Os ácidos e bases nos lembram produtos perigosos, corrosivos e fumegantes. Contudo, se não houvesse a ação deles em nosso corpo, nosso organismo não funcionaria bem e não conseguiríamos nos manter vivos.
Temos ácido no estômago (ácido clorídrico), nos aminoácidos (ácido e base) que formam as proteínas, na principal molécula da vida — o DNA (ácido e base) —, que é responsável pela transmissão dos caracteres, e em várias outras partes do corpo. Os ácidos também estão presentes em alimentos e medicamentos, como vitamina C (ácido ascórbico), vinagre (ácido acético), gordura (ácidos graxos) e analgésicos (ácido acetilsalicílico).
Uma das características dos ácidos é o sabor azedo. Já as bases têm sabor adstringente (como o do sabão). Mas nunca devemos degustar uma substância desconhecida para saber à qual função ela pertence. Para isso, os laboratórios possuem indicadores que, por sua coloração, indicam se a substância à qual são adicionados são bases ou ácidos.
Há vários tipos de indicadores, e cada um age numa faixa determinada de pH com colorações específicas.
A fenolftaleína é um bom exemplo de indicador; quando adicionamos fenolftaleína a uma substância, esta fica vermelha se for base, mas, se pertencer a outra função, ficará incolor.
Além de indicadores para bases, existem indicadores para ácidos e bases, como o azul de timol.
Os químicos desenvolveram uma escala de pH que vai de 0 a 14 e indica se a substância é um ácido ou uma base. Por meio dessa escala (pH), podemos ver que toda substância ácida tem pH entre 0 e 7, e a básica, entre 7 e 14. O pH 7 é neutro, ou seja, nem ácido nem básico.
Na prática, o pH é medido por meio de indicadores ácido-base (substâncias que mudam de cor em valores bem definidos de pH) ou de um potenciômetro (que mede a condutividade elétrica da solução e a relaciona com o pH). Apesar de este último processo ser mais preciso, o uso dos indicadores é mais comum no cotidiano dos laboratórios de química, os quais dispõem de um grande número desses materiais, que mudam de cor nas mais diferentes faixas e/ou valores de pH. O ponto de mudança da cor dos indicadores em relação ao pH é chamado de ponto de viragem.
PH de algumas substâncias comuns Suco gástrico 1 a 3 Cerveja 4,1 a 5 Refrigerante 1,8 a 3 Suco de limão 2,1 a 2,4 Vinagre 2,5 a 3,5 Água potável 5 a 8 Água pura 7 Amoníaco (doméstico) 11,8 a 12,3 Suco de laranja 3 a 4 INDICADORES QUÍMICOS
Muitos são os pigmentos extraídos de vegetais que podem ser usados como indicadores ácido-base. Um indicador ácido-base é uma substância que apresenta determinada coloração em meio ácido e outra em meio básico.
A primeira teoria sobre os indicadores, a teoria iônica dos indicadores, é creditada a W. Ostwald (1894) e se fundamenta na teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores. Segundo ela, os
indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não dissociadas difere da cor dos respectivos íons.
Indicadores ácidos
Possuem hidrogênio(s) ionizável(eis) em sua estrutura. Quando o meio está ácido (pH<7), a molécula do indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum; nessa situação, a molécula está neutra. Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água e, nesse processo, são liberados os ânions
do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula).
Indicadores básicos
Possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio alcalino (pH>7), as moléculas do
indicador "são mantidas" não ionizadas e, em meio ácido (pH<7), os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a formação de água. Nesse processo, são liberados os cátions (de
de um reagrupamento molecular determinado pela variação das condições de pH do meio, que define o surgimento ou desaparecimento dos grupos cromóforos.
Os cromóforos compreendem arranjos de vários grupos carbonila (C=O), ou ligações duplas próximas. Alguns exemplos de indicadores comuns:
Os indicadores são influenciados pela variação de temperatura, especialmente os básicos, que tendem a perder a sensibilidade aos íons hidrogênio e sofrer um conseqüente deslocamento para valores mais baixos de pH (ou seja, maiores concentrações de H+). Os indicadores ácidos são mais resistentes a
variações de temperatura. Observe exemplos na tabela comparativa (valores em meio aquoso). Forma ácida vermelha Forma alcalina amarelo - alaranjado Forma ácida
Principais indicadores ácido-base
Indicador Zona de transição
(18ºC) Zona de transição (100ºC) Azul de timol 1,2 - 2,8 1,2 - 2,6 Tropeolina 1,3 - 3,2 0,8 - 2,2 Amarelo de metila 2,9 - 4,0 2,3 - 3,5 Alaranjado de metila 3,1 - 4,4 2,5 - 3,7 Azul de bromofenol 3,0 - 4,6 3,0 - 4,5 Verde de Bromocresol 4,0 - 5,6 4,0 - 5,6 Vermelho de metila 4,4 - 6,2 4,0 - 6,0 p-nitrofenol 5,0 - 7,0 5,0 - 6,0 Púrpura de bromocresol 5,2 - 6,8 5,4 - 6,8 Azul de bromotimol 6,0 - 7,6 6,2 - 7,8 Vermelho de fenol 6,4 - 8,0 6,6 - 8,2 Vermelho de cresol 7,2 - 8,8 7,6 - 8,8 Azul de timol 8,0 - 9,6 8,2 - 9,4 Fenolftaleína 8,0 - 10,0 8,0 - 9,2 Timolftaleína 9,4 - 10,6 8,6 - 9,6 Nitramina 11,0 - 13,0 9,0 - 10,5
Tabela de variação de cores para indicador de extrato de repolho roxo
Sangue de mentira (sangue do diabo)
Imagine uma pessoa saindo para passear vestindo uma roupa branca. De repente, ela é abordada por um amigo que se aproxima e espirra, em sua roupa, um jato de líquido vermelho. Quando a vítima da brincadeira começa a xingar o engraçadinho, acontece algo surpreendente: a mancha em sua roupa some diante de seus olhos, como se fosse mágica. Esse líquido “mágico” é o chamado “sangue do diabo”.
Esta figura é apenas um modelo, devendo ser redesenhada aparecendo crianças brincando no recreio da escola.
Essa é uma brincadeira bem legal de se fazer, e o efeito consiste em jogar o líquido avermelhado na roupa das pessoas, deixando-as surpresas (ou nervosas). Após poucos minutos, o líquido perde sua cor e evapora sem deixar resíduo algum. Mas deve-se tomar o cuidado de não jogar esse líquido nos olhos das pessoas ou em alguém muito maior que você e sem senso de humor.
Mas, como o líquido desaparece?
A solução de amônia é uma solução básica, que torna a fenolftaleína avermelhada. Com o tempo, a amônia evapora e desloca o equilíbrio da reação para a direita, deixando, em seu lugar, apenas água. O pH volta a baixar e a fenolftaleína perde sua cor. A reação que se processa é:
NH4OH --> NH3 + H2O
A explicação para esse fenômeno é a seguinte: o hidróxido de amônio NH4OH (aq) é uma base instável
que se decompõe formando amônia, NH3 (g), e água, H2O (l).
Por outro lado, à temperatura ambiente a amônia é um gás. Então, assim que é espirrada na roupa da pessoa, ela evapora e “some”. Sem a amônia, o meio (a roupa da pessoa) deixa de ser básico e passa a ser neutro (contendo apenas água). Como a fenolftaleína é incolor em meio neutro, a roupa que estava manchada de vermelho volta a sua cor original.
Mas, atenção: antes de ser lavada com sabão, a peça de roupa usada no experimento deve ser lavada apenas com água, pois o sabão contém NaOH, que é básico, mas não é volátil e, portanto, pode manchar a roupa.
