Quimica

INTRODUÇÃO A química de uma solução aquosa geralmente depende do seu potencial hidrogeniônico (pH). Portanto, é importante examinar como o pH se relaciona com as concentrações empregadas no experimento. Também chamados de indicadores de neutralização ou indicadores de pH, os indicadores de ácido-base são usualmente, compostos orgânicos de elevado peso molecular, que se comportam em soluções aquosas como ácidos fracos (indicadores ácidos), ou base fracas (indicadores básicos), e mudam gradualmente de coloração (CONSTANTINO, 2004). Uma vez constatada a existência diferentes valores de potencial hidrogeniônico (pH) para cada substância e concentração, compreendeu-se que essa diferença está relacionada a sua “força”. A acidez das soluções e materiais é determinada com base na escala de pH. A escala de pH está relacionada com a concentração de íons hidrogênio (H^+ ou 〖H_3 O〗^+) presentes na solução. Essa escala varia de 0 a 14, embora algumas soluções possam apresentar valores fora dela (ATKINS; JONES, 2006). Em geral, as soluções aquosas das substâncias classificadas como ácidas apresentam as seguintes propriedades químicas: reagem com certos metais (ferro, zinco, etc.), liberando hidrogênio; reagem com bicarbonatos e carbonatos, liberando gás carbônico; neutralizam soluções básicas. Já as soluções aquosas de bases apresentam, geralmente, sensação escorregadia ao tato e neutralizam ácidos. Qualitativamente, podemos fazer testes visuais que indicam se os materiais são ácidos ou básicos (alcalinos).Esses indicadores podem ser químicos ou naturais. Os indicadores químicos mais conhecidos são: azul de bromotimol, fenolftaleína, alaranjado de metila e vermelho de fenol. Os indicadores naturais mais conhecidos são: repolho roxo, beterraba, cravo-da-índia, rumã e flor de acácia. Além disso, existem equipamentos que fornecem resultados mais precisos, os chamados phmetros. Nesse contexto, foram elaborados, em laboratório, alguns indicadores ácido-base