Acidos e Bases 2 anos

Àcido-base e ph

No nosso quotidiano, muitas vezes nos questionamos onde podemos encontrar ácidos e bases (fig.1). Um dos conceitos que mais tem evoluído com o desenvolvimento da Química é o de ácido-base.

Para os egípcios, gregos e romanos o vinagre era a única substância ácida conhecida. Ele resultava da “azedia” ou oxidação do vinho pelo ar. Ácido significava, literalmente, azedo.

Entre os alcalis (da palavra árabe al kali, que significava cinzas de plantas), nome que se dá ás bases que se dissolvem em água, figuravam a “potassa” (carbonato de potássio), obtida de cinzas de madeira, a “soda” (carbonato de sódio), obtida da evaporação de águas minerais, e a “cal” (óxido de cálcio), obtida pelo aquecimento de conchas.

As bases são as substâncias capazes de produzir as soluções básicas ou alcalinas, sendo frequentemente escorregadias; o bicarbonato de sódio e o sabão são bases, assim como a soda cáustica, uma substância que pode queimar a pele.

Segundo Lewis, uma base é qualquer substância doadora de um par de electrões.

As bases mais importantes no laboratório são : hidróxido de sódio : NaHO, hidróxido de cálcio : Ca(HO)2 , hidróxido de magnésio : Mg(HO)2, hidróxido de amónio : NH4HO.

Na natureza os ácidos encontram-se nos frutos: o ácido cítrico é responsável pelo sabor amargo dos limões; o vinagre contém ácido acético; o ácido tânico da casca das árvores é usado no curtimento de peles. Os ácidos minerais mais fortes têm sido preparados desde a Idade Média. Um destes ácidos, aqua fortis (ácido nítrico), era usado pelos analistas para separar o ouro da prata. As baterias dos automóveis contêm ácido sulfúrico, um ácido forte e corrosivo. Uma base apresenta características opostas às de um ácido.

Os ácidos são as substâncias capazes de produzir as soluções ácidas. Os ácidos mais importantes no laboratório são : ácido clorídrico: HCl, ácido sulfuríco : H2SO4, , ácido nítrico : HNO3, ácido fosfórico : H3PO4, ácido acético : CH3COOH.

Segundo Lewis, um ácido é qualquer substância aceitadora de um par de electrões.

Há ainda substâncias que dissolvidas em água não tem comportamento ácido nem básico. São as soluções neutras. São exemplos, o cloreto de sódio e o sulfato de sódio em soluções aquosas

No entanto, as soluções ácidas não são todas iguais, assim como as soluções alcalinas ou básicas.

É, então, necessário encontrar uma grandeza que nos permita estabelecer a diferença entre soluções mais ou menos ácidas, mais ou menos básicas ou soluções neutras.


Para caracterizar quantitativamente a acidez ou basicidade das soluções, os químicos estabeleceram uma escala numérica, a escala de pH (fig.2). O pH de uma solução aquosa a 25ºC pode variar de 0 a 14, correspondendo o valor 7 às soluções neutras.

Uma solução é tanto mais ácida quanto menor for o seu valor de pH. Para soluções ácidas o pH é inferior a 7, ao passo que para soluções básicas ou alcalinas o pH é maior que 7. Uma solução é tanto mais alcalinas quanto maior for o seu pH.


Certas experiências têm a propriedade de, em contacto com soluções ácidas, básicas ou neutras, mudarem de cor, os indicadores ácido.base.

Os indicadores de ácido-base são ácidos ou bases orgânicos fracos em que os pares conjugados apresentam cores diferentes. A cor que apresentam em solução aquosa depende da abundância relativa das partículas (o ácido e a base conjugados) presentes, abundância esta que, por sua vez, depende do pH do meio.

Representando, genericamente, por Hind a forma ácida do indicador e por Ind- a sua base conjugada, a protólise do indicador será representada pela seguinte equação química:



Hind (aq) Ind- (aq) + H+



Os indicadores ácido-base, são geralmente pigmentos extraídos de plantas que servem para indicar o comportamento ácido, básico ou neutro de uma solução aquosa e os que nós usamos nesta experiência são a fenolftaleína (corante orgânico, sólido e branco, solúvel em álcool etílico), vermelho de bromofenol e o tornassol (corante azul extraído de líquenes).

Os químicos recorrem a estas substâncias para identificar o caracter químico das soluções. Na Tabela 1 apresentam-se as zona de viragem e cores para alguns indicadores. Na figura 3 mostram-se cores de alguns indicadores em várias soluções com diferentes valores de pH .



Nome do Indicador Zona de viragem Mudança de cor(ácido ® base)

Azul de timol 1.2 – 2.8 Vermelho - Amarelo

Alaranjado de metil 3.1 – 4.5 Vermelho - Amarelo

Vermelho de metilo 4.2 – 6.3 Vermelho - Amarelo

Tornassol 5.0 – 8.0 Vermelho - Azul

Vermelho de bromofeno 5.2 – 7.0 Amarelo - vermelho

Azul de bromotimo 6.0 – 7.6 Amarelo - Azul

Fenolftaleína 8.3 – 10.0 Incolor - vermelho

Amarelo de alizarina 10.0 – 12.1 Amarelo - vermelho




Para medir o pH de uma solução, podemos usar um indicador universal que é uma mistura de vários indicadores. É apresentado comercialmente sob a forma de papel indicador universal ou solução de indicador universal, com uma escala de cores de referência e produz uma gama de cores variáveis consoante o pH do meio. A figura 4 mostra as cores que o indicador universal apresenta em função do pH.