pH e pOH

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UNIDADE CENTRAL DE EDUCAÇÃO FAEM FACULDADE LTDA -UCEFF 
FACULDADE EMPRESARIAL DE CHAPECÓ - FAEM 
CURSO Engenharia Química 
PERÍODO 2º 
DISCIPLINA Química Inorgânica e Experimental 
PROFESSORA Prof.ª Fabiana Regina Grigolo Luczkievicz 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ÁCIDOS E BASES: DETERMINANDO O pH 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAMILA DE MELLO DE MICHELI 
TALIA REBELATTO DAMBROS 
 
 
 
 
CHAPECÓ/SC, 2017 
1. INTRODUÇÃO 
 
As primeiras considerações a respeito dos ácidos e bases organizaram-se 
entre as "teorias" de ácido-base, que classificam essas substâncias de acordo com 
suas estruturas e seu comportamento específico. De maneira prática, todas as 
teorias do comportamento ácido-base são compatíveis umas com as outras 
(BIANCHI, ALBRECHT e DALTAMIR, 2005). 
A primeira teoria é a de Svante A. Arrhenius (1859-1927), desenvolvida em 
1887. A mesma classificou o ácido como o elemento que produz íon H⁺ e a base 
OH⁻ (BIANCHI, ALBRECHT e DALTAMIR, 2005). 
Segundo Vogel (2015), essa teoria explica que um ácido foi originalmente 
definido como uma substância que se dissocia com produção de íons hidrogênio 
(H⁺) na água. Como demonstra a equação 01, na dissociação do ácido clorídrico: 
 
Equação 01: dissociação do ácido clorídrico em água 
 ⁻ 
Dos autores. 
 
Assim, quando se adiciona água em ácido clorídrico, a ligação covalente 
existente entre o hidrogênio e o cloro (H-Cl) rompe-se, formando os íons H⁺ e Cl⁻ 
(BIANCHI, ALBRECHT e DALTAMIR, 2005). 
Já uma base, foi originalmente definida como uma substância que se dissocia 
com formação de íons hidroxila (OH⁻) na água (VOGEL, 2015). Como demonstra a 
equação 02, na dissociação do hidróxido de sódio: 
 
Equação 02: Dissociação do hidróxido de sódio 
 ⁻ 
Dos autores. 
 
Explicando, quando se adiciona água ao hidróxido de sódio, a ligação iônica 
existente entre o cátion Na⁺ e o ânion OH⁻ se desfaz (BIANCHI, ALBRECHT e 
DALTAMIR, 2005), liberando os mesmos. 
Esses conceitos simples são demasiadamente suficientes para diversas 
exigências da analise quantitativa da dissociação na água. Porém, muitas reações 
químicas acontecem sem a presença de água, por isso existem teorias muito mais 
específicas sobre o conceito ácido-base (BIANCHI, ALBRECHT e DALTAMIR, 
2005). 
Um teoria muito importante foi proposta por Johannes N. Brönsted e Thomas 
M. Lowry em 1923. De acordo com essa teoria, os ácidos são toda espécie capaz de 
doar um próton H⁺ e base é toda substância capaz de aceitar esse próton (ATKINS e 
JONES, 2012). Podendo ser representado de acordo com a equação 03. 
 
Equação 03: representação da teoria Brönsted-Lowry. 
 ⁺ 
Fonte: Dos autores. 
 
O próton H⁺ representa qualquer próton isolado, e também pode ser 
representado por H₃O⁺ - que é o chamado íon hidrônio, fortemente hidratado em 
solução (ATKINS e JONES, 2012) - e dessa forma, a definição de ácido é 
independente do solvente. Como comenta Vogel (2015), os ácidos não precisam ser 
somente moléculas neutras ou fortes como o H SO₄, mas também ânions como o 
HSO₄⁻, e o mesmo vale para as bases. Dessa maneira o ácido será classificado de 
acordo com a quantidade de hidrogênios ionizáveis (H⁺) na sua fórmula, com 
tendência de perdê-lo, consequentemente, a reação não irá ocorrer se não se 
adicionar uma base que aceite esse H⁺. O conjunto desses conceitos é dado pela 
equação 04, a seguir: 
 
Equação 04: Equação ácido-base segundo Brönsted-Lowry. 
 
Fonte: Adaptado de Vogel (2015). 
 
Dessa forma A e B , A e B , são os pares “ácido e base conjugada”. Os 
mesmos representam a transferência de prótons entre os ácidos e suas respectivas 
bases conjugadas. Portanto, quanto mais forte for o ácido, mais fraca será a base, 
por ter natureza inversamente proporcional. E dessa forma, quanto mais forte o 
ácido, mais rapidamente ele irá perder seu próton para a sua base fraca (VOGEL, 
2015). 
Segundo Brönsted-Lowry (1923), em água, um ácido só será forte se o 
equilíbrio químico estiver deslocado para a direita, e uma base forte só será 
originada quando a concentração no equilíbrio químico não seja o íon hidróxido, o 
que é improvável (VOGEL, 2015), como demonstra a equação 05. 
 
Equação 05: ácido em água segundo Brönsted-Lowry. 
 ₃ 
Dos autores. 
 
Isso acontece porque em solução aquosa o OH⁻ é sempre a base mais forte e 
o H⁺ (ou o H₃O⁺, íon hidrônio) é sempre o ácido mais forte. Consequentemente, os 
ácidos e bases podem ser identificados de acordo com sua tendência relativa de 
combinação (VOGEL, 2015). 
Assim, o grau de ionização dos ácidos e bases que é dado por α, que é 
definido pela equação 06: 
 
Equação 06: grau de ionização. 
 
 
 
 
Dos autores. 
 
Em que os colchetes representam as concentrações iniciais e de ionização, 
multiplicados pela porcentagem total. E dessa maneira, substâncias fortes 
dissociam-se quase completamente, já substâncias fracas quase não se dissociam 
(BIANCHI, ALBRECHT e DALTAMIR, 2005), como demonstrado no gráfico 01: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gráfico 01: Nível de dissociação entre substâncias fortes e fracas 
 
Dos autores. 
 
Assim, cada substância terá um nível de dissociação quantitativo, dado pela 
constante de acidez (Ka) se for um ácido, ou pela constante de alcalinidade (Kb) se 
for uma base (ATKINS e JONES, 2015). 
 E ao aplicar a Lei de ação das massas - que explica que a velocidade de 
uma reação química é proporcional ao produto das massas ativas das substâncias 
que participam da reação – para o equilíbrio químico ácido-base de Brönsted-Lowry 
(1923) (VOGEL, 2015), pode-se obter a equação 07: 
 
Equação 07: aplicação da lei de ação das massas para Brönsted-Lowry. 
 
 
 
 
Dos autores. 
 
Como visto A1 e B1, A2 e B2, são os pares “ácido e base conjugada”. E assim, 
a constante K depende da temperatura e da natureza da reação. Esta equação tem 
uma excelente utilização em soluções extremamente diluídas (VOGEL, 2015). 
Esta aplicação de Brönsted-Lowry (1923) pode ser usada para definir a 
constante tanto de ácidos quanto de bases, como por exemplo, na equação 05, 
citada anteriormente, na dissociação do ácido (A) na água (VOGEL, 2015), a 
constante pode ser usada de acordo com a equação 08. 
 
0
2
4
6
8
10
12
Substâncias fortes Substâncias fracas
Início
H⁺ 
OH⁻ 
Equação 08: aplicação da equação da constante K em um ácido dissolvido 
em água. 
 
 ₃ ⁺ 
 
 
Dos autores. 
 
Em que a constante K está relacionada ao nível de dissociação de A (ácido) 
na água. E também pode ser representada da seguinte maneira (equação 09): 
 
Equação 09: representação da constante de acidez. 
 
 
 
 
Dos autores. 
E o mesmo pode ser aplicado às bases, como por exemplo, a dissociação da 
amônia na equação 10. 
 
Equação 10: Dissociação da amônia na água 
 ₃ ₄⁺ ⁻ 
Dos autores. 
Com a aplicação da constante na equação 11: 
 
Equação 11: constante de dissociação básica 
 
 ₄⁺ ⁻ 
 ₃ 
 
Dos autores. 
 
Ao encontro, algo muito importante a ser citado aconteceu em 1894, quando 
Kohlrausch e Heydweiller descobriram o produto iônico da água. Tal conceito explica 
que mesmo quando a água for bem purificada, ainda possui condutividade (VOGEL, 
2015). 
 
 
Equação 12: ionização da água 
 ⁺ ⁻ 
Dos autores. 
 
A equação 06 representa a ionização da água. Como já explicado, se torna 
necessário aplicar a Lei de ação das massas. Após isso, obtém-se uma constante 
de 1,82x10-4, a 25℃. Esse valor indica que o grau de dissociação da água é tão 
baixo que se torna insignificante, e esta substância acaba sendo considerada como 
não dissociável (VOGEL,2015). 
E com esse valor Kohlrausch e Heydweiller (1894) encontraram as 
concentrações do produto ionizado da água (ATKINS e JONES, 2005), sabendo que 
a densidade da água é de 1,00g/mL e a MM é de 18g/mol, demonstram-se os 
cálculos obtidos na equação 13, a seguir: 
 
Equação 13: Produto da concentração iônica da água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dos autores. 
 
Portanto, o produto iônico da água (Kw) é igual a 10-14, a 25℃ e as 
concentrações de [H⁺] e [OH⁻], são iguais a 10-7mol/L. Analisando, o produto iônico 
da água pode ser dado de acordo com a equação 14. 
 
Equação 14: Produto iônico da água (Kw) 
 
Dos autores. 
 
Em que Ka representa a concentração ácida e Kb a concentração alcalina. E 
através dessas medidas, uma notação muito importante foi proposta, em 1909, por 
𝑀 𝐻 
𝑚 
 𝑀𝑀 𝑉 
 
 
 8 
 55,55𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝐾 𝐻2𝑂 
 𝐻⁺ 𝑂𝐻 ⁻ 
 𝐻2𝑂 
 ,82𝑋 −4 
 𝐻 𝑂𝐻− 
55 55𝑚𝑜𝑙/𝐿
 
𝑥 𝑥 −14 𝑥2 −14 𝑥 √ −14 −7 𝑚𝑜𝑙 /𝑙 
E de acordo com a ionização: 
Assim: 
S. P. L. Sörensen, com o uso do expoente do íon H⁺ (VOGEL, 2015), definido pelo 
Potencial, como mostra a equação 13: 
 
Equação 15: Potencial Hidrogeniônico. 
 1 
 
 ⁺ ⁄ 1 
 ⁺ − 
Dos autores 
 
Assim, como comente Vogel (2015), a quantidade de pH é o logaritmo inverso 
da concentração de íon hidrogênio. Podendo usar os números entre 0 e 14, para 
expressar todos os estados de acidez e basicidade, de 1mol˖L-1 de H⁺ e 1mol˖L-1 de 
OH⁻. E como demonstrado nos cálculos da equação 13, uma solução ácida com 
[H⁺]=100, tem pH=0 até chegar a uma solução neutra [H⁺]=10-7, que tem pH=7 e 
após esse valor, encontra-se uma solução alcalina [H⁺]=10-14, com até pH= 14. Para 
melhor compreensão, a imagem 01. 
 
Imagem 01: Escala de pH. 
 
Adaptado de Vogel (2015). 
 
Dessa maneira, uma solução ácida tem pH ˂7, uma solução neutra tem ph=7 
e uma solução básica tem pH˃7. Em decorrência disso, em uma solução ácida, a 
concentração de íons de hidrogênio excede a de íons hidróxido, e em uma solução 
base, ocorre o inverso (ATKINS e JONES, 2012). 
A forma logarítmica também é válida para calcular outras quantidades que 
estão presentes em uma analise quantitativa, como as constantes de dissociação, 
como comente Vogel (2015). 
Para calcular qualquer ácido com constante de dissociação Ka, à equação 16 
indica o cálculo da constante de acidez (pKa). 
Equação 16: para constante Ka. 
 
Dos autores. 
 
Para qualquer base com constante Kb, à equação 17 indica o cálculo da 
constante de basicidade (pKb). 
 
Equação 17: para constante Kb. 
 
Dos autores. 
 
Da mesma maneira, a resistência que uma solução tem a mudanças de 
concentração de H⁺ ao se adicionar quantidades de ácidos ou bases é chamada de 
efeito tampão. Uma solução-tampão é aquela que tem a capacidade de resistir a 
essas mudanças. Pode-se dizer que ela possui “reserva” de acidez ou basicidade 
(VOGEL, 2015). 
As solução-tampão mantém o pH estabilizado, com a presença de um ácido 
fraco e sua base conjugada ou uma base forte com seu ácido conjugado (VOGEL, 
2015). De acordo com a equação de Henderson-Hasselbalch (equação 18): 
 
Equação 18: Equação de Henderson-Hasselbalch. 
 
 ⁻ 
 
 
Dos autores. 
 
Assim, a eficiência máxima de um tampão é correspondente ao seu pKa, com 
um grau a menos e um grau a mais, como por exemplo um tampão de 5 pKa, terá 
sua eficiência entre 4 e 6 (ATKINS e JONES, 2012). 
 
 
 
 
 
 
 
Gráfico 02: Curva de Titulação. 
 
Adaptado de Filho (2012). 
 
Como demonstra o gráfico 02, as concentrações do ácido ou base conjugada 
são dadas pela curva de distribuição de espécies. Dessa maneira o ponto de 
inflexão ocorre com o pH= pKa, e a faixa efetiva do tamponamento vai de pKa -1 e 
pKa +1. Portanto o tampão só é eficiente se manter seu pH próximo a faixa de 
tamponamento do pKa (FILHO, 2012). 
 
1.1 OBJETIVOS 
 
1.1.1 Objetivo Geral 
 
Estabelecer o pH de diferentes amostras conciliando a prática com a teoria. 
 
1.1.2 Objetivos Específicos 
 
a) Determinar o pH de diferentes tipos de amostras utilizando o pHmetro e 
fitas indicadoras; 
b) Descobrir a concentração de soluções ácidas e alcalinas a partir do pH; 
 c) Compreender as diferentes formas de preparo de amostras para a 
determinação do pH. 
 
2. MATERIAIS E MÉTODOS 
 
Para a realização do experimento foi utilizada a estrutura física do Laboratório 
de Química da instituição de ensino superior UCEFF, onde se fez uso dos seguintes 
equipamentos, vidrarias e reagentes: 
a) Um béquer de 50 ml ou 100 ml; 
b) Um béquer de 200 ml; 
c) Uma proveta de 100 ml; 
 d) Um agitador magnético; 
e) Um imã (peixinho); 
f) Fita indicadora de pH; 
g) Solução tampão pH 4,00; 
h) Solução tampão pH 7,00; 
i) Água Sanitária; 
 j) Biscoito Água e Sal; 
 k) Refrigerante de cola; 
 l) Soro fisiológico; 
 m) Balança analítica; 
 n) pHmetro; 
 o) Suco de laranja; 
 p) Vinagre; 
 q) Solução A – Hidróxido de Sódio (NaOH); 
 r) Solução B – Ácido Sulfúrico (H2SO4); 
 s) Solução C – Ácido Clorídrico (HCl); 
 t) Solução D – Ácido Acético (CH3COOH). 
Com o desenvolver da prática, foram realizadas analises detalhadas relacionadas 
ao pH de diferentes soluções. Com o término dos experimentos, desenvolveu-se o 
embasamento teórico com base em livros, artigos acadêmicos e monografias. 
 
2.1. PROCEDIMENTOS 
 
2.1.1. Calibração do pHmetro 
 
 Primeiramente ligou-se o equipamento (pHmetro) e aguardou-se a sua 
estabilização. Foi utilizada água destilada para lavar o eletrodo e secar. 
Posteriormente foi efetuada a calibração do pHmetro, utilizando as soluções tampão 
de pH 4,00 e 7,00. 
 
2.1.2. Determinação do pH de diferentes amostras 
 
 Determinou-se o pH das amostras fazendo a leitura com precisão até 0,01 
unidades de pH, observando os tipo de amostras em análise e tomando os devidos 
cuidados. Em seguida, foi repetido o procedimento utilizando a fita indicadora 
universal e preencheu-se uma tabela com os valores obtidos nas duas leituras. 
 
2.1.3 Determinação da concentração de soluções de acordo com o pH 
 
 Foram transferidos, aproximadamente, 25 ml de cada uma das amostras A, B, 
C, D para béqueres de 50 ml identificados. Sucessivamente determinou-se o pH de 
cada amostra fazendo a leitura com precisão de 0,01 unidades de pH, e com os 
resultados obtidos, determinou-se a concentração molar das soluções avaliadas. 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
3.1. CALIBRAÇÃO DO EQUIPAMENTO 
 
O equipamento necessário para a medição de pH, o pHmetro é constituído 
basicamente por um eletrodo e um circuito potenciômetro, além de um termopar 
para medição da temperatura. O aparelho é calibrado de acordo com os valores 
referenciados em cada solução de calibração. Para o funcionamento ideal do 
pHmetro é necessária a calibração do aparelho com as soluções tampões de pH 
4,00 e/ou 7,00. Isso deve ser feito sempre antes da utilização do aparelho (UFSJ, 
s.a). 
A leitura do aparelho é feita em função da leitura da tensão (usualmente em 
milivolts) que o eletrodo gera quando submerso na amostra. A intensidade da tensão 
medida é convertida para uma escala de pH (UFSJ, s.a). 
A calibração correta do pHmetro garante as leituras mais precisas possíveis. 
Por este motivo antes de iniciar as medidas do pH das substâncias fornecidas, 
usando o pHmetro, calibrou-se o aparelho lavando seus eletrodos com água 
destilada, imersos em soluções tampão de pKa=7 e pKa=4 e aguardado o tempo 
para estabilização e visualização do resultado do pH (UFSJ, s.a). 
 
3.2. DETERMINAÇÃO DO PH DE DIFERENTES AMOSTRAS 
 
Finalizado o procedimento de calibração do pHmetro foi determinado o pH de 
algumas amostras, obtendo-se os seguintes resultados, conforme mostra a Tabela 
1: 
 
Tabela 1: Valores de pH obtidos paraas amostras em análise 
 
AMOSTRA 
 
LEITURA DO pH NO 
POTENCIÔMETRO 
 
LEITURA DO pH NA 
FITA INDICADORA 
Água Sanitária 12,5 12 
Biscoito Água e Sal 6,77 6,5 
Refrigerante de cola 2,31 3,0 
Soro fisiológico 7,00 7,0 
Suco de uva 2,78 3,0 
Vinagre 2,10 2,0 
Dos autores. 
 
Antes de fazer as análises de pH das substâncias, foi necessário tomar 
alguns cuidados. No caso de bebidas com gás carbônico, como o refrigerante de 
cola, foi preciso submeter à substância a uma agitação mecânica, pois o CO2 pode 
formar ácido carbônico e reduzir o pH da substância se não eliminado. Para 
produtos sólidos e secos como o biscoito, foi preciso preparar um extrato com 
suspenção 10g do produto em 100 mL de água e medido o pH do líquido 
sobrenadante após a decantação. Entretanto para as outras substâncias do 
experimento, que eram líquidas, pôde-se fazer a leitura direta. 
A escala de pH padronizada varia de 0 a 14, sendo que substâncias que 
possuem variação do pH na faixa de 0 a 6 são consideradas ácidas, substâncias 
com pH 7 são neutras e acima de 7 até 14 são consideradas básicas. 
O pH medido no pHmetro do refrigerante de cola foi de 2,31 e do biscoito 
água e sal foi de 6,77, evidenciando que são substâncias ácidas, porém o 
refrigerante de cola possui maior concentração de íons H+ na solução, que quando 
captados pelos eletrodos do pHmetro e convertidos matematicamente através da 
fórmula pH= -log [H+] fornece um resultado de menor valor, ou seja é mais ácido. 
Assim como ocorre com o suco de uva e com o vinagre, em que ambos são ácidos. 
Para o soro fisiológico foi obtido o valor de pH 7,0 no pHmetro, sendo essa 
uma substância relativamente neutra, pois possui mesma concentração de íons H+ e 
íons OH-. Já para a amostra de água sanitária o pH é equivalente a 12, ou seja é 
superior a 7, sendo assim é uma substância alcalina ou básica por conter maior 
concentração de íons OH- na solução, e consequentemente menor concentração de 
íons H+. 
Além do uso do pHmetro, determinou-se o pH por meio da Fita Indicadora de 
pH Universal, que contém substâncias colorimétricas ligadas covalentemente com a 
celulose do papel reagente. Através da mudança da coloração foi possível a 
detecção do pH por meio da comparação da tabela fornecida pelo fabricante. 
A vantagem desse método é sua rapidez, o baixíssimo risco de contaminação 
e a possibilidade de utilização diretamente na amostra. Porém, por se tratar de um 
teste colorimétrico de comparação, não é possível estabelecer um valor exato de pH 
e sim uma faixa. Ao contrário do pHmetro, em que o resultado pode ser dado com 
até três casas decimais. Isso justifica as diferenças de valores na comparação entre 
as duas leituras, embora os resultados sejam bastante próximos (UFSJ, s.a). 
 
3.3. DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES DE ACORDO COM 
O PH 
 
Na realização do terceiro experimento foram analisados os pH das soluções 
A, B, C, e D, e posteriormente realizou-se alguns cálculos envolvendo o pH 
encontrado para obter a molaridade das mesmas, obtendo-se os seguintes 
resultados demonstrados na tabela 02: 
 
 
 
 
 
Tabela 02: Valores de pH encontrados para as amostras em análise e as 
concentrações molares obtidas por meio de cálculos envolvendo o pH. 
Amostra pH Molaridade 
A – Hidróxido de Sódio (NaOH) 12,60 0,039 mol/L 
B – Ácido Sulfúrico (H2SO4) 0,98 0,05 mol/L 
C – Ácido Clorídrico (HCl) 1,81 0,015mol/L 
D – Ácido Acético (CH3COOH) 2,08 3,83 mol/L 
Dos autores. 
 
Para encontrar a molaridade de cada solução foi necessário realizar alguns 
cálculos: 
 
a) Solução A; 
Primeiro, foi efetuado o cálculo de transformação do pH da solução A em pOH 
(potencial Hidroxiliônico) pelo fato do NaOH ser uma base, analisando a quantidade 
de hidróxidos (OH-) na solução, como mostra a equação 20, com sua dissociação 
demonstrada na equação 19. 
 
Equação 19: Dissociação do Hidróxido de sódio. 
 ⁺ ⁻ 
Dos autores. 
 
Então: 
 
Equação 20: Tranformação do pH em pOH. 
 
 
 
 
 
 
Dos autores. 
 
Depois com o resultado obtido foi possível determinar a concentração molar 
da solução A através da equação 21: 
𝑝𝐻 𝑝𝑂𝐻 4 
𝑝𝑂𝐻 4 – 𝑝𝐻 
𝑝𝑂𝐻 4 – 2,6 
𝑝𝑂𝐻 ,4 
Equação 21: Determinação da concentração de íons OH- da solução A. 
 
 
 
 
 
Dos autores. 
b) Solução B; 
Para encontrar a molaridade da solução B primeiramente foi necessário 
verificar a equação de dissociação do H2SO4, onde se observou um coeficiente 
estequiométrico igual a 2 no íon H+ dos reagentes como mostra a equação 19: 
Dessa forma, foi possível dar continuidade aos cálculos. 
 
Equação 19: Dissociação do hidróxido de sódio 
 ₄ 2 ₄ 
Dos autores. 
 
 Para calcular a concentração molar da solução B, foram feitos os cálculos por 
meio da equação 20: 
 
Equação 20: Equação inversa do potencial Hidrogênionico 
 
 
 
 
 
 
 Dos autores. 
 
 Na equação 20, dividiu-se o resultado por 2, pelo fato do coeficiente 
estequiométrico do íon H+ ser 2, pois a concentração em numero de mols deve ser a 
mesma tanto nos produtos quanto nos reagentes. Assim, encontrou-se o valor real 
da molaridade da solução que é de 0,05 mol/L. 
 
 𝑂𝐻− −𝑝𝑂𝐻 
 𝑂𝐻− −1 4 
 𝑂𝐻− , 39 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 𝐻 −𝑃𝐻 
 𝐻 
 − 98
2
 
 𝐻= , 5 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 𝐻 − ,98 
c) Solução C; 
 Para a solução C de ácido clorídrico, que se dissocia de acordo com a 
equação 21, simplesmente efetuou-se o cálculo com o pH como mostra a equação 
22 : 
 
Equação 21: dissociação do ácido clorídrico. 
 
 
 
−
 
Dos autores. 
 
Assim: 
 
Equação 22: Equação inversa do potencial Hidrogênionico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dos autores. 
 
d) Solução D: 
 Para a solução D, com dissociação na equação 23, foi necessário pesquisar o 
valor do Ka do Ácido Acético por ser uma ácido orgânico fraco, no qual encontrou-se 
o valor de 1,8x10-5, podendo-se assim, encontrar a concentração molar da solução 
D, através das equações 24 e 25 a seguir: 
 
Equação 23: Dissociação do ácido acético. 
 ₃ ₃ 
−
 
 
 
Dos autores. 
 
Foram obtidos os eguintes cálculos: 
 
 
 
 𝐻⁺ −𝑝𝐻 
 𝐻 −1 81 
 𝐻 , 5 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Equação 24: Equação inversa do potencial Hidrogênionico 
 
 
 
 
 
 
 Dos autores. 
 
Consequentemente: 
 
Equação 25: Equação da constante de acidez 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dos autores. 
 
Provando a diferença entre acidez e pH, demonstrando que de acordo com o 
constante de ionização da solução, pode-se identificar se o elemento é forte ou 
fraco. Assim, as mesmas características podem ser analisadas de acordo com a 
quantidade de H⁺ ou OH⁻ na molécula, realizando sempre a estequiometria 
necessária para uma equação em equilíbrio. 
 
4. CONCLUSÃO 
 
Concluiu-se que se desenvolveram diversas teorias relacionadas a ácidos e 
bases, cada qual com ligação a outra. Notou-se que a teoria de Arrhenius adapta-se 
somente em meio aquoso, com a presença do íon H⁺ no ácido e OH⁻ na base. Já a 
teoria de Brönsted-Lowry é muito mais abrangente, por não estar restrita somente ao 
 𝐻 −2, 8 
 𝐻 8,3 𝑥 −3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 𝐻 −𝑝𝐻 
(Concentração dos produtos) 
𝐾𝑎 
 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 𝑥
 𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑦
 
 ,8 −5 
 8,3 𝑥 −3 −3
 𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 1 
 
 𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
6,9 56 𝑥 −5
 ,8𝑥 −5 
 
 𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 3,83 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
meio aquoso e classificar uma substância como ácido ou base de acordo com sua 
tendência de doar ou receber um próton de H1+. 
Percebeu-se também que cada substância tem um grau de ionização, que 
tem um valor quantitativo, e pode estabelecer ligação com outras características da 
substância. Como a aplicação da Lei de ação das massas, para estabelecer a 
constante de ionização do ácido ou da base. Assim, atravésda aplicação destas 
fórmulas, Kohlrausch e Heydweiller provaram que a água, mesmo pura, ainda possui 
condutividade, estabelecendo uma medida para a concentração dos íons presentes 
na água. E aliado a isso S. P. L. Sörensen foi mais além, desenvolvendo o logaritmo 
inverso dos valores encontrados por Kohlrausch e Heydweiller, o que pode ser 
chamado hoje de pH. Assim uma solução ácida tem pH ˂7, uma solução neutra tem 
ph=7 e uma solução básica tem pH˃7. 
Notou-se também que uma solução tampão tem característica de manter o pH 
estabilizado, por resistir as mudanças da concentração quando adiciona-se uma 
ácido ou uma base a solução. Assim, sua eficiência é correspondente ao seu pKa, 
que é o logaritmo inverso de Ka. Percebeu-se também que a eficiência pode ter 
variação entre um valor abaixo do pKa e um valor acima. 
Evidenciou-se que no primeiro experimento tornou-se extremamente 
necessário ter cuidado com a calibração do pHmetro, utilizando as duas soluções 
tampão verificando a eficiência do mesmo, para então efetuar as medidas de pH. Já 
no segundo experimento, além do cuidado, foi necessário efetuar os cálculos para 
encontrar a molaridade das substâncias. Para isso, foram analisadas as 
características mais importantes para determinação de pH ou pOH, que consistiram 
em: identificar se a substância era uma ácido ou uma base; determinar o grau de 
ionização analisando a quantidade de H⁺ ou OH⁻ presente ne molécula; e assim, 
verificar se a substância era fraca ou forte. Logo após, com as aplicações das 
equações para determinação do pH, encontraram-se as molaridades das 
substâncias. 
 
REFERÊNCIAS 
 
 
ATKINS, Peter; JONES, Loterra. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. Tradução técnica: Ricardo Bicca de Alencastro. 5. ed. 
Porto Alegra. Bookman, 2012. 
 
 
BIANCHI, José C. de A.; ALBERT, C. H.; MAIA, D. J. Universo da Química. Volume 
Único. 1. Ed. São Paulo. FTD, 2005. 
 
 
FILHO, Frederico Gueiros. PH, pKa e Tampão. Mecanismo de divisão bacteriana. 
Disponível em: http://www2.iq.usp.br/docente/fgueiros/pH_pKa_tampao_-
_FG_2012.pdf. Acesso em: 25 de set. 2017. 
 
 
UFSJ, Universidade Federal de São João Del Rei. Relatório de Práticas em 
Métodos Instrumentais de Análise. Minas Gerais. S.a.. Disponível em: 
<http://www.ebah.com.br/content/ABAAABF3MAK/relatorio-metodos>. Acesso em: 
24 de set. 2017. 
 
 
VOGEL, Arthur Israel. Análise Química Quantitativa/Vogel. Tradução por Júlio 
Carlos Afonso, Paula Fernandes de Aguiar, Ricardo Bicca de Alencastro. 6 ed. Rio 
de Janeiro: LTC, 2015.