Equilíbrio ácido-base - Indicadores

1. Resumo

Os experimentos têm como objetivo estudar o equilíbrio ácido-base

de indicadores, mostrando a expressão de suas constantes de equilíbrio e

discutindo o porquê que cada indicador possui uma faixa especifica de

mudança de coloração.

2. Introdução

a. Teoria de Bronsted-Lowry

O conceito de Bronsted-Lowry baseia-se no fato de que as

reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ de uma

substância para outra. Em Geral, a posição de equilíbrio situa-se na

direção do ácido e base mais fracos.Quanto mais fortes, ácido e

base reagem para produzir as correspondentes base e ácido

conjugados, respectivamente. (Brady e Humiston)

Figura 1

O HCl é um ácido, porque está doando um protón à moléculas

de água e H2O é uma base. As espécies HCl (ácido) e Cl-(base)

formam um par conjugado ácido-base.

b. Teoria de Lewis

Para uma substância ser um bom receptor de próton (uma

base Bronsted-Lowry), deve ter um par de elétrons não

compartilhado. Lewis foi o primeiro a observar esse aspecto nas

reações ácido-base. O ácído de Lewis é um receptor de par de

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elétrons, e uma base de Lewis é um doador de par de elétrons.

(Brown).

Figura 2

O íon hidróxido é uma base de Lewis, porque fornece o par de

elétrons que se torna compartilhado com o hidrogênio. O íon

hidrogênio, por outro lado, é um ácido de Lewis, porque aceita um

compartilhamento do par de elétrons, quando a ligação O-H é

formada.

Figura 3

Nesse caso, o NH3 funciona como base e o BF3 como ácido.

Compostos contendo elementos com camadas de valência

incompletas, como BF3, tende a ser ácidos de Lewis, enquanto

compostos ou íons que tenham pares de elétrons não

compartilhados podem comportar-se como base de Lewis. Quando a

reação ácido-base ocorre, é formada uma ligação covalente

coordenada. (Brady e Humiston)

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c. Forças Relativas

Quanto mais facilmente uma base aceita um próton, menos

facilmente sua base conjugada aceita. Analogamente, quanto mais

facilmente uma base aceita um próton, menos facilmente seu ácido

conjugado o doa. (Brown)

Figura 4 – Escala de pH

As forças dos ácidos e bases de Lewis podem ser

comparadas. Quando a ligação está formada, a densidade eletrônica

na base é atraída para o átomo do ácido pobre em elétrons.

Em todas as reações ácido-base, a posição de equilíbrio

favorece a transferência de próton do ácido mais forte para a base

mais forte.

d. A troca de prótons entre as moléculas de água

Uma das mais importantes propriedades química da água é a

habilidade que ela possui de se comportar como ácido ou base, por

exemplo, uma molécula de água recebe um próton de uma molécula

de ácido para formar um íon H3O+, neste caso, a molécula é uma

base. Entretanto uma molécula de água pode doar um próton para

uma base e tornar-se um íon OH-, deste modo é um ácido. O

processo no qual há esse tipo de transferência de prótons entre as

moléculas chama-se de autoprotólise. (Atkins)

3Engenharia em Energia – UERGS

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Como a autoprotólise é um processo em equilíbrio podemos

escrever a seguinte expressão:

Kw = [ H3O+][ OH-] = 1,0 x 10-14 (a 25ºC)

Como Kw é uma constante de equilíbrio, o produto das

concentrações do íons H3O+ e OH- é sempre igual a Kw. Podemos

aumentar a concentração de íons H3O+ pela adição de ácido, e

nesse caso a concentração de íons OH- deve decrescer para

preservar o valor de Kw. Alternativamente podemos aumentar a

concentração de OH- pela adição de base, mas então a

concentração de íons H3O+ deve diminuir. (Atkins)

Como foi feita a constante de equilíbrio de autoprotólise, a

partir dela podemos fazer a constante de equilíbrio dos ácidos que

pode ser escrita da seguinte maneira:

Ka =

O índice a em Ka significa que ele é uma constante de

equilíbrio para a ionização de um ácido, logo Ka é chamada de

constante de dissociação ácida.

Para a expressão de constante de equilíbrio das bases temos:

Kb =

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A constante de equilíbrio de ionização de uma base é

representada por Kb, cuja constante é chamada de constante de

dissociação básica.

e. Indicadores

Um grande número de substâncias, denominadas indicadores

de neutralização, ou indicadores ácido-base, mudam de cor

conforme a concentração de íon hidrogênio na solução. A principal

característica destes indicadores é a de mudança de uma cor

predominantemente “ácida” para uma cor predominantemente

“alcalina” não ocorrer súbita e abruptamente, mas realizar-se num

pequeno intervalo de pH, que é o intervalo de mudança de cor do

indicador.(Vogel)

A teoria simples de Ostwald, sobre a mudança de cor dos

indicadores, foi revista e acredita-se, nos dias de hoje, que as

modificações de cor se devem a modificações estruturais, que

incluem a formação de forma quinônicas e de ressonância; estas

mudanças podem ser ilustradas pela fenolftaleína, cujas alterações

são características de todos os indicadores de ftaleína. (Vogel)

O equilíbrio entre a forma ácida InA e a forma básica InB pode-

se exprimir-se por: InA H+ + lnB .

O pH dependerá da força iônica da solução. O equilíbrio da

mudança de cor, numa certa força iônica poderá ser expresso da

seguinte forma:

pH = pK’In+log

3. Procedimento Experimental

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Verificaram-se os componentes da bancada de práticas, os quais

serão usados:

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Estante para tubos de ensaio;

Tubos de ensaio;

Pipetas graduadas de 10 mL;

Frasco lavador;

Papel indicador pH;

Papel indicador Tornassol (azul e rosa);

2 mL Solução de ácido clorídrico;

2 mL Solução de hidróxido de potássio;

2 mL Vinagre;

2 mL Solução de tiossulfato de sódio;

Becker de 400 mL;

Bastão de vidro;

Pinça;

Vidro de relógio;

Indicadores em conta-gotas (Alaranjado de metila, Vermelho de

metila, Azul de bromotimol, Fenolftaleína e Timolftaleina)

a. Parte 1

Iniciou-se o experimento selecionando e identificando quatro tubos

de ensaio, os quais foram adicionados, com o auxílio da pipeta, 2,0 mL

das respectivas soluções: ácido clorídrico, hidróxido de potássio, vinagre e

tiossulfato de sódio. A seguir introduziu-se um bastão de vidro na solução,

o qual colocou-se a extremidade do mesmo em contato com o pedaço de

papel indicador tornassol rosa e azul, o qual a partir da coloração obtida

pode determinar se a solução é ácida ou básica. Após a primeira

determinação de acidez ou basicidade, utilizou-se o frasco lavador com

água deionizada para retirar os resíduos da solução e posteriormente

repetiu-se o procedimento com as outras soluções.

Posteriormente, com o auxilio da pinça, foi mergulhado o papel

indicador de pH em cada tubo de ensaio e obteve-se uma coloração no

papel, no qual comparou-se com a tabela de cores padrão e determinou-

se o pH de cada solução.

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b. Parte 2

Adicionaram-se três gotas de alaranjado de metila em cada um dos

quatro tubos e anotou-se o resultado. Logo, as soluções em que foi

colocado o alaranjado de metila foram descartadas e os tubos de ensaio

devidamente lavados. Novamente pipetou-se 2,0 mL de cada solução nos

tubos de ensaio e repetido o procedimento com outro indicador (vermelho

de metila, azul de bromotimol, fenolftaleína e timolftaleína).

4. Resultados e Discussão

Todos os experimentos realizados estavam à temperatura e pressão

ambiente.

Tabela – Resultados obtidos da parte 1.

SOLUÇÕES TORNASSOL PAPEL IND.

UNIVERSAL PH

DESCRIÇÃO

RESULTADO PH    Azul Rosa

TUBO 1 Ácido Clorídrico Rosa Rosa 2,0 ÁCIDO

TUBO 2 Hidróxido de Potássio Azul Azul 13,0 BASE

TUBO 3 Vinagre Rosa Rosa 2,0 ÁCIDO

TUBO 4 Tiossulfato de Sódio Azul Rosa 6,0 NEUTRO

Tabela – Resultados obtidos da parte 2.

INDICADORES ÁCIDO

CLORÍDRICO

HIDRÓXIDO DE

POTÁSSIOVINAGRE

TIOSSULFATO

DE SÓDIO(conta-gotas)

Alaranjado de metila Vermelho alaranjado Amarelo Vermelho Amarelo

Vermelho de metila Vermelho rosado Amarelo Vermelho rosado Laranja

Azul de bromotimol Amarelo Azul Amarelo Amarelo

Fenolftaleína Incolor Rosa Incolor Incolor

Timolftaleína Incolor Azul Incolor Incolor

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Figura 5 – Variação de coloração de indicadores de Ph

http://www.telepolis.com/cgi-bin/web/DISTRITODOCVIEW?url=/1489/doc/ph/indicadores.htm

Comprovou-se que o ácido clorídrico e o vinagre são ácidos, pois houve

mudança de coloração quando adicionado as gotas dos indicadores que alteram

a sua cor inicial na presença de ácidos, neste caso os indicadores apropriados

para identificar a acidez destas soluções foi o alaranjado de metila e o vermelho

de metila.

Da mesma maneira também pode-se provar a basicidade do hidróxido de

potássio, por meio do acréscimo do indicador que altera a sua cor inicial na

presença de bases na solução, os indicadores adequados foram o azul de

bromotimol, a fenolftaleína e a timolftaleína.

Por fim, o tiossulfato de sódio pode-se constatar que é neutro, pois não

houve alteração na cor da solução quando adicionado os indicadores utilizados,

exceto no caso do vermelho de metila que tornou-se laranja, isso devido a faixa

de transição do pH que ele se encontra.

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5. Conclusões

Portanto, indicadores ácido-base podem assumir colorações distintas em

diferentes faixas de pH, dependendo do seu equilíbrio, sendo assim se um

indicador ácido apresenta uma coloração em determinada solução, sua base

apresentará outra, e isso acontecerá também da forma inversa.

6. Referências

Vogel, Jeffery, Bassett, Mendham, Denney – Análise química quantitativa, 5ª

Edição, LTC, 1992.

Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Jr., Bruce E. Bursten. Química, a

Ciência Central. 9ª edição, Pearson Prendice Hall, 2005.

Atkins, Peter; Jones, Loretta. Princípios de química: questionando a vida

moderna e o meio ambiente, 3ª edição, 2007.

Brady, James E. e Humiston, Gerard E. Química Geral – Livros técnicos e

científicos. Segunda edição.

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