela fica incolor, pois o aumento da concentração d e H+ desloca o equilíbrio. Por outro lado, se o meio for básico, a solução de fenolftaleína se torna rósea ( rosa claro a rosa escuro ).
 Objetivos 
Reconhecer substâncias com caráter ácido e básico, diferenciar o comportamento de ácidos e bases fortes quando comparados a ácidos e bases fracas. Observar o valor do pH das soluções. Compará-las e verificar a cor característica do meio para os diversos tipos de indicadores.
Materiais Utilizados
- Béquer de 20 ml; 
- Tubos de ensaio; 
- Azul de timol; 
- Azul de bromofenol; 
- Verde de bromocresol; 
- Azul de bromotimol; 
- Fenolftaleína; 
- Ácido clorídrico; 
- Ácido acético; 
- Hidróxido de amônio; 
- Hidróxido de sódio; 
- Potenciômetro;
 Parte Experimental
Comparação entre PH de um ácido fraco com um ácido forte, ambos na 
mesma concentração. 
1) Teste para ácido clorídrico: 
Adicionou-se 2 ml de ácido clorídrico em 4 tubos de ensaio numerados; 
Adicionou-se em cada tubo de 3 gotas de cada indicador e anotou-se a cor 
observada; 
 
2) Teste para ácido acético: 
Adicionou-se 2 ml de ácido acético em 4 tubos de ensaio numerados; 
Adicionou-se em cada tubo de 3 gotas de cada indicador e anotou-se a cor 
observada; 
 
3) Comparação entre os ácidos HCL e CH3COOH: 
Colocou-se 25 ml de HCL 0.1 mol/L em um béquer de 50ml e mediu-se o PH através do potenciômetro. 
Colocou-se 25 ml de CH3COOH 0.1 mol/L em um béquer de 50 ml e mediu-se o PH através o potenciômetro. 
 
COMPARAÇÃO ENTRE PH DE UMA BASE FRACA COM UMA BASE FORTE, AMBAS NA MESMA CONCENTRAÇÃO.
4) Teste para o hidróxido de amônio: 
 
Numerou-se 4 tubos de ensaio e adiciona-se 2 ml hidróxido de amônio; 
Adicionou-se em cada tubo de 3 gotas de cada indicador e anotou-se a cor 
observada. 
 
5) Teste para hidróxido de sódio: 
Numerou-se 4 tubos de ensaio e adiciona-se 2 ml hidróxido de sódio; 
Adicionou-se em cada tubo de 3 gotas de cada indicador e anotou-se a cor observada.
6) Comparação entre as bases NH4OH e NAOH. 
Colocou-se 25 ml de NH4OH 0.1 mol/L em um béquer de 50 ml e mediu-se o PH através do potenciômetro. 
Colocou-se 25 ml de NaOH 0.1 mol/L em um béquer de 50 ml e mediu-se o ph através do potenciômetro.
Resultados 
Comparação entre pH d e um ácidofraco com um ácido forte, ambos na mesma concentração.
Teste com ácido clorídrico (HCl):
	Numero do tubo
	HCl 0.1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	1
	Azul Timol 
	Rosa claro
	2
	Azul bromofenol
	Amarelo claro
	3
	Fenolftaleína 
	Incolor 
	4
	Verde bromocresol
	Amarelo escuro 
 
Teste com ácido acético (CH3COOH):
	Numero do tubo
	CH3COOH e o indicador 
	Cor observada
	5
	Azul Timol
	De amarelo à marrom
	6
	Azul Bromofenol
	De amarelo à verde
	7
	Fenolftaleína 
	Incolor 
	8
	Verde Bromocresol
	Amarelo claro
Comparação entre os ácidos HCl e CH3COOH:
	Ácidos 
	PH 
	HCL (ácido clorídrico) 0.1 mol/L
	0.66
	Ácido acético (CH3COOH) 0.1 mol/L
	2.64
Indicador Intervalo De Ph Para A Mudança De Cor Mudança De Cor 
 Correspondente 
Azul de timol 1,2 – 2,8 Vermelho – Amarelo
Azul de bromofenol 3,0 – 4,6 Amarelo – Violeta 
Verde de bromocresol 4,0 – 5,6 Amarelo – Azul 
Vermelho de metila 4,4 – 6,2 Vermelho – Amarelo 
Azul de bromotimol 6,2 – 7,6 Amarelo – Azul 
Azul de timol 8,0 – 9,6 Amarelo – Azul 
Fenolftaleína 8,0 Incolor 
Pode-se notar que todas as substâncias utilizadas, segundo a escala de pH, apresentaram caráter ácido. Conforme a ta bela1, todos os indicadores apresentam essas cores observadas, em meio ácido. Assim, mesmo sem um valor preciso d e pH pode-se premeditar que o HCl e CH3COOH, são ácidos. E que se pode confirmar que todas as substâncias observadas, mantiveram o caráter Ácido da solução.
Em relação aos ácidos usados no experimento, pode-se concluir que o ácido mais forte seria o HCL, pois apresenta pH 0.66 conferindo para o mais ácido.
COMPARAÇÃO ENTRE PH DE UMA BASE FRAC A COM UMA BASE FORTE, 
AMBAS NA MESMA CONCENTRAÇÃO.
TESTE PARA O HIDRÓXIDO DE AMÔNIO:
	Numero do tubo
	NH4OH 0.1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	9
	Azul Timol 
	Azul escuro
	10
	Azul bromofenol
	Roxo
	11
	Fenolftaleína 
	Rosa 
	12
	Verde bromocresol
	Azul claro 
TESTE PARA O HIDRÓXIDO DE SÓDIO:
	Numero do tubo
	NaOH4 0.1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	13
	Azul Timol 
	Azul escuro 
	14
	Azul bromofenol
	Roxo 
	15
	Fenolftaleína 
	Rosa 
	16
	Verde bromocresol
	Azul claro 
COMPARAÇÃO ENTRE AS BASES NH4OH E NAOH:
	Bases 
	PH 
	Hidróxido de amônio 0.1 mol/L
	13.01
	Hidróxido de sódio 0.1 mol/L
	11.45
Existem relativamente poucas bases fortes comuns. As bases fortes solúveis mais comuns são os hidróxidos iônicos do s metais alcalinos (grupo 1A) e os metais alcalinos terrosos (grupo 2A), como NaOH, K OH e Ca(OH)2.Esses compostos dissociam-se completamente em íons em solução aquosa. Como as bases fortes dissociam -se em íons e m solução aquosa, o cálculo pH de suas soluções é também direto. 
De acordo com a teoria de Arrhenius, base é toda a substância que aumenta a concentração de íons hidroxila (OH) pela su a dissociação em meio aquoso. Assim, aumenta o pH do meio e diminui, por consequência, o pOH. De um modo geral, possuem sabor a distringente, além de reagirem com ácidos de Arrhenius formando algum sal e água. 
 O conceito empregado em relação à sua força é o de dissociação, uma vez que seus íons já existem em sua forma molecular. 
Uma base forte, portanto, se dissocia quase que completamente, liberando íons hidroxilas (OH) e m solução e não restando praticamente nada na espécie molecular. Por exemplo: o NaOH é uma base forte e em solução gera os íons sódio (Na) e OH. Uma base fraca, por sua vez, também libera íons OH quando dissolvida em água, mas nesse caso ainda restam em solução muitas moléculas não dissociadas desta base. Por exemplo: o hidróxido de amônio (NH4OH), que é uma base fraca, se dissocia pouco, restando muito da espécie NH4OH em solução. Sendo assim os conceitos de ionização e dissociação não podem ser empregados como sinônimos, devendo o primeiro ser utilizado para ácidos (a partir de ligações químicas covalentes) e o segundo para bases (a partir de ligações químicas iônicas).
Conclusão
 
Concluiu-se que ácidos costumam ser bem solúveis e m água, enquanto a maior parte das bases é insolúvel. Todos os ácidos são moleculares, ou seja, formados por ligações covalentes em que há compartilhamento de elétrons, já as bases podem ser iônicas ou moleculares, as que possuem os metais alcalinos e alcalinos terrosos são iônicas, e as demais são moleculares. Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que sofrem uma alteração em sua cor quando entram e m contato com um ácido ou uma base. Se um ácido provoca a alteração da cor do indicador, a base fará o indicador voltar à co r original e vice-versa. Isso serve também p ara indicar a diferença de pH que há entre os ácidos e a s bases, ou seja, ácidos possuem pH menor que7, enquanto as bases possuem pH maior que 7. Em todos os quatro experimentos o p H aproximado ficou bem próximo do p H medido no pHmetro. Entre os ácido s, a partir das análises, observou -se que o clorídrico é mais forte, pois o resultado obtido no pHmetro ficou mais próximo de 1. O ácido clorídrico é mais forte por ionizar quase por completo em sluções aquosas formando consequentemente mais moléculas de H+ que tornam a solução fortemente ácida. Já o ácido acético é orgânico e todos os ácidos orgânicos são fracos. Já entre as b ases, observou-se que o hidróxido de sódio é mais forte, pois o resultado obtido no pHmetro ficou mais próximo de 14. O NaOH é mais forte pois é uma base composta por um metal alcalino, que são bastante solúveis e quanto m ais solúvel for uma base maior será seu grau de dissociação.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
MORTIMER, E. F. E MACHADO, A. H. (2010) QUÍMICA. Terci, D. B. L. E Rossi, A. V. (2002). Indicadores Naturais De Ph: Usar Papel Ou Solução? - Quim. Nova, Vol. 25, No. 4 684-688. 
 
RUSSELL, JOHN B.; Química Geral Vol.1, São Paulo: Pearson Education Do Brasil, Makron Books, 1994. 
 
BROWN L. T HEODORE, L EMAY H. EUGENE, BUSRTEN E. BRUCE. Química Ciência Central. 7ª ed. São Paulo – SP. Editora LTC, 2010. 
 
http://www.infoescola.com/quimica/ionizacao -e-dissociacao-de-acidos-e-bases-fortes-e-fracos/