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. Intr Intro oduçã ução
a. Teoria de Bronsted-Lowry
O conceito de Bronsted-Lowry baseia-se no fato de que as reaçõ reações es ácidoácido-bas base e envolv envolvem em trans transfer ferênc ência ia de íons íons H+ de uma 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 base
reag reagem em para para prod produz uzir ir as corr corres espo pond nden ente tes s base base e ácid ácido o
conjugados, conjugados , respectivamente. respectivame nte. (Brady e Humiston)
Figura 1
O HCl é um ácido, porque está doando um protón à moléculas de água e H 2O 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 1 Engenharia em Energia – UERGS
Equilíbrio ácido-base - Indicadores 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 BF 3 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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Equilíbrio ácido-base - Indicadores 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 H 3O+, 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)
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Equilíbrio ácido-base - Indicadores 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 K w. 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 K a é chamada de constante de dissociação ácida.
Para a expressão de constante de equilíbrio das bases temos:
Kb =
A constante de equilíbrio de ionização de uma base é representada por Kb, cuja constante é chamada de constante de dissociação básica.
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Equilíbrio ácido-base - Indicadores 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 In A e a forma básica In B podese 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
Verificaram-se os componentes da bancada de práticas, os quais serão usados:
•
Estante para tubos de ensaio;
•
Tubos de ensaio; 5 Engenharia em Energia – UERGS
Equilíbrio ácido-base - Indicadores •
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 determinouse o pH de cada solução.
b. Parte 2
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Equilíbrio ácido-base - Indicadores
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
TUBO
Ácido Clorídrico 1 TUBO Hidróxido de 2 Potássio TUBO Vinagre 3 TUBO Tiossulfato de 4
PAPEL
TORNASSOL
Sódio
IND. UNIVERSA
DESCRIÇÃO RESULTADO
Azul
Rosa
Rosa
Rosa
2,0
ÁCIDO
Azul
Azul
13,0
BASE
Rosa
Rosa
2,0
ÁCIDO
Azul
Rosa
6,0
NEUTRO
L PH
PH
Tabela – Resultados obtidos da parte 2.
INDICADORES (conta-gotas)
ÁCIDO CLORÍDRICO
Alaranjado de
Vermelho
metila Vermelho de
alaranjado
metila Azul de
HIDRÓXIDO DE
VINAGRE
POTÁSSIO Amarelo
Vermelho rosado
Amarelo
Amarelo
Azul
Vermelho Vermelho rosado
Amarelo
TIOSSULFAT O DE SÓDIO Amarelo Laranja Amarelo 7
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Equilíbrio ácido-base - Indicadores
bromotimol Fenolftaleína Timolftaleína
Incolor Incolor
Rosa Azul
Incolor Incolor
Incolor Incolor
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, 8 Engenharia em Energia – UERGS
Equilíbrio ácido-base - Indicadores exceto no caso do vermelho de metila que tornou-se laranja, isso devido a faixa de transição do pH que ele se encontra.
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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