1. INTRODUÇÃO

Um ácido de acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, é um doador de prótons e

uma base é um receptor de prótons.

Em 1904, Hans Friedenthal recomendou a utilização da concentração do íon

hidrogênio para caracterizar soluções, e também sugeriu que as soluções alcalinas

poderiam ser caracterizadas, em termos de concentração do íon hidrogênio, desde

que fossem sempre iguais a 1 x 10-14/CH+, isto é, [H+] x [OH-] =10-14. Naquela época, na

área de ácido-basicidade e de tampões, os gráficos de neutralização eram

apresentados tendo como uma das variáveis a concentração do íon hidrogênio [H+] ou

o log [H+]. Para contornar o uso de muitos zeros trabalhava-se com notação científica

e, quando da aplicação do logaritmo, com números negativos.[1]

O pH é mais bem definido como sendo pH = -logah, onde ah é a atividade do

íon hidrogênio. Em soluções contendo mais de um íon a atividade e a concentração

são diferentes, porque a atividade é a concentração real de um eletrólito em solução.

Ela é função de todos os componentes iônicos em solução (força iônica), ou seja, em

soluções concentradas é o produto da molaridade pela força iônica.[1]

O conceito de pH, a rigor, só se aplica a soluções aquosas e tanto mais

diluídas estas forem. Caso se necessitasse calcular a basicidade de um meio (pOH),

utilizava-se a expressão pH + pOH = 14. Por isso, a importância do produto iônico da

água (Kw) no estabelecimento do pH. Isso também ilustra que os valores da escala de

pH não são arbitrários, mas se originam da medida experimental do Kw. Como este

varia com a temperatura, a escala de pH também variará.[1]

Indicadores visuais são substâncias capazes de mudar de cor dependendo das

características físico-químicas de solução na qual estão contidos, em função de

diversos fatores, tais como pH, potencial elétrico, complexação com íons metálicos e

adsorção em sólidos.[2] 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.[3]

Este experimento tem por objetivo a identificação de substâncias de caráter

ácido, neutro e básico através de indicadores crômicos e do uso de pHmetro.

1

2. METODOLOGIA

Materiais Utilizados:

Tubos de ensaio

Soluções tampão (pH 3 a pH 11)

Indicador vermelho de metila

Indicador fenolftaleína

Indicador azul de timol

Indicador azul de bromotimol

Indicador misto de Yamada

Solução de ácido clorídrico

Solução de ácido lático

Solução de carbonato ácido de sódio

Solução de cloreto de amônio Concentração de 0,1 mol.L-1

Solução de carbonato de sódio

Solução de hidróxido de sódio

Solução de cloreto sódio

pHmetro

Procedimento:

Para a execução da primeira parte do experimento foram utilizados 9 tubos de

ensaio (numerados de 3 a 11), onde foram colocados 5 mL de cada uma das soluções

tampão (pH 3 a pH 11). Em seguida adicionou-se 3 gotas do indicador vermelho de

metila a cada um dos tubos. Observou-se e anotou-se os resultados. Repetiu-se o

procedimento substituindo-se o vermelho de metila primeiramente por fenolftaleína,

em seguida por azul de timol, posteriormente por azul de bromotimol e por fim com

indicador misto de Yamada.

Na segunda parte do experimento utilizou-se 7 soluções distintas para a

determinação de pH em um instrumento medidor de pH (pHmetro) previamente

calibrado. Antes de cada medição, o eletrodo do pHmetro foi lavado com água

destilada e seco cuidadosamente com lenço de papel. Em seguida, mergulhou-se o

eletrodo no frasco contendo a solução a ser testada, agitou-se cautelosamente e

verificou-se o pH obtido. O procedimento de lavagem foi repetido após cada teste.

3. RESULTADOS E DISCUSSÃO

2

PARTE 1: Comportamento dos indicadores em solução na medição de pH

♦ VERMELHO DE METILA

● vermelho → amarelo ●

0 7 14

♦ AZUL DE TIMOL

● vermelho → amarelo ●

0 7 14

♦ AZUL DE BROMOTIMOL

● vermelho → amarelo ●

0 7 14

♦ FENOLFTALEÍNA

● Incolor → Rosa ●

0 8 14

♦ INDICADOR MISTO DE YAMADA

● vermelho → amarelo ●

0 7 14

Tabela 1: Soluções e suas respectivas cores em cada indicador

3

Indicadores

pH

Vermelho

de MetilaFenolftaleína

Azul de

Timol

Azul de

Bromotimol

Indicador

de Yamada

pH 3 Rosa Pink IncolorSalmão

Claro

Amarelo

ouroCoral

pH 4 Rosa Pink IncolorAmarelo

pálido

Amarelo

ouroCoral

pH 5 Rosa IncolorAmarelo

pálido

Amarelo

ouroSalmão

pH 6 Salmão IncolorAmarelo

pálidoVerde limão Amarelo

pH 7Amarelo

EscuroIncolor

Amarelo

pálidoVerde escuro

Verde

piscina

pH 8Amarelo

Claro

Levemente

Rosa

Amarelo

pálido

Azul Royal

claroAzul piscina

pH 9Amarelo

ClaroRosa Escuro

Azul/cinza

claroAzul Royal Azul anil

pH 10Amarelo

ClaroPink Azul escuro Azul Royal Lilás

pH 11Amarelo

ClaroPink Azul claro Azul anil Lilás

Os indicadores corados são substâncias assim designadas pelo fato de, pela

sua cor, darem indicações ao observador sobre as espécies químicas que existem ou

predominam num sistema material. Quando ocorre uma reação química há alteração

de concentrações das espécies presentes: os reagentes dão origem total ou

parcialmente aos produtos de reação.

Na grande maioria dos casos, é no contexto das titulações ácido-base que a

questão dos indicadores corados é explorada. Um indicador ácido-base, Ind, é um(a)

ácido (base) fraco(a) com cor diferente da(o) respectiva(o) base (ácido) conjugada(o):

HInd + H2O ⇌ Ind- + H3O+ Ka =[Ind-] [H3O+ ]/[H]

Cor da forma ácida Cor da forma básica

De acordo com o Princípio de Le Chatelier, alterações do pH do meio

provocam deslocação do equilíbrio de ionização do indicador. Em meios de elevada

4

acidez (i.e. baixo pH e abundância de H3O+) predomina a forma ácida do indicador,

HInd, e o observador vê a cor respectiva; para elevada alcalinidade (relativa

deficiência de H3O+, logo abundância de OH-), i.e. pH mais elevado, predomina a

forma básica, Ind-. Algumas substâncias têm mais que duas formas com cores

diferentes, podendo funcionar como indicadores ácido-base em zonas de pH

diferentes. Como exemplo temos o azul de timol, com três formas coradas, uma forma

ácida vermelha.

Para o azul de timol, aumentando o pH do meio, a cor irá progredindo de

vermelho para amarelo passando por laranja e depois para azul passando por verde.

Para condições de pH em que duas formas estejam em concentrações

aproximadamente iguais (0,1≤[HInd]/[Ind-]≤10), não há grande predominância de

nenhuma das cores e a cor observada é a cor mistura de ambas as cores, da forma

ácida e da forma básica. Por substituição dos valores extremos do intervalo na

equação da constante de acidez do indicador, verifica-se que a gama de valores de pH

que garante este intervalo de concentrações das espécies ácido e base conjugados do

indicador, é (pKa-1≤pH ≤pKa+1). Este intervalo de pH é conhecido como Zona (ou

Intervalo) de Viragem (ZV) do indicador. A sensibilidade dos observadores não é a

mesma para todas as cores, nem a mesma de observador para observador, por isso,

esta gama de razões de concentrações, correspondendo a pH≈pKa ± 1, é um

intervalo de pH de cerca de duas unidades:

PARTE 2: Medições de pH com pHmetro

Tabela 2: pH das soluções a serem descobertas

SoluçãopH

1 6,03

2 13,11

3 10,80

4 2,41

5 6,78

6 9,84

7 1,50

5

As soluções de 1 a 7 correspondem a ácido clorídrico, ácido láctico, carbonato ácido

de sódio, cloreto de amônio, carbonato de sódio, hidróxido de sódio e cloreto de sódio

aleatoriamente, todos na concentração de 0,1 mol.L-1

♦ Solução de HCl 0,1 mol.L-1

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

O HCl é um ácido forte, já que apresenta pKa aproximado de 0,74, portanto sofre

grande ionização. Calculando o pH:

pH= -log [H3O+] = -log 1.10-1= 1

A solução que apresenta o pH mais próximo de 1 é solução 7.

♦ Solução de NaHCO3 01, mol.L-1

O íon Na+ não sofre hidrólise, apenas o íon hidrogeno-carbonato hidrolisa da seguinte

forma:

HCO3- + H2O ⇌ H2CO3

+ OH- Kb= 2,32x10-8

Kb = [OH - ] 2 → [OH-]2 = 2,32.10-8 x10-1

[HCO3-]

Logo, [OH-] = 4,8x10-5 pOH= 4,31 e pH= 9,7

A solução que apresentou o pH mais próximo foi a solução 6.

♦ Solução de Na2CO3 01, mol.L-1

O íon Na+ não sofre hidrólise, porém o carbonato sofre da seguinte forma:

CO32- + H2O ⇌ HCO3

- + OH- Kb = 1,79x10-4

Kb = [OH - ] 2 → [OH-]2 = 1,79.10-4 x 10-1 = 4,23.10-3

[CO32-]

pOH= 2,37 e pH= 11,62

A solução que apresentou o pH mais próximo foi a solução 3.

♦ Solução de NH4Cl 01, mol.L-1

O íon Cl- não sofre hidrólise, apenas o íon NH4+ sofre da seguinte forma:

NH4+ + H2O NH⇌ 3 + H3O+ Kb = 5,86x10-10

Kb = [H3O + ] 2 → [H3O+]2 = 5,86.10-10 x 10-1 → [H3O+]2 = 5,86.10-11 = 7,65x10-6

[NH4+]

pH = 5,11

A solução que apresentou pH mais próximo foi a solução 1.

♦ Solução de NaOH 0,1 mol.L-1

6

NaOH ⇌ Na+ + OH-

Hidróxido de Sódio é uma base forte, dissocia-se quase 100%, então podemos

calcular o pH:

pOH = -log [OH-] → pOH = -log [1x10-1] = 1

pH + pOH = 14 → pH= 14 – 1 → pH = 13

A solução 2 apresentou pH próximo de 13, portanto esta é a solução de hidróxido de

sódio.

♦ Solução de CH3CH(OH)COOH 0,1 mol.L-1

A solução de ácido acético possui um pKa aproximado de 3,08, sendo identificado

com um ácido forte.

CH3CH(OH)COOH + H2O ⇌ H3O+ + CH3CH(OH)COO- Ka = 1,4x10-4

Ka = [H3O + ] 2 → [H3O+]2 = 1,4.10-4 x 10-1 → [H3O+] = 3,74x10-3

[C3H5O3-]

pH= 2,42

A solução 4 apresentou valor mais próximo do pH (teórico) do ácido láctico, portanto a

solução 4 é de ácido láctico.

♦ Solução de NaCl 01, mol.L-1

O Na+ não sofre hidrólise, pois vem de uma base forte; igualmente o Cl- não sofre

hidrólise já que vem de um ácido forte. Portanto o pH da solução deve ser o pH da

água da solução (ligeiramente ácido).

NaCl + H2O ⇌Na+ + Cl- + H2O

A solução que apresentou pH mais próximo de 7 por valores menores que 7 foi a

solução 5.

A partir das observações em aula prática e hipóteses buscadas na literatura

sugerida, pode-se aplicar o princípio experimentalmente quando variamos as

concentrações e pH dos sistemas estudados. Na primeira parte do experimento, a

partir da variação da concentração de íons hidrogênio (pH), ocorre a formação de

espécies diferentes como distintas colorações, o que facilitou a observação do

deslocamento da posição de equilíbrio.

4. CONCLUSÃO

De acordo com os resultados obtidos, pode-se concluir que os indicadores

crômicos são eficazes quando se busca estimar o pH de uma solução. O indicador de

7

Yamada apresenta potencialidade para a demonstração do comportamento de solução

de diferentes pHs, fato que possibilita a operação, quando necessária, de sistemas

com uma faixa de variação de pH mais próxima ao real. Porém, para valores mais

exatos é essencial a utilização de equipamentos, como por exemplo, o pHmetro.

Além disso, é essencial lembrar que o pH de uma substância pode variar com

muita facilidade dependendo das condições, por exemplo, variação na temperatura.

Por esse motivo, no experimento realizado, os valores de pH da solução obtidos

através do cálculo teórico não foram exatamente iguais aos valores aferidos com o

pHmetro.

.

5. REFERÊNCIAS

[1] Gama, M. S.; Afonso, J, C.; Química Nova 2007, 232, 239.

[2] Terci, D. B. L.; Rossi, A. V.; Química Nova 2002, 684, 688.

8

[3] Baccan, N.; Andrade, J. C.; Godinho, O. E. S.; Barone, J. S.; Química Analítica

Quantitativa Elementar, 2ª ed., Ed. Unicamp: Campinas, 1979.

[4] http://www.spq.pt/boletim/docs/boletimSPQ_100_085_24.pdf (DISCUSSÃO)

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