Equilíbrio Ácido-Base

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Prática N°10 
Equilíbrio Ácido-Base 
Aluno(a): ​​Vitória Eloíne de A. Costa ​Turma: ​​IQUI-21 
 
Objetivos 
a) Medir o pH de uma solução utilizando-se de dois processos: indicadores visuais 
ácido-base e potenciômetro; 
b) Comparar os dois processos de medida de pH; e 
c) Efetuar cálculos com os valores de pH encontrados na determinação das constantes de 
equilíbrio K​a​ e K​b 
 
Introdução 
“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 de 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. O uso de indicadores de pH é uma prática bem antiga 
que foi introduzida no século XVII por Robert Boyle. Boyle preparou um licor de violeta e 
observou que o extrato desta flor tornava-se vermelho em solução ácida e verde em solução 
básica. Gotejando o licor de violeta sobre um papel branco e, em seguida, algumas gotas de 
vinagre, observou que o papel tornava-se vermelho. Assim foram obtidos os primeiros 
indicadores de pH em ambas as formas: solução e papel.” (TERCI, ROSSI 2001) 
“O uso de ácidos e bases bem como as medidas de pH são procedimentos de rotina em 
laboratórios. Entretanto, o conceito de pH não é trivial, porque envolve a atividade de um 
único íon (H​3​O​+​) que, por definição, não pode ser medido diretamente. Isto faz com que o 
conhecimento das teorias ácido-base fundamentais, associadas ao conceito de pH, que mede a 
acidez (ou a alcalinidade) de um meio reacional em solução aquosa, seja de fundamental 
importância para a formação do químico.” (ANDRADE 2010) 
 
Soluções aquosas podem ser ​ácidas, neutras ou ​básicas. A acidez de uma solução aquosa é 
de fundamental importância em química,sendo a sua determinação e seu controle muitas 
vezes necessários. Uma solução ácida pode ser reconhecida, por um conjunto de propriedades 
e características, tais como: 
● Possui sabor azedo; 
● Reage com certos metais (Zn, MG, Fe etc.), produzindo sais e liberando gás 
hidrogênio (H​2​); 
● Muda a cor de certas substâncias denominadas indicadores ácido-base; 
● Neutraliza as propriedades características das soluções básicas; 
● Possui, a 25 °C, pH abaixo de 7. 
Uma solução básica, por sua vez, pode ser reconhecida, também, por um conjunto de 
propriedades características, tais como: 
● Possui sabor amargo; 
● É escorregadia ao tato; 
● Muda a cor dos indicadores ácido-base; 
● Neutralizar as propriedades características das soluções ácidas; e possui, a 25 °C, pH 
acima de 7. 
 
“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.” (LUMERTZ, et al, 2010). 
“O pH menor que 7 indica que tal substância é ácida, para pH maior que 7 indica que a 
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. Do ponto de vista analítico, o pH é um dos parâmetros mais 
importantes na determinação da maioria das espécies químicas de interesse tanto de análise 
de águas potáveis como na análise de águas residuais. Seu controle também é aplicado nas 
práticas agrícolas, para medir a acidez do solo e possui ainda muitas outras aplicações 
importantes.” (LUMERTZ, et al, 2010). 
De acordo com a teoria de Arrhenius, o que causa acidez é a espécie H​+​(aq) produzida quando 
certas substâncias (ÁCIDOS) se dissolvem em água e se ionizante. 
 
 H​2​O 
HCl​(g) ​ → H ​+​(aq)​ + Cl ​-​(aq) 
Ácido Clorídrico 
 
 H​2​O 
CH​3​COOH ⇔ H​+​(aq)​ + CH​3​COO​-​(aq) 
Ácido Acético 
 
“Ele associou a idéia de ácido com a presença de íons H ​3​O​+ ​e de base com a presença de íons 
OH​-​. Pela sua concepção clássica, ácidos seriam todas as substâncias capazes de formar íons 
hidroxônio (erroneamente chamado de “prótons”) 
 
H​2​O + HA = H​3​O​+​ + A​- 
 
e bases todas as substância capazes de liberar íons hidroxila. 
 
MOH + H​2​O = M ​+ ​+ OH​-​ + H​2​O 
 
Esta teoria foi defendida por muitos químicos contemporâneos de Arrhenius, mas apesar de 
bem aceita, apresentava falhas. Além de ser válida apenas para soluções aquosas, apresentava 
outra limitação séria, pois não levava em conta o papel do solvente em um processo de 
dissociação. Assim, sua teoria não enquadrava as substâncias que não tinham (H) ou (OH) em 
suas fórmulas, mas produziam reações ácidas (ou básicas), tais como: 
 
Al​3+ ​+ 2H​2​O = H​3​O​+​ + [Al(OH)]​2+ 
ou 
CO​3​2 -​ + H​2​O = HCO​3​-​ + OH​- ​” (ANDRADE 2010) 
 
“Na tentativa de contornar este problema, Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) e 
Thomas Martin Lowry (1874–1936), independentemente, em 1923, propuseram um conceito 
de ácido e base mais geral, pelo qual se definem ácidos (bases) como substâncias 
eletricamente neutras ou iônicas que, em solução, são capazes de doar (aceitar) “prótons”. Em 
 
outras palavras, os ácidos e as bases são definidos como doadores e aceitadores de “prótons”, 
respectivamente. 
De acordo com esta concepção, tem-se ácidos e bases conjugados, de modo que a dissociação 
clássica deve ser escrita como uma reação ácido-base. 
 
HCl + H​2​O = H​3​O​+​ + Cl​- 
ácido 1 + base 2 = ácido 2 + base 1 
 
CO​3​2-​ + NH​4​+​ = HCO​3​-​ + NH​3 
base 1 + ácido 2 = ácido 1 + base 2 
bem como a reação de autodissociação da água 
 
H​2​O + H​2​O = H​3​O​+​ + OH​- 
ácido 1 + base 2 = ácido 2 + base 1 onde 
 ácido1-base 1 e ácido 2-base 2 
 
são os pares ácido-base (ácidos e bases conjugados) do processo. Certos solventes, em 
particular a água e alcoóis,são chamados anfipróticos, pois podem agir como doadores e 
receptores de “prótons”. Outros solventes além destes, são também considerados por esta 
teoria.” (ANDRADE 2010) 
 
De acordo com a teoria (mais avançada e mais geral) de Bronsted e Lowry o que causa acidez 
e a espécie H​3​O​+​(aq) produzida pela reação de algumas substâncias com a própria água 
conforme, a seguir: 
HCl​(g)​ + H​2​O​(l)​ → H​3​O​+​(aq)​ + NH​3 (aq) 
 
O que causa BASICIDADE, por sua vez, segundo a teoria de Arrhenius e também é de 
Bronsted e Lowry, é a espécie OH​-​(aq) produzida quando certas substâncias (BASES) são 
dissolvidas em água, sofrendo dissociação ou, então, reagindo com a própria água: 
NaOH​(s)​→ Na​+​(aq)​ + OH​-​(aq) 
Hidróxido de Sódio 
 
 
NH​3 (aq)​ + H​2​O​(l)​ ⇔ NH​+​4 (aq) ​+ OH​-​(aq) 
Amônia 
 
CH​3​COO​-​(aq)​ + H​2​O​(l)​ ⇔ CH​3​COOH​(aq)​ + OH ​-​(aq) 
Íon Acetato 
 
O motivo pelo qual uma solução ácida neutraliza (total ou parcialmente) uma solução básica 
ou vice-versa é facilmente compreendido a partir da formação de água: 
H​+​(aq)​ + OH​-​(aq)​ ⇔ H​2​O​(l) 
 
Como pode-se ver, a reação de neutralização é REVERSÍVEL, embora quase que 
completamente o deslocada no sentido da formação de água. Embora a extensão seja muito 
pequena, a reação inversa é de enorme importância: 
H​2​O​(l)​ ⇔ H​+​(aq)​ + OH​-​(aq) 
Aplicando a lei do equilíbrio (lei da ação das massas) para reação inversa: 
[H​+​(aq)​] [OH​-​(aq)​] 
----------------------- = K​eq 
[H​2​O​(l)​] 
Como [H​2​O​(l)​] é constante, obtém-se 
[H​+​(aq)​] . [OH​-​(aq)​] = K​eq​ . [H​2​O​(l)​] = K​w​ = 10​-14​, a 25 °C 
Assim, na água pura: 
[H​+​(aq)​] = [OH​-​(aq)​] = 10​-7​ mol/L, a 25 °C 
e, como sequência, tem-se 
EM SOLUÇÃO ÁCIDA, [H​+​(aq)​] > [OH​-​(aq)​] e > 10​-7​ ​mol/L 
EM SOLUÇÃO BÁSICA, [OH​-​(aq)​] > [H+​(aq)​] e > 10​-7​ ​mol/L 
A concentração de uma ou outra espécie depende, principalmente de três fatores: 
a) Quantidade de ácido, ou base, dissolvida (geralmente dado em termos de mol/L); 
Números de Hidrogênios ou grupos OH ionizáveis por moléculas; e 
b) Se o ácido, ou a base, é forte ou fraco. 
Uma vez que a acidez de uma solução é uma função da [H​+​(aq)​] e a basicidade ou alcalinidade 
uma função das [OH​- (aq)​], suas concentrações variam muito durante a neutralização de um 
ácido por uma base, ou vice-versa. Sorensen, um químico dinamarquês, introduziu um 
 
sistema indireto de expressar as concentrações destas duas importantes espécies, o pH. O pH 
de uma solução é expresso de maneira simplificada por 
pH = -log ( [H​+​]/mol . L​-1​) 
Por analogia, o pOH de uma solução é expresso por 
pOH = -log​10​ ( [OH​-​]/ mol . L​-1​) 
Portanto, em qualquer solução aquosa, a 25 °C. 
pH + pOH = 14 
Considerar-se-ão, a seguir, alguns exemplos de cálculo de pH. 
 
Solução 0,1 mol/L de HCl 
Trata-se de um ácido forte que, pelo menos em soluções diluídas, encontra-se totalmente 
ionizado, produzindo cada molécula dissolvida um H​+​(aq)​: 
H ​2​O 
 HCl​ (aq) ​→ H​+​(aq) ​+ Cl​-​(aq) 
Consequentemente, 
[H​+​(aq)​] = 0,1 mol/L e pH = 1 
 
Solução 0,1 mol/L de NaOH 
Trata-se de uma base forte, dissociando-se, portanto, totalmente e produzindo um mol de 
OH​-​(aq) ​ por mol de NaOH dissolvido: 
H ​2​O 
 NaOH ​ (aq) ​→ Na+(aq) 1 + OH-(aq) 
Consequentemente, 
[OH-(aq)] = 0,1 mol/L, pOH = 1 e pH= 13 
 
Solução 0,1 mol/L de CH​3​COOH (Ácido Acético) 
Trata-se de um ácido fraco, cuja ionização é reversível e, portanto, apenas parcial. Além 
disso, apenas um dos hidrogênios é ionizável. Para facilitar o tratamento matemático, será 
representado o ácido acético por uma fórmula simplificada. HOAc. 
 H​2​O 
CH​3​COOH (aq) ⇔ H+ (aq) +CH​3​COO​-​ (aq) 
 
 
Aplicando a lei de equilíbrio (lei da ação das massas), obtém-se 
 
[H+(aq)] . [CH​3​COO​-​ (aq)​] 
-------------------------------- = K​a​ (constante de ionização do ácido ) 
[CH​3​COOH​ (aq)​] 
 
Como [H​+​(aq)​] = [CH​3​COO​-​] 
e a concentração de CH​3​COOH (aq) não ionizado é naturalmente igual a concentração analítica 
da solução (C​o​) menos o que se ionizou, ou seja, 
 
[CH3COOH] = C​o​ - [H​+​(aq)​] 
obtém-se, então, 
 
 [H​+​(aq)​]​2 
K​a​= --------------------------- 
 C​o​ - [H​+​(aq)​] 
 
Sendo o K​a ​do ácido acético igual a 1,8 x 10​-5 e a concentração igual a 0,1 mol/L, conclui-se 
que 
[H​+​(aq)​] = 1,34 x 10​-3​ mol/L e pH = 2,88 
 
Solução​ ​de 0,1 mol/L de NH​3 
Trata-se de uma base fraca e, portanto, de ionização reversível e parcial, assim 
NH3 (aq) + H2O ⇔ NH+4 (aq) + OH- (aq) 
 
A aplicação da lei do equilíbrio é semelhante à do ácido acético e resulta em 
 
 
[OH​-​ (aq)​]​2 
K​b​ = ------------------------ 
C​o​ - [OH​-​ ​(aq)​] 
 
 
 
Por conhecidência, a constante de ionização dessa base é igual à constante de ionização do 
ácido acético, ou seja, 1,8 x 10 ​-5​. Neste exemplo, como vale 0,1 mol/L tem-se 
[OH​-​] = 1,34 x 10​-3​ mol/L, pOH = 2,88 e pH = 11,12 
 
Solução 0,1 mol/L de CH​3​COONa (Acetato de Sódio) 
Este é um caso mais complicado, pois o Acetato de Sódio é um sal que, em solução aquosa 
comporta-se como base de Bronsted, de acordo com as equações a seguir: 
 H​2​O 
1° etapa: CH​3​COONa ​(s)​ → Na​+​ ​(aq)​ + CH​3​COO​-​(aq) 
2° etapa: CH​3​COO​-​(aq)​ + H​2​O​(l)​ ⇔ CH​3​COOH ​(aq)​ + OH​-​(aq) 
 
A constante de equilíbrio para a reação da 2° etapa é dada por 
 
 K​w ​ = [CH​3​COOH​(aq)​] . [OH​-​(aq)​] 
K​b​ = -------- = -------------------------------------- 
 K​a​ [CH​3​COO​-​(aq)​] 
 
Pela 2° etapa, observa-se que 
[CH​3​COOH​(aq)​] = [OH​-​(aq)​] 
 
Sabe-se, ainda, que [H​2​O] = constante e tem-se 
[CH​3​COO​-​(aq)​] = CCH​3​COONa - [OH​-​(aq)​] 
Substituíndo na expressão da constante de equilíbrio, K​b​, obtém-se 
 
 [OH​-​(aq)​]​2 
K​b​ = ---------------------------- 
 CCH​3​COONa - [OH​-​(aq)​] 
 
 K​w 
Sabendo que K​b​ = ------------------ = 5,6 × 10​-10​ e que CCH ​3​COONa = 0,1 mol/L, obtém-se 
 K​a 
 
[OH​-​(aq)​] = 7,8 × 10​-6​ mol/L e pH = 8,88 
 
Solução 0,1 mol/L de NH​4​Cl (Cloreto de Amônio) 
Este é o caso de um sal que, ao ser dissolvido em água, comporta-se como ácido de 
Bronsted, em razão das seguintes etapas: 
 H​2​O 
1° etapa: NH​4​Cl → NH​4​+​(aq)​ + Cl​-​ ​(aq) 
2° etapa NH​4​+​ ​(aq)​ + H​2​O ​(l)​ ⇔ H​3​O​+​ ​(aq)​ + NH ​3​ ​(aq) 
 
Tratamento, em termos de equilíbrio, análogo ao caso do NaOAc, leva a expressão: 
 
 K​w ​ = [H​+​(aq)​]​2 
K​a​ = ------------ = -------------------- 
 K​b​ CNH​4​Cl - [H​+​(aq)​] 
 
Sabendo que K​b​ = 1,8 x 10​-5​ e CNH​4​Cl = 0,1 mol/L, obtém-se 
[H​+​(aq)​] = 7,48 × 10​-6​ mol/L e pH = 5,12 
 
Dois são os métodos principais para se medir o pH de uma solução: 
a) Pelo uso de indicadores ácido-base; e 
b) por um medidor eletrônico de pH, o potenciômetro. 
O primeiro método baseia-se na cor que o indicador apresenta no meio em questão. 
“Indicadores ácido - base são substâncias orgânicas de elevado peso molecular que, em água 
ou outros solventes, comportam-se como ácidos fracos ou bases fracas e mudam 
gradualmente de coloração dentro de uma faixa relativamente estreita de pH, chamada zona 
de viragem. Zona de viragem é o nome dado à faixa de pH na qual um indicador ácido - base 
sofre a mudança de coloração. Os quadrados entre as cores de viragem indicam o pH da zona 
de viragem.” (RUSSEL, 2006). 
Por exemplo, o papel-tornassol apresenta cor vermelha em solução de pH inferior a 7 e cor 
azul em solução de pH superior a 7. Esta informação é muito limitada, não revelando o pH 
exato da solução e, em consequência, quais são exatamente as concentrações das espécies 
H​+​(aq)​ e OH​-​(aq)​. 
 
É então necessário usarvários indicadores, cada qual mudando de cor em determinada faixa 
de pH. Assim um indicador pode informar que o pH de uma solução está acima de 8. Outro 
pode informar que o pH está acima de 8,5. Um terceiro pode informar que o pH da solução 
está abaixo de 9, e assim sucessivamente. O indicador nunca vai informar o pH exato de uma 
solução, mesmo porque o indicador não muda de cor em determinado pH e, sim, em 
determinada faixa de pH. Por exemplo, o indicador alaranjado de metila muda de vermelho 
para laranjado na faixa de pH que vai de 3,1 a 4,4, sendo vermelho e valores de pH inferiores 
a 3,1 (abaixo da faixa) e alaranjado em valores de pH acima de 4,4 e de uma cor 
intermediária dentro da faixa. 
Com vários indicadores, cada qual fornecendo uma informação, pode se chegar à um 
resultado bem próximo do pH real da solução ou, pelo menos, um intervalo bem estreito de 
pH. 
O segundo método, mais preciso é exato, consiste no uso de um potenciômetro equipado com 
eletrodo de vidro, baseado na diferença de potencial eletroquímico entre uma solução de 
referência e a solução analisada. 
"O pHmetro é um aparelho capaz de realizar medidas elétricas, possuindo um tipo especial 
de eletrodo apropriado para mergulhar em soluções aquosas. Após calibrar o aparelho, 
mergulha-se o eletrodo em uma solução de pH desconhecido e o aparelho fará todas as 
conversões necessárias, fornecendo o pH da solução como leitura direta em um instrumento 
de ponteiro (analógico) ou em um mostrador digital. " (CONSTANTINO et al, 2004) 
"Existem diferentes tipos de eletrodos (tanto indicadores como de referência) e você 
aprenderá mais tarde, em seu curso de química, como eles são construídos e como 
funcionam, assunto fora de nossos objetivos presentes. Você deve, no entanto, saber que 
esses eletrodos são peças de vidro complexas e muito delicadas, contendo soluções (tipo 
solução de KCI, de calomelano etc.), condutores metálicos, membranas muito frágeis de 
vidro poroso, e devem ser mantidos sempre mergulhados em líquidos apropriados." 
(CONSTANTINO et al, 2004) 
"Na verdade, para medir o pH são necessários dois eletrodos (indicador + referência), mas 
os dois são geralmente combinados em uma única peça. (CONSTANTINO et al, 2004) 
"A calibração do pHmetro é feita mergulhando-se seu eletrodo em uma solução de pH bem 
determinado e ajustando os botões apropriados(ou teclas). Em geral, são necessárias duas 
soluções, de pH diferentes, para calibrar o aparelho (alguns pHmetros calibram-se com 
 
apenas uma solução, e outros requerem três soluções diferentes). Uma discussão detalhada 
desses procedimentos (que, por sinal, variam de um aparelho para outro) está também além 
de nossos objetivos. As soluções usadas para calibrar os pHmetros precisam ter o seu pH bem 
determinado e constante. Mais adiante, você vai ver que isso se consegue com soluções 
reguladoras, usualmente chamadas de tampões ("buffer" em inglês)." (CONSTANTINO et al 
2004) 
"Você deve, também, considerar que a temperatura afeta as medidas de pH. Por isso, os 
pHmetros costumam ter compensação para a temperatura; em aparelhos mais sofisticados, a 
compensação é automática (o próprio aparelho mede temperatura e corrige a leitura de acordo 
com o valor medido), mas em aparelhos mais simples, você tem que ajustar manualmente o 
botão correspondente para o valor apropriado." (CONSTANTINO et al 2004) 
"Inicialmente, vamos repetir que os pHmetros e seus eletrodos são construídos em grande 
variedade de tipos, cada um com características próprias. Nenhum pHmetro dará leituras 
corretas de pH se as instruções correspondentes para calibração e uso não forem seguidas ao 
pé da letra. Se você tiver que operar um pHmetro que ainda não conhece, e não há ninguém 
que possa instruí-lo, é imperativo ler as instruções no manual do instrumento antes de 
utilizá-lo. Atitudes do tipo: "este aparelho é parecido com aquele que já conheço, então deve 
poder ser operado do mesmo jeito" têm alta probabilidade de resultar em "becos sem saída", 
com resultados experimentais de má qualidade.” (CONSTANTINO et al 2004) 
 
Material e Métodos 
A Tabela 10.1 mostra as faixas de viragem de cor de uma série de indicadores ácido-base que 
será usada nesta prática, bem como as cores que os indicadores apresentam em valores de pH 
acima e abaixo dessas faixas. 
1. Pegou-se quatro tubos de ensaio colocou em cada um deles cerca de 1 mL de solução 
0,1 mol/L de ácido Acético. Adicionou-se a cada tubo uma gota dos indicadores 
azul-de-bromotimol, alaranjado-de-metila, azul-de-bromofenol e 
verde-de-bromocresol, respectivamente. Anotou-se de cores observadas e 
determinou-se a faixa de pH provável da solução de CH ​3​COOH. 
2. Repetiu-se o procedimento do item 1 usando a solução de HCl 0,1 mol/L e os mesmos 
indicadores. 
 
3. Repetiu-se o procedimento do item 1 usando a solução de NH ​4​Cl 0,1 mol/L e os 
indicadores azul-de-bromotimol e fenolftaleína. 
4. Repetiu-se esse procedimento do item 1 usando uma solução de NaOH 0,1 mol/L e os 
indicadores usados no item 3. 
5. Repetiu-se o procedimento do item 1 usando uma solução de CH ​3​COONa 0,1 mol/L e 
os indicadores azul-de-timol, fenolftaleína. 
6. Repetiu-se o procedimento do item 1 usando uma solução de NH ​4​Cl 0,1 mol/L e os 
indicadores azul-de-bromofenol, verde-de-bromocresol e vermelho-de-metila. 
 
Resultados e Discussões 
 
 
 Azul de 
Bromotimol 
Vermelho 
de Metila 
Azul de 
Bromofeno
l 
Verde de 
Bromocresol 
Fenoftaleina pH 
CH​3​COO
H 
Amarelo Laranja Azul Marrom ---------- 6 
HCl Amarelo Vermelho Amarelo Laranja --------- 1 
NH​3 Roxo -------- --------- --------- Rosa 9 
NaOH Azul -------- --------- --------- Rosa 12 
NaOAc Azul -------- --------- ---------- Rosa claro 7 
NH​4​Cl Verde Laranja Vermelho Amarelo ---------- 5 
 
 
 
 
“Quando se deseja medir o pH de materiais coloridos, a utilização de soluções indicadoras 
torna-se inadequada porque ocorre mascaramento das cores. Para contornar este problema, é 
bastante comum a utilização de papel indicador universal de pH ou pHmetros. Com relação a 
aplicações didáticas, em alguns casos, o custo e a dificuldade de aquisição podem inviabilizar 
a utilização de indicadores comerciais. A utilização do papel de filtro, impregnado com os 
corantes durante a filtração dos extratos, como papel indicador é viável apenas para 
diferenciar soluções ácidas ou básicas, pois se tornam vermelhos em meio ácido e azuis em 
meio básico. Esta forma pode ser usada em substituição ao papel tornassol, empregado para 
esta mesma finalidade. 
No entanto, os papéis de filtro impregnados podem ser usados para medir a faixa de pH de 
soluções coloridas,tais como, produtos de uso doméstico, bastante empregados em ilustrações 
de aulas do ensino médio. A medida de pH de soluções de produtos de uso doméstico 
coloridos com a utilização de soluçõesindicadoras de pH não é adequada.” (TERCI, ROSSI 
2001) 
 
“O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: geralmente eles são um ácido 
fraco ou uma base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, 
respectivamente, que apresenta coloração diferente. Veja um exemplo: 
Indicador ácido + H​2​O ↔ H​3​O​+ ​+ Base conjugada 
(cor A) (cor B) 
 
Quando esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de 
Le Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a 
cor A. Por outro lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH​- da 
solução básica irão reagir com os íons H​3​O ​+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será 
deslocado no sentido de repor os íons H​3​O​+​, ou seja, para a direita, que é também o sentido de 
formação da base conjugada, e o sistema adquire a cor B. 
Para que a mudança de cor possa ser vista a olho nu, deve haver uma alteração de duas 
unidades no valor do pH.” (Manual da Química) 
“Existem vários indicadores artificiais usados em laboratório, sendo que os três mais usados 
são a fenolftaleína, o papel de tornassol e os indicadores universais, veja cada um: 
Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em meio 
básico. 
Papel de tornassol ​​: Fica com cor azul na presença de bases e adquire cor vermelha na 
presença de ácidos. Indicador papel de tornassol vermelho em meio ácido (limão) e azul em 
sabonete (meio básico). 
Indicador universal: Eles são obtidos quando se imergem as tiras de papel em soluções com 
uma mistura de indicadores, que depois são secas. Desse modo, eles apresentam cores 
diferentes para cada valor de pH, sendo mais precisos do que os anteriores. 
Assim, no laboratório, quando se quer determinar o pH de alguma solução, basta introduzir 
essas tiras na solução estudada e comparar a cor obtida com a escala que aparece na 
embalagem do indicador. 
Os indicadores são muito usados em titulações, técnica de laboratório para descobrir a 
concentração de uma solução por meio do gotejamento de outra solução de concentração 
conhecida. O texto Titulometria traz mais detalhes, mas basicamente o indicador mostra o 
momento de parar a reação, que é no ponto de viragem, quando há a mudança brusca de cor. 
No entanto, para se escolher o indicador certo, é preciso considerar as forças relativas dos 
ácidos e das bases que participam da reação e também da faixa de viragem do indicador. Por 
exemplo, a faixa de viragem da fenolftaleína é entre 8,2 e 10,0, então ela é indicada para 
reações em que o ponto de viragem ocorre em pH básico, mas não em que o ponto de 
viragem ocorre em pH ácido.” (Manual da Química) 
 
Conclusão 
 
a) Mediu-se o pH de uma solução utilizando-se do processo de indicadores visuais 
ácido-base; 
b) Comparou-se os dois processos de medida de pH; e 
c) Efetuou-se cálculos com os valores de pH encontrados na determinação das 
constantes de equilíbrio K​a​ e K​b​. 
 
Referências 
Acesso em: ​http://m.mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm 
 
ALMEIDA, P. G. V Química Geral: Práticas Fundamentais. Editora da Universidade Federal 
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