Aula 05 Identificando Ácidos e Bases com Indicadores

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1. INTRODUÇÃO
 
Duas importantes classes de compostos químicos, os ácidos e bases são grandes pilares da vida de nosso planeta. Um ácido é um composto capaz de fornecer íons de hidrogênio, H+ em solução aquosa1, na natureza vulcões podem gerar águas extremamente ácidas, a fotossíntese das plantas pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por produzir CO2, a fermentação do suco de frutas pode vir a produzir ácido acético². Já uma base é um composto capaz de fornecer íons hidróxidos, OH- em solução aquosa¹, carbonatos e bicarbonatos estão presentes em fontes de água e rochas, junto com outras substâncias básicas como fosfatos, boratos, arsenatos e amônia.²
Em uma reação de neutralização, íons hidrogênio de um reagente ácido com íons hidróxido de uma base formam água. A água é um produto em todas as reações ácido-base.¹
O esquema de uma reação de neutralização total pode ser representado pela reação genérica a seguir:
 
HX(aq) + YOH(aq) -> YX(aq) + H2O(liq).
 
Os ácidos e as bases são identificados através de substâncias chamadas de indicadores. O indicador é uma espécie química que muda de cor conforme o pH do meio onde se encontra, ácido ou básico. O pH é o potencial hidrogeniônico, e refere-se à concentração de íons [H+] (ou H3O+) em uma solução. Quanto maior a quantidade desses íons, mais ácida é a solução.
Os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico. Robert Boyle (1627-1691), reconheceu que corantes vegetais mudavam de cor em contato quer com soluções ácidas quer com soluções alcalinas. Deste modo, Boyle classificou como ácidos todas as substâncias que tornassem vermelha a tintura azul de tornesol (indicador) e como bases todos os compostos que restituíssem a cor azul ao tornesol.5
A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa o meio neutro, os valores abaixo de 7 são meios ácidos e quanto menor o pH, mais ácido é o meio, enquanto os valores acima de 7 são meios básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio.7
Historicamente, um dos primeiros destes conceitos científicos dos ácidos e as bases foram fornecidos pelo químico francês Antoine Lavoisier, em torno de 1776.4
 
2. OBJETIVO
 
a) Identificar substâncias ácidas e básicas pela ação de Indicadores.
b) Verificar a mudança de cor nos diferentes Indicadores testados.
 
3. MATERIAIS E REAGENTES
 
· Tubos de ensaio e suporte
· Pipetas volumétricas de 1 e 10mL
· Béqueres de 100mL
· Água destilada
· Solução de fenolftaleína 1%
· Solução de azul de bromotimol
· Solução de alaranjado de metila
· Fitas de papel tornassol
· Soluções desconhecidas
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
 
I. Identificação de Soluções Desconhecidas
Colocamos em 8 tubos de ensaio 5mL de água destilada e adicionamos 0,5mL de cada uma das soluções desconhecidas:
 
1. Solução A
2. Solução B
3. Solução C
4. Solução D
5. Solução E
6. Solução F
7. Solução G
8. Solução H
Agitamos cada tubo e mergulhamos um pequeno pedaço de papel tornassol em cada um deles e observamos a cor.
Dividimos cada solução obtida em 3 tubos de ensaio e procedemos aos testes com os indicadores e anotamos os resultados em uma tabela.
 
5. ANÁLISE E DISCUSSÃO DOS RESULTADOS
 
Os indicadores reagiram diferentemente em cada uma das soluções, conforme suas características.
O Azul de bromotimol (C27H28Br2O5S) é um indicador de pH que em solução ácida fica amarelo, em solução básica fica azul e em solução neutra fica verde, é um ácido orgânico fraco em solução.7 A mudança da cor acontece em certos intervalos de pH, denominados faixas ou intervalos de viragem, que é de 6,0 a 7,6. Quando o valor do pH está dentro da faixa de viragem, forma-se uma cor intermediária (esverdeada). Essa alteração da coloração apenas pode ser percebida pela visão humana quando varia aproximadamente duas unidades de pH.8 Os indicadores ácidos possuem hidrogênios ionizáveis em sua estrutura, e quando o meio está ácido, a molécula do indicador mantém seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum, e quando o meio está básico, a molécula se ioniza, liberando seus hidrogênios e se torna um ânion, que possui coloração diferente da molécula original.9
A fenolftaleína é um indicador de pH com a fórmula C20H14O4. Na forma de suas soluções alcalinas, mantém-se incolor em soluções ácidas e torna-se cor-de-rosa em soluções básicas. A sua cor muda a valores de pH entre pH 8,2 e pH 9,8. Se a concentração do indicador for particularmente forte, pode tomar uma cor carmim ou fúcsia.
Por esta propriedade e sua destacada e intensa cor é também um componente em indicador universal, uma solução consistindo de uma mistura de indicadores de pH (normalmente fenolftaleína, vermelho de metila, azul de bromotimol e azul de timol, entre outros em variações.10
Alaranjado de metila, é frequentemente escolhido para ser usado em titulações por causa de sua clara mudança de coloração. Sua mudança de coloração ocorre na faixa de pH medianamente ácido, é normalmente usado em titulações de ácidos. Diferentemente de um indicador universal, o alaranjado de metila não tem um largo espectro de mudança de cores, mas tem um bem definido ponto final. Sua fórmula química é C14H14N3O3SNa quando se apresenta na forma de sal de sódio.11
O papel de tornassol é um indicador extraído de certos líquens. Torna-se vermelho em condições de baixo pH, ácidas, e azul em condições de alto pH, básicas. A mudança de cor ocorre para variações no pH de 4,5 a 8,3. Não é adequado para titulações porque há alterações na cor para grandes variações do pH, mas é usado como um indicador pouco preciso de acidez ou de alcalinidade. É utilizado quando se quer determinar, simplesmente, se a solução é ácida ou básica, pois o Tornassol não providencia nenhuma informação adicional, por exemplo, o pH do ácido ou da base.12
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 + H2O ↔ H3O+ + Base conjugada
(cor A) (cor B)
 
Quando esse indicador 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 H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema adquire a cor B.6
A primeira teoria sobre os indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é creditada a W. Ostwald (1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores. Segundo esta, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não-dissociadas difere da cor dos respectivos íons.13 Pela teoria de Ostwald o indicador na forma ácida não dissociada (HIn) ou básica (InOH) teria uma cor diversa daquela que teriam seus íons no equilíbrio 
 HIn H+ + In- (Indicador ácido)
 InOH OH- + In- (Indicador básico)
 cor da forma cor da forma
 não ionizada ionizada
A respeito das “soluções desconhecidas”, a solução A era HCl (ácido clorídrico), uma solução aquosa, ácida e queimante. É um dos ácidos que se ionizam completamente em solução aquosa. Uma solução aquosa de HCℓ na concentração de 1 mol/L tem pH = 0.14
A solução B era HNO3 (ácido nítrico), é um ácido de elevado grau de ionização e volátil à temperatura ambiente, é considerado um ácido forte, sendo bastante corrosivo. O ácido nítrico tem uma constante de dissociação ácida (pKa) de -1.4, em solução aquosa, ele ioniza quase completamente (93%, a 0,1 mol/L) em íons nitrato (NO3-) e prótons hidratados, conhecidos como íons hidrônios (H3O+).15
A solução C era
H2SO4 (ácido sulfúrico), é um ácido mineral forte, solúvel na água em qualquer concentração. Uma característica peculiar ao ácido sulfúrico é quanto ao seu comportamento relacionado à concentração. Quando diluído (abaixo de concentrações molares de 90%), a solução assume caráter de ácido forte e não apresenta poder desidratante. Por outro lado, quando é concentrado (acima de 90%), deixa de ter caráter ácido e acentua-se o seu poder desidratante. Soluções concentradas deste ácido possuem pH=1,5.16
A solução D era NaOH (hidróxido de sódio ou soda cáustica), é um hidróxido cáustico usado na indústria, principalmente como base química, na fabricação de papel, tecidos, detergentes, alimentos e biodiesel. Trata-se de uma base forte. É altamente corrosivo e pode produzir queimaduras, cicatrizes e cegueira devido à sua elevada reatividade. Reage de forma exotérmica com a água e é produzido por eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio (salmoura), sendo produzido juntamente com o cloro.17
A solução E era NH4OH (hidróxido de amônio), é uma base solúvel e fraca, só existe em solução aquosa quando faz-se o aborbulhamento de amônia (NH3) em água.18
A solução F era suco de Limão, rico em ácido cítrico (5 a 7 %) ou citrato de hidrogênio, de nome oficial ácido 2-hidroxi-1,2,3-propanotricarboxílico, é um ácido orgânico fraco, que se pode encontrar nos citrinos. Sua fórmula química é C6H8O7.19
A solução G era uma mistura de cal e água. O Hidróxido de cálcio, também conhecido como cal hidratada, é um composto químico de fórmula Ca(OH)2. Produzido pela reação do óxido de cálcio (CaO) com água (H2O), com desprendimento de calor.20
 + 63.7kJ/mol de CaO
A solução G era vinagre (ácido acético ou ácido etanoico à 7%), CH3COOH, é um ácido fraco, corrosivo, com vapores que causam irritação nos olhos, ardor no nariz e garganta.21
Os resultados da mistura das soluções com os indicadores podem ser conferidos na tabela abaixo:
6. CONCLUSÃO
 
Sem dúvida um dos exemplos mais clássicos de análise química quantitativa, e de grande importância é o uso dos indicadores para identificação de ácidos e bases, tornando a análise prática e segura. Alguns indicadores ácido-base são tão eficientes que indicam até mesmo o grau de acidez ou alcalinidade (basicidade) das substâncias. Este grau é chamado do pH (quantidade do cátion H+ das soluções).
Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de 0 a 14. O maior número indica solução básica (alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for 7, ou seja, a metade, então a solução não é nem ácida e nem básica, ela é neutra.
Quanto mais a solução se aproxima de 0, mais ácida ela é. Quanto mais a solução se aproxima do 14, mais básica ela é.
Escala de pH
|_______________|_______________|
0 7 14
ácido neutro base
 
Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança de cor damos o nome de viragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem.
Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com um ácido ficam com uma cor e ao entrar em contato com uma base ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é ácido ou base, podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química.
São exemplos de indicadores ácido-base: fenolftaleína, alaranjado de metila, papel tornassol, azul de bromotimol.
Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho roxo e a flor hortênsia e o hibisco. O repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido, verde em contato com base e vermelho quando neutro, a flor hortênsia fica azul em meio ácido e rosa em base, já o hibisco, que possui a cor rosa, fica vermelho-alaranjado em contato com ácido e verde em meio básico.
 
 
ANEXOS
 
Questionário
1- Quais substâncias testadas são ácidas e quais são básicas? Justifique
Ácidas: HCl (Ácido Clorídrico); HNO3 (Ácido Nítrico); H2SO4 (Ácido Sulfúrico); Suco de limão e vinagre.
Básicas: NaOH (Hidróxido de Sódio); NH4OH (Hidróxido de Amônio); água de cal.
 
Justificativa: As Solução A, B, C, F e H são ácidas, pois em contato com o azul de bromotimol as soluções ficaram amarelas, em contato com a fenolftaleína ficaram incolores, com o alaranjado de metila ficaram vermelhas e o papel de tornassol ficou vermelho para todas.
As soluções D, E e G são básicas, pois em contato com o azul de bromotimol as soluções ficaram azuis, em contato com a fenolftaleína ficaram rosas, com o alaranjado de metila ficaram amarelas, e o papel de tornassol ficou azul para todas.
 
2- O que são indicadores ácido-base?
Os indicadores ácido-base são substâncias que, por suas propriedades físico-químicas, apresentam a capacidade de mudar de cor na presença de um ácido ou de uma base. 
 
3- Em relação aos indicadores, quais são as alterações de cor observadas em cada um?
4- Qual ácido orgânico está presente no vinagre? É um ácido fraco ou forte?
O composto orgânico presente no vinagre é o ácido acético. Sob esse aspecto, podemos ainda salientar que este ácido, quando observamos sob a ótica das propriedades da Química Orgânica, é considerado como sendo um ácido fraco. O ácido acético apresenta muito baixa capacidade de ionização, quando submetido a solução aquosa. Podemos dizer, por causa disso, que o pH do ácido acético não é tão baixo, isso quando comparamos com outros tipos de ácidos, tais como o ácido sulfúrico ou o ácido nítrico, que são, ambos, ácidos da Química Inorgânica.
5- Qual a vantagem do papel indicador universal, sobre os indicadores?
 Tem a vantagem de apresentar uma variedade de cores muito grande comparativamente com outros indicadores. Sendo assim, permite comparar com mais rigor o caráter ácido ou básico de soluções.
 
6- Após a identificação das soluções desconhecidas pelo professor, represente a fórmula molecular dos ácidos e bases inorgânicas e faça a dissociação dos mesmos.
 
		aq
 
A: HCL H++Cl-
 
		aq
 
B: HNC3 H++NC3
 
		aq
 
C: H2SO4 2H++SO4-2
 
		aq
 
D: NaCH Na++(OH)-
 
		aq
 
E: NH4OH NH4+ +OH-
 
		aq
 
F: C6H8O7 H++(C6H7O7)-
 
		aq
 
G: Ca(OH)2 Ca+++2(OH)-
 
		aq
 
H: H3C6H5O7 H++(H2C6H5O7)-
 
 
REFERÊNCIAS:
 
1. RUSSEL, John Blair,1929- Química Geral/ Tradução Márcia Guekezian – 2.ed. São Paulo: Makron Books, 1994. Volume I. pág.89.
2. Ácidos e Bases. Retirado de: <http://www.coladaweb.com/quimica/quimica-inorganica/acidos-e-bases> acesso em 08/05/2015.
3. LIRA, Júlio César Lima - Reação de Ácido-Base.Retirado de: <http://www.infoescola.com/quimica/reacao-de-acido-base/> acesso em 09/05/2015.
4. Meyers, R. (2003) p156.
5. Porto: Porto Editora, 2003-2015. [consult. 2015-05-08 11:40:22]. Disponível na Internet: <http://www.infopedia.pt/$indicadores-quimicos>
6. FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Indicadores ácido-base – Extraído de: <http://www.mundoeducacao.com/quimica/indicadores-acido-base.htm> Consultado em 06/05/2015.
7.Azul de bromotimol, extraído de: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Azul_de_bromotimol> Acesso em 05/05/2015
8. CARDOSO, Mayara. Azul de Bromotimol – Extraído de: < http://www.infoescola.com/quimica/azul-de-bromotimol/> Acesso em 04/05/2015.
9. DOMINGOS, Hannah C. T.; GARRETT,Rafael. Azul de Bromotimol, C27H28Br2O5S. Extraído de: <http://qnint.sbq.org.br/qni/popup_visualizarMolecula.php?id=--bixYN7ZKIYqzAcYM9D_Re5ezAnm0TMO-SHhA0WKCxN23Vb9CWlqXbzRFylI99YKoYBvxqMzPrqbc-8k3FFYg==> acesso em: 10/05/2015
 10. Universal Indicator ISCID Encyclopedia of Science and Philosophy – extraído de: <www.iscid.org> – acesso em 05/05/2015.
11. Alaranjado de metila. Extraído de: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Alaranjado_de_metila> Acesso em: 07/05/2015.
12. Azul de tornassol – Extraído de: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Azul_de_tornassol> acesso em 09/05/2015.
13. INDICADORES DE pH. Extraído de: <http://www.ufpa.br/quimicanalitica/sindicador.htm> acesso em: 09/05/2015.
14. Ácido clorídrico. extraído de: < http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_clor%C3%ADdrico>
acesso em 05/05/2015.
 15. Ácido nítrico. Extraído de: < http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_n%C3%ADtrico> Acesso em 05/05/2015.
 16. Ácido sulfúrico. Extraído de: < http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_sulf%C3%BArico> acesso em 06/05/2015.
17. LIRA, Júlio César Lima. Soda Cáustica – extraído de: < http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/soda-caustica/> Acesso em 06/05/2015.
18. CARDOSO, Mayara. Hidróxido de Amônio – Extraído de: < http://www.infoescola.com/quimica/hidroxido-de-amonio/> Acesso em 06/05/2015.
19. Ácido cítrico – Extraído de: < http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_c%C3%ADtrico> Acesso em 07/05/2015.
20. Hidróxido de cálcio – Extraído de: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_c%C3%A1lcio> acesso em 07/05/2015.
21. Ácido etanoico- Extraído de: <http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_etanoico> Acesso em 07/05/2015.