Indicadores ácido-base

1. Introdução

Neste trabalho abordaremos sobre os indicadores de ácidos e bases, os quais geram uma das mais conhecidas reações químicas a chamada reação de neutralização, que ocorre quando em contato, ácidos e bases, produzem água e sal da seguinte forma:

Os íons H+ dissociados do ácido reagem com os íons OH- dissociados da base formando H2O enquanto os ânions do ácido com o cátion da base formam o sal.

Os indicadores ácidos-bases têm como objetivo identificar se a solução é ácida, básica ou neutra através do pH das mesmas.

2. Fundamentação teórica

Conceitos Bronsted-Lowry

Em 1923 os químicos Johannes Nicolaus Bronsted e Thomas Martin Lowry definiram:

Ácidos como espécie química capaz de transferir o próton H+

Bases como espécie química capaz de retirar prótons H+ de uma outra espécie.

Esta teoria ficou conhecida como Definição protônica e tem uma importante implicação: uma substância não pode atuar como ácido sem a presença de uma base para aceitar o próton e vice-versa.

A teoria de Bronsted-Lowry é mais abrangente que a teoria clássica de Arrhenius pelo principal fato de que nem todas as substâncias que se comportam como bases liberam uma hidroxila OH-, como por exemplo, a amônia (NH3) e também não condiciona a definição de ácido e base a dissolução em meio aquoso.

O que são indicadores ácido-base?

São substâncias orgânicas que alteram sua cor original quando expostos as diferenças de pH, ou seja, quando em contato com um ácido adquirem uma cor e quando em contato com uma base adquirem outra cor.

Exemplos de indicadores ácido-bases:

- Fenolftaleína;

- Alaranjado de metila;

- Papel tornassol;

- Azul bromotimol;

Exemplos de indicadores ácido-bases naturais:

- Repolho roxo;

- Flor hortênsia;

- Hibísco.

Mas e o que é pH?

O pH ou Potencial hidrogênionico é um índice que indica se uma solução é ácida, neutra ou básica através de uma escala determinada que esteja relacionada à concentração de íons H+ presente nesta solução. Esta escala varia de 0 (acidez máxima) a 14 (basicidade máxima), e a solução neutra equivale ao pH 7 (água pura). Para se determinar o pH usa-se uma expressão matemática em que H+ é a concentração em mol/L.

pH= -log [H+]

O indicador de índice ácido-base muda de cor conforme o valor do pH da solução como mostra a tabela abaixo:

Substância pH

Ácido de bateria < 1,0

Suco gástrico 1,0 - 3,0

Sumo de limão 2,2 - 2,4

Refrigerante tipo cola 2,5

Vinagre 2,4-3,4

Sumo de laranja ou maçã 3,5

Cervejas 4,0 - 5,0

Café 5,0

Chá 5,5

Chuva ácida < 5,6

Saliva pacientes com câncer (cancro) 4,5 - 5,7

Leite 6,3 - 6,6

Água pura 7,0

Saliva humana 6,5 - 7,5

Sangue humano 7,35 - 7,45

Água do mar 8,0

Sabonete 9,0 - 10,0

Amoníaco 11,5

"Água sanitária" 12,5

Hidróxido de sódio (soda cáustica) 13,5

3. Materiais e métodos

Para compreendermos como funcionam esses indicadores, segue os passos de um experimento realizado em laboratório:

Para o experimento utilizamos alguns equipamentos tais como:

• Pipeta de 20 mL;

• Erlenmeyer de 250 mL;

• Bureta de 50 mL;

• Suporte universal;

• 2 garras;

• 20 mL de vinagre claro.