Transcript
Introdução
Em uma sala de emergência de um hospital, ou em uma plantação, é
necessário conhecer a concentração de íons H3O+ e OH-, e fazer comparações
rápida e facilmente, como uma maneira de reduzir erros. Entretanto, a
molaridade destes íons varia em muitas ordens de magnitude, em potências de
10. Em algumas soluções, a concentração destes íons podem ser acima de 1
mol/L, e em outras, ser menor que 10-14 mol/L. (ATKINS e JONES, 1999).
Porém, para evitar o uso de números com expoentes negativos, é comum o uso
dos valores de pH, que expressam as concentrações de íons H3O+ sob a forma
de números pequenos e positivos (UCKO, 1992). Estes números são organizados
em uma escala, indo do 0, que indica maior concentração de íons H3O+, ao
14, que indica uma concentração mínima destes íons, conforme a figura 1 e a
tabela A.
Fig. 1 – Escala de pH.¹
pH Concentração H3O+ (mols/L) Concentração
OH- (mols/L) Descrição geral
0 100 = 1 10-14
= 0,00000000000001 fortemente ácida
1 10-1 = 0,1 10-13 =
0,0000000000001
2 10-2 = 0,01 10-12 =
0,000000000001
3 10-3 = 0,001 ácido 10-11 =
0,00000000001 levemente ácida
4 10-4 = 0,0001 (excesso de 10-10 =
0,0000000001
5 10-5 = 0,00001 íons H3O+) 10-9 =
0,000000001
6 10-6 = 0,000001 10-8 =
0,00000001
7 10-7 = 0,0000001 ------------------------- 10-7 =
0,0000001 ------------------------------------ neutra
8 10-8 = 0,00000001 10-6 =
0,000001
9 10-9 = 0,000000001 10-5 =
0,00001 base
10 10-10 = 0,0000000001 10-4 = 0,0001
(excesso de
11 10-11 = 0,00000000001 10-3 = 0,001
íons OH-) levemente básica
12 10-12 = 0,000000000001 10-2 = 0,01
13 10-13 = 0,0000000000001 10-1 = 0,1
14 10-14 = 0,00000000000001 100 = 1
fortemente básica
Tabela A – Escala de pH conforme concentrações dos íons H3O+ e OH-.
A partir desta tabela, pode-se perceber que as substâncias neutras, que
apresentam pH 7, possuem um equilíbrio entre os íons H3O+ e OH-, ou seja, a
concentração destes íons é praticamente igual, de 10-7 mol/L. Verificando
os valores da tabela, também é possível descrever o valor do pH como sendo:
Em laboratório, pode-se determinar o pH de uma solução de várias maneiras.
As maneiras mais utilizadas são o pHmetro, um aparelho que fornece medidas
diretas de pH, e o uso de corantes, chamados indicadores. Os indicadores
mudam de cor em um intervalo específico de pH, usualmente de duas unidades
de pH. Vários indicadores podem ser misturados de tal modo que as corem
combinadas mudam gradualmente com o pH. (UCKO, 1992). Este processo é
utilizado no indicador universal, que é capaz de reagir frente a qualquer
concentração de íons H3O+, e indica o pH da substância através de uma
escala de cores, que variam entre o vermelho, para soluções fortemente
ácidas, e o violeta, para soluções fortemente básicas. Entre alguns
indicadores mais utilizados, estão os seguintes, listados no gráfico 1, com
seus respectivos intervalos de pH.
pH
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14
"___"___"___"___"___"___"___"___"___"___"___"___"___"___"
Metil violeta --------------------------- amarelo "_________" violeta
Cresol vermelho ---------------------------- vermelho "____" amarelo
Timol azul ------------------------------------- vermelho "_____" amarelo
Bromofenol azul ----------------------------------------- amarelo "______"
azul
Metilorange ---------------------------------------------- vermelho "____"
amarelo
Bromocresol verde ---------------------------------------- amarelo "_____"
azul
Metil vermelho ---------------------------------------------- vermelho
"______" amarelo
Bromotimol azul ---------------------------------------------------------
amarelo "______" azul
Tornassol -----------------------------------------------------------
vermelho "_____________" azul
Cresol vermelho -----------------------------------------------------------
--- amarelo "______" vermelho
Timol azul ----------------------------------------------------------------
------- amarelo "_______" azul
Fenolftaleína -------------------------------------------------------------
---------- incolor "_____" vermelho violeta
Timolftaleína -------------------------------------------------------------
----------------- incolor "_____" azul
Alizarina amarela R -------------------------------------------------------
------------------- amarelo "_____" vermelho
Nitramina -------------------------------------------------------------
-------------------------------- incolor "___________"marrom
Gráfico 1 – Intervalos de medidas de pH de acordo com a cor
específica.
Das várias teorias propostas para explicar o mecanismo de um indicador,
destacam-se duas:
A que procura interpretá-lo à luz de equilíbrio químico;
A que pretende explicá-lo em termos de tautomeria;
Segundo a primeira teoria, os indicadores são ácidos (HIn) ou bases (InOH)
orgânicas, fracas, cujas moléculas têm cor diferente da dos seus íons (In-
ou In+) e, portanto, mudam de coloração conforme seu grau de ionização,
função do pH em que são dissolvidos. Por exemplo, pode-se imaginar um
indicador ácido cujas moléculas HIn são vermelhas e cujos íons In- são
amarelos. Quando dissolvidos em água, o indicador ioniza-se segundo a
equação:
O equilíbrio entre os íons originados e as moléculas não ionizadas cumprem
a equação, segundo a lei de equilíbrio:
A cor da solução é então determinada pela proporção numérica entre os íons
In- e as moléculas HIn coexistentes em equilíbrio. Quando se acrescenta um
ácido, os íons H+ adicionados fazem retroceder a ionização do indicador, e
a cor da solução vai tendendo para a de suas moléculas.
Ao contrário, quando se adiciona uma base à solução, verifica-se uma
salificação do ácido indicador e, como o sal formado se ioniza mais
fortemente que o ácido, a solução adquire a cor do íon In-.
Da mesma forma, fenômenos semelhantes aos descritos ocorreriam se o
indicador fosse uma base fraca InOH. (ROZEMBERG, 2002)
De acordo com a segunda teoria, a molécula do indicador poderia subsistir
em duas formas de mesma composição, mas de diferente estrutura e em
contínuo equilíbrio. Uma dessas formas teria caráter ácido e predominaria
em meio básico, enquanto a outra teria caráter neutro. O estado de
equilíbrio entre as duas formas seria influenciado pelo pH do meio.
Admitindo-se que as duas formas tautômeras tenham cores diferentes, acabam
conferindo colorações diferentes às soluções de diferentes pH. (ROZEMBERG,
2002)
Para soluções salinas, o pH é definido pela força do ácido e da base que o
formaram: quando o sal é formado a partir da neutralização de um ácido
forte por uma base forte, nenhum dos ânions hidrolisa, e então seu pH será
neutro, próximo de 7; quando o sal é formado a partir da neutralização de
um ácido forte por uma base fraca, somente o cátion hidrolisa, e então o pH
torna-se ácido, menor que 7; se o sal é formado pela neutralização de um
ácido fraco por uma base forte, então somente o ânion hidrolisa e o pH é
básico, sendo maior que 7. ²
Objetivos
Determinar o pH de uma substância a partir de vários indicadores.
Procedimento Experimental
a) Materiais Utilizados:
- Violeta de metila;
- Alaranjado de metila;
- Vermelho de metila;
- Amarelo de alizarina;
- Azul de bromotimol;
- Vermelho de fenol;
- Fenolftaleína;
- Verde de bromo-cresol;
- Tubos de ensaio;
- Solução de hidróxido de sódio (NaOH);
- Solução de ácido colorídrico (HCl);
- Água;
- Estante para tubos de ensaio;
- Conta gotas;
- Solução de cloreto de sódio (NaCl);
- Bastão de vidro;
- Béquers;
- Papel indicador universal.
b) Procedimento:
O experimento foi dividido em duas etapas. Na primeira etapa, foram
utilizados vários indicadores para determinar o pH das soluções de HCl e de
NaOH. Na segunda etapa, foi utilizado o papel indicador universal para
medir o pH da água destilada, de uma solução de NaCl, e também de duas
soluções desconhecidas.
Na primeira etapa, foram separados 16 tubos de ensaio, que foram numerados
em pares, de 1 a 8. Em seguida, foi adicionada uma pequena quantidade de
água em todos os tubos. Em cada par de mesmo número, foram adicionadas, em
um dos tubos, três gotas de solução de HCl e no outro, strês gotas de
solução de NaOH. Feito isto, foram adicionados, com o auxílio de conta-
gotas, os indicadores: aos tubos de nº 1, foi adicionado o indicador
alaranjado de metila; aos tubos de nº 2, foi adicionado o indicador amarelo
de alizarina; aos tubos de nº 3, foi adicionado o indicador violeta de
metila; aos tubos de nº 4, foi adicionado o indicador azul de bromotimol;
aos tubos de nº 5, foi adicionado o indicador vermelho de fenol; aos tubos
de nº 6, foi adicionado o indicador fenolftaleína; aos tubos de nº 7, foi
adicionado o indicador verde de bromo-cresol; aos tubos de nº 8, foi
adicionado o indicador vermelho de metila. Após cada adição de indicadores,
foram observadas as mudanças de coloração ocorridas em cada solução,
básicas e ácidas.
Na segunda etapa, utilizando-se o bastão de vidro, escorreu-se uma pequena
quantidade de água destilada em uma tira de papel indicador universal. O
mesmo procedimento foi repetido com a solução de NaCl, e também com as duas
soluções desconhecidas, observando-se a coloração do papel indicador frente
à cada substância e comparando-se com a escala de valores de pH de acordo
com a cor existente na embalagem do papel indicador.
Resultados e Discussão
Na primeira etapa do experimento, foram obtidos os seguintes resultados:
"Tubos "Indicador "Coloração HCl "Coloração NaOH "
"1 "alaranjado de metila "vermelho "laranja "
"2 "amarelo de alizarina "incolor "vermelho claro "
"3 "violeta de metila "azul "violeta "
"4 "azul de bromotimol "amarelo "azul "
"5 "vermelho de fenol "laranja "rosa forte "
"6 "fenolftaleína "incolor "rosa forte "
"7 "verde de bromo-cresol"amarelo "azul "
"8 "vermelho de metila "vermelho "amarelo "
Tabela B – Resultados obtidos a partir da adição de indicadores à soluções
de HCl e de NaOH.
De acordo com os intervalos de pH indicados anteriormente no gráfico (pag.
4) e também em outras literaturas, para os tubos de nº 1, a coloração em
relação à solução ácida está correta, porém, a coloração em relação à base
difere da literatura que indica que a coloração em pH maior que 4,4 deveria
ser amarelo, e não laranja. Isto pode ocorrer devido à faixa de viragem do
alaranjado de metila estar somente entre valores abaixo de 7 ou talvez pela
baixa concentração de NaOH na solução. Para os tubos de nº 2, a coloração
em relação ao ácido difere, sendo que em soluções fortemente ácidas, a
coloração deveria ser amarela, e não incolor. A coloração da base confere
com a literatura, porém apresentou uma tonalidade muito clara de vermelho,
ficando excessivamente translúcida. Da mesma maneira que a solução
anterior, estes erros podem ter ocorrido pela baixa concentração de ácido e
de base nas soluções. Para os tubos de nº 3, a coloração está correta,
conferindo com os valores e colorações encontrados na literatura, indicando
que a solução do ácido possui pH intermediário entre 0,2 e 3,2, e a solução
da base possui pH maior que 3,2. Para os tubos de nº 4, a coloração também
confere com os valores encontrados na literatura, pois o azul de bromotimol
possui faixa de viragem entre 6,0 e 7,6. Isto indica que a solução ácida
possui pH abaixo de 6,0, e que a solução básica possui pH maior que 7,6.
Para os tubos de nº 5, apenas a coloração do ácido difere, não dos valores
encontrados na literatura, mas sim em comparação com os outros resultados
experimentalmente encontrados. A faixa de viragem do vermelho de fenol é
entre 6,8 e 8,4, e, portanto, a solução ácida deveria ter coloração
amarela, e não intermediária entre o amarelo e o vermelho (laranja). Porém,
para a solução básica, a coloração confere com os resultados esperados,
pois algumas literaturas (a maioria delas) denominam como vermelho esta
coloração rosa forte obtida por alguns indicadores. Para os tubos de nº 6,
a coloração confere com a descrição da literatura, já que a faixa de
viragem da fenolftaleína é de 8,3 a 10,0, o que indica que a solução básica
possui pH maior que 10. Para os tubos de nº 7, a coloração também confere,
tanto com a literatura quanto com os resultados experimentais, pois o verde
de bromo-cresol possui faixa de viragem entre 3,8 e 5,5, o que indica,
novamente, que a solução ácida possui pH menor que 3,8 e que a solução
básica possui um valor alto de pH. Para os tubos de nº 8, também as
colorações conferem com a literatura, pois a faixa de viragem do vermelho
de metila é entre 4,4 e 6,0, conferindo coloração amarela à soluções com pH
menor que 4,4 e coloração vermelha à soluções com ph maior que 6,0.
Na segunda etapa do experimento, os resultados obtidos foram os seguintes:
"Substância "Coloração "pH "
"água destilada "verde claro "7 "
"solução de NaCl "verde claro "7 "
"Solução A "verde claro "7 "
"Solução B "vermelho "1 "
Tabela C – Medidas de pH obtidas utilizando-se papel indicador universal.
A partir destes resultados, pode-se concluir que:
o pH da água destilada é neutro, pois a água, sendo formada por dois
átomos de H e um átomo de O, apresenta equilíbrio iônico constante:
o pH da solução de NaCl é neutro, pois este sal é resultante da
neutralização de um ácido forte por uma base forte:
o pH da solução A é neutro, e provavelmente o soluto utilizado é um sal
resultante da neutralização de um ácido forte por uma base forte;
o pH da solução B é fortemente ácido, e provavelmente o soluto utilizado
é um ácido forte.
Conclusão
A partir deste experimento foi possível perceber que pode-se descobrir o
pH de uma solução utilizando-se vários indicadores simultaneamente, seja
separadamente, utilizando pequenas amostras da solução para cada indicador,
ou utilizando-se um indicador universal, que contém vários indicadores com
faixas de viragem diferentes.
Questões Propostas
1 – Explicar a teoria geral de ação dos indicadores ácido-base.
Exemplificar com a fórmula estrutural de alguns indicadores.
A teoria mais aceita para explicar o mecanismo dos indicadores se baseia
no equilíbrio químico entre as moléculas ácidas ou básicas do indicador e
os seus íons. Enquanto as moléculas apresentariam uma determinada cor, os
íons do indicador apresentariam uma cor diferente. Assim, quando o
equilíbrio se deslocasse para a forma molecular, a cor da solução seria a
cor da molécula, e quando o equilíbrio fosse deslocado para a forma iônica
(dissociada), a cor da solução seria a cor do íon. Como exemplo, temos o
vermelho de metila, C15H15N3O2. Sua fórmula estrutural é:
Enquanto a forma molecular C15H15N3O2 apresenta coloração vermelha, a
forma iônica, C15H14N3O2- tem coloração amarela. Quando é adicionado um
ácido à solução, e a concentração de H+ aumenta, o equilíbrio se desloca
para a forma molecular, e a coloração é vermelha. Se for adicionada uma
base, ocorre a salificação e a formação de íons C15H14N3O2-, e a coloração
se torna amarela.
2 – Experimentalmente, qual deve ser a relação entre as concentrações das
formas dissociadas e não dissociada para se perceber as alterações de cor
dos indicadores? Deduzir qual é o intervalo de viragem de um indicador.
Para se perceber a alteração de cor de um indicador, a concentração das
formas dissociadas e não dissociadas devem ser diferentes, pois o
equilíbrio deve estar deslocado.
3 – Para o caso do indicador alaranjado de metila:
a) Qual o pH para o indicador apresentar cor vermelha?
Menor que 3,1.
b) Calcular OH- necessária para o menor pH no qual o indicador apresenta
cor alaranjada.
O menor pH no qual o alaranjado de metila apresenta cor alaranjada é 3,1.
Portanto, a concentração de H+ na solução deve ser de 10-3,1 mol/L. Como a
soma dos expoentes das concentrações de H+ e de OH- em uma solução deve ser
de -14, então o expoente de base 10 que indica a concentração de OH- deve
ser:
14 – 3,1 = 10,9
Ou seja, a concentração de OH- deve ser de 10-10,9 mol/L.
c) Calcular OH- e H+ para soluções preparadas usando 1 gota de HCl 6 mol/L
e 1 gota de NaOH 8 mol/L em 3ml de água (considerar uma gota = 0,05mL).
(0,05ml = 0,00005L)
HCl:
1L 6 mol
0,00005L x
x = 6 . 0,00005
x = 0,003 mol
M = n1 / V
M = 0,003 mol / 0,003L
M = 1 mol/L
Concentração H+ = 100 mol/L
pH = 1
NaOH
1L 8 mols
0,00005L x
x = 8 . 0,00005
x = 0,0004 mol
M = n1 / V
M = 0,0004 mol / 0,003L
M = 0,13 mol/L
Concentração OH- = (aprox.) 10-1 mol/L
pH = 13
Referências
¹ Disponível em http://www.bettabrasil.com.br/manejo.asp, acesso em
08/09/09.
² O pH das soluções de sais. Disponível em
http://crispassinato.wordpress.com/2008/05/25/ph-de-solucoes-salinas/,
acesso em 09/09/09.
ROZENBERG, I. M. Química Geral. São Paulo: Edgar Blücher, 2002.
ATKINS, P.; JONES, L.; Chemistry: Molecules, Matter and Change. 4. ed.
United States of America: Freeman, 1999.
PAULLING, L. Química Geral. Rio de Janeiro: Ao Livro Técnico, 1965.
UCKO, D. A. Química Para as Ciências da Saúde: Uma introdução à química
geral, orgância e biológica. Tradução de José Roberto Giglio. 2 ed. São
Paulo: Manole, 1992.
