RELATÓRIO AULA 5 - INDICADORES ÁCIDO-BASE NATURAIS PDF

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INTRODUÇÃO
A primeira consideração que se deve ter a respeito dos ácidos e bases é que as
chamadas "teorias" de ácido-base são, na realidade, definições de ácidos ou de bases; elas
não são teorias no sentido da teoria da ligação de valência ou da teoria de orbitais
molecul...

Description

UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO CENTRO DE ENGENHARIA DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA E TECNOLOGIA DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA ANALÍTICA PROFESSORA: KALYANNE KEYLY PEREIRA GOMES TURMA: 01

RELATÓRIO AULA 5 - INDICADORES ÁCIDO-BASE NATURAIS

COMPONENTES:

Isabela Melo da Silva Maria Eduarda Lima Alves Rafael Jonne da Silva Hemetério Rilari Carla Maia Oliveira Rodrigo Coelho de Oliveira

INTRODUÇÃO A primeira consideração que se deve ter a respeito dos ácidos e bases é que as chamadas "teorias" de ácido-base são, na realidade, definições de ácidos ou de bases; elas não são teorias no sentido da teoria da ligação de valência ou da teoria de orbitais moleculares. Na verdade podemos fazer um ácido ser qualquer coisa que queiramos - as diferenças entre os vários conceitos não se referem ao "certo" mas ao uso mais conveniente em uma situação particular. Todas as definições do comportamento ácido-base são compatíveis umas com as outras. De fato, um dos objetivos na apresentação que se segue, das várias definições diferentes, é enfatizar seus paralelismos e assim dirigir o estudante na direção de uma atitude cosmopolita diante dos ácidos e bases, o que dará a ele uma boa posição para lidar com as várias situações químicas, seja solução aquosa de íons, reações orgânicas, titulações não aquosas ou qualquer outra. OBJETIVOS Reconhecer um equilíbrio ácido-base, aplicar o conceito de equilíbrio ácido-base na compreensão e resolução de problemas, entender e utilizar o conceito de pH, compreender o funcionamento de um indicador ácido-base e utilizar materiais disponíveis na região semiárida como indicadores ácido-base. ABORDAGEM TEÓRICA

Equilíbrios ácido-base Em 1923 J.N. Brönsted e T.M. Lowry sugeriram, independentemente, que ácidos são definidos como doadores de prótons e bases aceitadores de prótons. Para soluções aquosas, a definição de Brönsted-Lowry não difere apreciavelmente da definição de Arrhenius de íons hidrogênio (ácidos) e íons hidróxidos (bases):

A utilidade da definição de Brönsted-Lowry está na sua habilidade de lidar com qualquer solvente, como amônia líquida ou ácido sulfúrico. Além disso, outras reações de transferência de prótons que normalmente não seriam chamadas de neutralização mas que obviamente são de caráter ácido-base, podem ser tratadas de imediato.

As espécies químicas que diferem uma da outra apenas pelo próton transferido são chamadas conjugadas. Reações como as acima, ocorrem na direção da formação das espécies mais fracas. E para cada conjugado, o ácido mais forte e a base mais forte reagem para formar o ácido e a base mais fracos. A ênfase que a definição de BrönstedLowry coloca na competição por prótons é uma das vantagens deste contexto, mas limita a flexibilidade do conceito. Entretanto, em se tratando de sistema com solvente protônico, a definição de Brönsted-Lowry é útil como nenhuma outra. As definições ácido-base dadas a seguir foram formuladas como uma tentativa de estender os conceitos de ácido-base para sistemas que não contêm prótons. Auto-ionização da água O caráter anfótero da água se manifesta na sua auto-ionização, isto é, na reação ácido-base entre duas moléculas de água. A água é um eletrólito extremamente fraco, que se ioniza segundo a equação: H2O + H2O ⇌ H3O + + OH ; Kw = [H3O +] [OH] A constante Kw , é denominada de produto iônico da água e, a 25 oC, tem o valor numérico de 1,008 × 1014. Por conveniência vamos, nas nossas considerações futuras, considerá-lo igual a 1,00 × 1014 . Deste modo, dada a relação estequiométrica da equação de autoionização da água, temos que: [H3O + ] = [OH ] e, portanto, [H3O + ] = 107 mol L = [OH ]

Uma vez que ácidos e bases reagem um com o outro, está implícito que a água pode reagir com ela mesma. Mesmo que soe estranho, isso acontece porque as moléculas de água trocam prótons umas com as outras em uma extensão muito pequena. Nós chamamos esse processo de autoionização da água. A troca de prótons pode ser escrita de acordo com a seguinte equação balanceada: H2O(l) + H2O(l) ⇌ H3O + (aq) + OH − (aq)

A escala de pH Segundo a Teoria da dissociação iônica de Arrhenius, uma substância é considerada ácida se, em meio aquoso, ela libera como único cátion o H+ (ou H3O+). Quanto maior a quantidade desses íons no meio, maior será a acidez da solução. O bioquímico dinamarquês Peter Lauritz Sorensen (1868-1939) propôs o uso de uma escala logarítmica para trabalhar com as concentrações do íon hidrônio [H3O+(aq)] nas soluções, que ele chamou de pH. O pH é a sigla usada para potencial (ou potência) hidrogeniônico, porque se refere à concentração de [H+] (ou de H3O+) em uma solução. Assim, o pH serve para nos indicar se uma solução é ácida, neutra ou básica. A escala de pH varia entre 0 e 14 na temperatura de 25ºC. Se o valor do pH for igual a 7 (pH da água), o meio da solução (ou do líquido) será neutro. Mas se o pH for menor que 7, será ácido, e se for maior que 7, básico.

Observe que quanto menor o valor do pH, mais ácida a solução será. Isso acontece porque, conforme já mencionado, essa escala é logarítmica, o que quer dizer que o pH é definido como logaritmo negativo da concentração dos íons [H+(aq)] na base 10: colog [H+] = - log [H+]

pH = - log [H+] [H+] = 10-pH, em mol/L Isso significa que, por exemplo, se temos duas soluções a 25ºC com volumes iguais, sendo que a primeira tem pH igual a 4 e a segunda tem pH igual a 3, então a segunda solução possui 10 vezes mais íons H+ que a primeira.

Indicadores ácido-base Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a propriedade de mudarem de cor em função do pH do meio. O pH é o potencial hidrogeniônico, ou seja, refere-se à concentração de íons [H+] ( ou H3O+) em uma solução. Quanto maior a quantidade desses íons, mais ácida é a solução. Desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico. A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa um 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. Abaixo temos alguns exemplos de soluções do cotidiano com o pH próximo ao indicado pela escala, a 25ºC. No entanto, geralmente os valores de pH e pOH (potencial hidroxiliônico – indica a concentração de íons OH-, sendo que quanto maior, mais básico é o meio) são decimais.

Assim, os indicadores ácido-base são também usados para indicar os valores aproximados de pH. 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 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 H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons H 3O+, 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.

Pigmentos naturais usados como indicadores ácido-base 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 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.

Existem muitos outros indicadores, tais como os mostrados na tabela abaixo com os seus respectivos valores de pH nos pontos de viragem:

REFERÊNCIAS

Educação. Disponível em: . Acesso em: 16 Nov. 2020. Equilíbrio Ácido -Base Introdução ao Equilíbrio Ácido-Base Objetivos Conhecer as teorias de

ácidos

e

bases.

[s.l.:

s.n.,

s.d.].

Disponível

em:

. Acesso em: 16 Nov. 2020. QUÍMICA

DE

ÁCIDOS

E

BASES

Conceitos

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Disponível

em:

. Acesso em: 17 Nov. 2020 ROCHA, Jennifer. Conceito de pH. Definição e métodos de determinação de pH. Manual da Química. Disponível em: . Acesso em: 16 Nov. 2020. ROCHA, Jennifer. Indicadores ácido-base. Indicadores de pH. Mundo Educação. Disponível em: . Acesso em: 16 Nov. 2020. PÓS-LABORATÓRIO 1. Explique como funciona um indicador ácido-base. 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 hortência e o hibisco. 2. Você conhece outros vegetais que poderiam apresentar concentrações elevadas de antocianinas? Pesquise. Repolho roxo, uvas, jabuticabas, amoras, folhas vermelhas e flores de pétalas coloridas, como as flores de azaléia e quaresmeira.

3. Faça uma tabela contendo o tipo de extrato vegetal utilizado (por todos os grupos!) e as colorações do extrato em meio ácido, próximo do neutro e básico ?

EXTRATO VEGETAL

ÁCIDO CLORÍDRICO

HIDRÓXIDO DE SÓDIO

(HCl)

(NaOH)

Beterraba

Vermelho

Amarelo

Caldo de Feijão

Rosa

Amarelo

Suco de uva

Vermelho

Verde

4. Faça uma pesquisa (01 folha) sobre a utilização de corantes vegetais como indicadores de pH (não esqueça de indicar a fonte consultada). Na natureza, as cores de muitas flores resultam da variação da acidez ou alcalinidade da seiva. Por exemplo, a substância química é a mesma nas flores das papoulas (vermelhas) e centáureas (azuis), porém a seiva das papoulas é ácida, enquanto das centáureas é alcalina (básica), dando as cores características das respectivas flores. A tonalidade das cores das hortênsias também depende da acidez ou alcalinidade de sua seiva e pode ser controlada modificando a acidez/alcalinidade do solo. Em solos ácidos as flores são cor de rosa, enquanto em solos alcalinos são azuis. Extraindo os corantes naturais das flores ou das folhas de certas plantas pode-se modificar a cor adicionando-se uma solução ácida ou básica e estes corantes podem ser utilizados com indicador ácido-base. Estes corantes são fáceis de serem obtidos e muito interessantes, como o extracto vegetal, ácido clorídrico (HCl), hidróxido de sodio (NaOH), beterraba, vermelho e amarelo, caldo de feijão, rosa e amarelo, suco de uva, vermelho e verde, para serem utilizados nas aulas práticas do ensino de química bem como nas atividades de educação ambiental para detectar poluentes nos rios e reservatórios de água....