Indicador de Ácido-Base

INDICADORES ÁCIDO-BASE E pH 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. Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato com um ácido ou uma base: INDICADOR ÁCIDO BASE NEUTRO FENOLFTALEÍNA INCOLOR ROSA INCOLOR TORNASSOL ROSA AZUL - Para os outros indicadores: - Repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido, verde em contato com base e vermelho quando neutro. - Alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja em base e quando neutro; - O azul de bromotimol fica amarelo em ácido, e azul em base e quando neutro; - A flor hortência fica azul em meio ácido e rosa em base; - O hibisco ou mimo-de-vênus, que possui a cor rosa, fica vermelho-alaranjado em contato com ácido e verde em meio básico. Alguns indicadores ácido-base são tão eficientes que indicam até mesmo o grau de acidez ou alcalinidade (basicidade) das substâncias. Este grau é chamado do pH (produto hidrogeniônico) que mede a quantidade do cátion H+ das soluções. Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O maior número indica solução básica (alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, então a solução não é nem ácida e nem básica, ela é neutra. Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto mais a solução se aproxima do quatorze, mais básica ela é. Escala de pH |_______________|_______________| 0                             7                           14 ácido         neutro         base Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também através de aparelhos que medem a condutividade elétrica das soluções. Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança de cor damos o nome deviragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem. Veja alguns exemplos diários de valores de pH: CARÁTER ALCALINO PRODUTO 14 Solução de soda cáustica (NaOH) 13 12 Água de cal 11 10 Creme dental alcalino 9 8 Solução aquosa de NaHCO3 CARÁTER NEUTRO 7 Água pura CARÁTER ÁCIDO 6 Água da torneira, água da chuva 5 Refrigerantes 4 Chuva ácida 3 Vinagre 2 Suco de limão 1 Suco gástrico (HCl) 0 Solução aquosa de HCl TEORIA MODERNAS DE ÁCIDO E BASE De uma maneira geral, sabemos que ácido é toda substância que em água produz um cátion H+ e que base é toda a substância que em água produz um ânion OH-. Esta teoria foi utilizada durante muito tempo para explicar o conceito de ácido e de base. É a Teoria de Arrhenius. Mas surgiram, com o passar dos tempos, novas teoria relacionadas a ácido e base. São as chamadasTeorias Modernas Ácido-Base. São elas: - Teoria de Bronsted-Lowry - Teoria de Lewis Antes, vamos relembrar a Teoria de Arrhenius: Teoria de Arrhenius Para este cientista, os ácidos e as bases são eletrólitos, que em contato com a água liberam íons. Quando um ácido libera íons em solução aquosa, acontece uma ionização. Exemplo: HCl + H2O →  H+  +  Cl- Na realidade, libera o íon hidrônio (H3O+) assim: HCl + H2O →  H3O+  +  Cl- Quando uma base libera íons em solução aquosa, acontece uma dissociação. Exemplo: NaOH + H2O →  Na+ + OH- Ácido de Arrhenius – é toda substância que em água produz um cátion H+. Base de Arrhenius – é toda a substância que em água produz um ânion OH-. Teoria de Bronsted-Lowry Esta teoria é baseada nos estudos dos químicos Johannes Nicolaus Bronsted e Thomas Martin Lowry. Juntos eles definiram ácido e base na ausência de água, que não é explicado pela Teoria de Arrhenius. A teoria é baseada em doar ou receber 1 próton. Ácido de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que doa 1 próton. Base de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que recebe 1 próton. Exemplo: doa         recebe          doa         recebe                        HCl    +    NH3     ↔     NH4+   +  Cl- ácido        base            ácido         base              Neste caso, o HCl doa 1 próton para a amônia (NH3). Na reação reversa, o NH4+ é quem doa 1 próton para o íon Cl-. Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry formam pares conjugados. Sempre um ácido e uma base. O ácido da primeira reação e a base que formou. Assim: HCl e Cl- são pares conjugados. O HCl é o ácido conjugado da sua base conjugada Cl-. A NH3 e NH4+ são pares conjugados. A NH3 é a base conjugada do seu ácido conjugado NH4+. Teoria de Lewis O químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, desenvolveu uma teoria ácido-base relacionada ao par de elétron. Ácido de Lewis – é a espécie química que recebe o par de elétrons numa reação química. Base de Lewis - é a espécie química que doa o par de elétrons numa reação química. Exemplo: doa         recebe       :NH3     +    H+       ↔    NH4+                                           base        ácido Quadro-resumo das teorias ácido-base: TEORIA ÁCIDO BASE ARRHENIUS Libera H+ em solução aquosa     Libera OH- em solução aquosa     BRONSTED-LOWRY Doa 1 próton Recebe 1 próton LEWIS Recebe par de elétrons Doa par de elétrons