QUÍMICA. Soluções: características, tipos de concentração, diluição, mistura, titulação e soluções coloidais. Parte 9. Prof a.

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1 QUÍMICA Soluções: características, tipos de concentração, Parte 9 Prof a. Giselle Blois

2 INDICADORES ÁCIDO BASE São substâncias, naturais ou sintéticas, que, por suas propriedades físico-químicas, apresentam a capacidade de mudar de cor na presença de um ácido ou de uma base, ou seja, em função do ph do meio.

3 O ph é o potencial hidrogeniônico, ou seja, refere-se à concentração de íons [H + ] (ou H 3 O + ) em uma solução. Quanto maior a quantidade desses íons, mais ácida é a solução e vice-versa. ph = - log [H + ] * (potencial hidroxiliônico: poh) poh = - log [OH - ] * ph + poh = 14

4 A escala de ph varia entre 0 e 14: - O 7 representa um meio neutro; - Os valores abaixo de 7 são meios ácidos e quanto menor o ph, mais ácido é o meio; - Os valores acima de 7 são meios básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio.

5 Fonte: Blog Mcientífica.

6 Exemplos de soluções do cotidiano com o ph próximo ao indicado pela escala, a 25 C: Fonte: Mundo Educação.

7 Porém, geralmente os valores de ph e poh são decimais, então os indicadores ácido-base são também usados para indicar os valores aproximados de ph.

8 Como que os indicadores ácido-base funcionam? Geralmente os indicadores são um ácido fraco ou uma base fraca que entra em equilíbrio com a sua respectiva base ou ácido conjugado, que apresenta coloração diferente. Indicador ácido + H 2 O H 3 O + + Base conjugada (cor A) (cor B)

9 Quando o indicador ácido-base entra em contato com o meio o equilíbrio será deslocado, segundo o Princípio de Le Chatelier. Princípio de Le Chatelier:

10 Existem três fatores que alteram o equilíbrio químico: 1) Concentração; 2) Pressão; 3) Temperatura.

11 Concentração: Se aumentarmos a concentração de pelo menos um reagente, em uma reação em equilíbrio com temperatura constante, a reação será deslocada no sentido direto, pois para entrar em um novo equilíbrio o sistema terá que gerar mais produtos; o contrário também ocorre, se aumentarmos a concentração dos produtos a reação se deslocará no sentido inverso, fornecendo mais reagentes.

12 Indicador ácido + H 2 O H 3 O + + Base conjugada (cor A) (cor B) Logo, quando o indicador entra em contato com um meio ácido o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a cor A.

13 Indicador ácido + H 2 O H 3 O + + Base conjugada (cor A) (cor B) Mas se entrar em contato com um meio básico, os íons OH - da solução básica irão reagir com os íons H 3 O + do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons H 3 O +, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema adquire a cor B.

14 Como foi falado, existem indicadores naturais e artificiais. Um exemplo de natural muito utilizado é o extrato repolho roxo, já de artificial, os mais utilizados em laboratórios são: fenolftaleína, papel de tornassol e indicadores universais.

15 Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em meio básico:

16 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.

17 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: Soluções: características, tipos de concentração,