pHmetria

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Caracterizar:
O potencial hidrogeniônico;
Conceito dos eletrólitos;
Constante de ionização e a teoria de Bronsted-Lowry;
Escalas do pH e pOH e Dissociação da água;
Sistemas tampão - Mecanismo de ação;
Dois métodos da determinação do pH: o colorimétrico e o 
potenciométrico;
Indicadores e pH-metros; 
Eletrodos da referencia e da medida;
Potenciais e reações eletroquímicos nos eletrodos;
Equação de Nernst;
Esquema das conexões externos do pH-metro;
Simples pH-metros;
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
pH-metria
OBJETIVOS:
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INTRODUÇÃO
Os íons hidrogênio (H+) e hidroxila (OH−) possuem propriedades 
particulares, especialmente importantes do ponto de vista biológico. 
Todos os fluidos corporais apresentam em sua composição grande 
proporção de água e, portanto, contêm H+ e OH−. Sendo 
constituintes da água, estes íons estão presentes em todas as 
soluções aquosas; determinam a acidez e a alcalinidade das soluções 
e exercem profunda influência em um grande número de funções 
orgânicas.
A reação de uma solução depende das concentrações relativas de H+
e OH− que ela contém. Se a concentração de H+ de uma solução 
aquosa for maior do que a concentração de OH−, a solução terá uma 
reação ácida; se as concentrações de H+ e OH− forem idênticas, a 
reação será neutra (o caso da água); quando houver predominância
de OH−, a reação será alcalina.
pH-metria
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[H+] > [OH−] : Reação Ácida
[H+] = [OH−] : Reação Neutra
[H+] < [OH−] : Reação Alcalina
A concentração de H+ de uma solução aquosa pode ser determinada 
por método colorimétrico ou eletrométrico (potenciométrico). O 
resultado da medida é expresso por um símbolo conhecido como pH.
pH é o símbolo para a grandeza físico-química
“potencial hidrogeniônico”
Introdução
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ORIGEM E SIGNIFICADO DO pH 
A concentração de H+ nas soluções, geralmente, é muito pequena. 
Numa solução neutra, por exemplo, a concentração de H+ é de 
aproximadamente 0.0000001 g/l. Valores desta magnitude acarretam 
dificuldade no seu manuseio. Por isso, a notação foi abreviada 
utilizando-se potências negativas. 
Assim, em vez de:
[H+] = 0,0000001 g/l
expressa-se da seguinte forma:
[H+] = 10−7 g/l = 10−7 M/l
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ORIGEM E SIGNIFICADO DO pH 
Uma forma ainda mais simples para expressar as concentrações de H+ foi 
proposta por Sörensen; consiste em utilizar o logaritmo negativo destas 
concentrações. O valor assim expresso foi chamado de pH (potencial de 
hidrogênio). Portanto,
pH é o logaritmo negativo da concentração do íon hidrogênio
Matematicamente, o pH pode ser definido pela expressão:
pH = − log10 [H+]
Assim, para uma solução neutra na qual:
[H+] = 10−7 M pH = − log 10−7 pH = − (− 7) pH = 7
A letra p minúscula lembra a palavra potencial, de sorte que também 
costuma-se dizer: 
pH = potencial hidrogeniônico da solução 
pOH = potencial hidroxiliônico da solução
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ELETRÓLITOS
Um eletrólito apresenta como característica fundamental a capacidade de 
em solução se dissociar em partículas portadoras de carga elétrica. Tais 
partículas, que podem ser um átomo ou grupo de átomos, são chamadas de 
íons. Conforme a natureza da carga que portam, os íons podem ser positivos 
(+) ou negativos (−). Assim, quando, por exemplo, o NaCl se dissolve numa 
solução produz íons Na+ e Cl−.
Introduzindo-se dois eletrodos numa solução contendo íons, e fazendo-se 
passar uma corrente elétrica, os íons positivos (cátions) migrarão para o 
eletrodo negativo (cátodo) e os negativos (ânions) se dirigirão para o 
eletrodo positivo (ânodo). Isto ocorre em virtude da atração entre cargas 
opostas. 
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ELETRÓLITOS
É importante lembrar que íons de cargas opostas existem 
simultaneamente. Isto é, um íon positivo está sempre pareado com um 
íon negativo, com o qual está em equilíbrio. É impossível preparar uma 
solução contendo um único tipo de íon. 
Tanto nas soluções preparadas em laboratório, como nos líquidos 
biológicos, a carga positiva total é exatamente equilibrada pela carga 
negativa total.
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Teoria de Bronsted-Lowry para ácidos e bases
Ao reagir com a água, ácidos e bases exibem funções opostas. 
Enquanto uma molécula de ácido doa um próton, uma molécula de 
base recebe um próton de uma molécula de água. 
Este fato originou uma ampla definição de ácidos e bases, proposta 
por J. N. Bronsted e J. M. Lowry, em 1923. Segundo estes autores, um 
ácido é um doador de prótons, e uma base é um receptor de prótons; 
isto ficou conhecido como a definição de Bronsted-Lowry, ou 
simplesmente de Bronsted.
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Constante de ionização
Todos os compostos eletrolíticos - ácidos, bases e sais - em solução 
aquosa, ionizam-se até um certo grau. Cada composto exibe um grau 
próprio de ionização. 
Um ácido, por exemplo, em solução, libera H+; a tendência para a liberação 
de H+ é uma medida da força de um ácido. Assim, um ácido forte é aquele 
que exibe uma forte tendência a doar prótons; 
analogamente, de acordo com Bronsted-Lowry, uma base forte é a que 
possui uma forte tendência a receber prótons.
Um exemplo de ácido forte é ilustrado pelo ácido clorídrico (HCl), que tem 
grande facilidade para doar H+; por sua vez, o ácido acético (CH3COOH) 
constitui um exemplo de ácido fraco, pois libera H+ em pequena proporção.
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Constante de ionização
Embora as dissociações dos eletrólitos, em geral, sejam reversíveis, o sentido 
predominante da reação depende da afinidade dos componentes ionizáveis. 
Ao se dissolver um ácido em solução aquosa, há produção de H+ (prótons) e 
A− (ânions). Quando se trata de um ácido forte, a maior parte das 
moléculas se dissocia, formando os prótons e os ânions correspondentes; 
se for um ácido fraco, grande parte das moléculas permanece na forma 
neutra, não dissociada (HA), sem carga elétrica, e uma pequena parte se 
dissocia formando os prótons (H+) e os ânions (A−) correspondentes.
(ácido forte) HCl⇔ H+ + Cl− [HCl] << [ H+]
(ácido fraco) CH3COOH ⇔ CH3COO− + H+ [CH3COOH ] >> [H+]
A equação geral: HA ⇔ H+ + A−
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Constante de ionização
As proporções diferentes em que os ácidos se dissociam dependem de uma 
qualidade intrínseca de cada ácido: a constante de ionização.
Segundo a lei de ação das massas, no equilíbrio, a relação entre os 
produtos das concentrações de ambos os lados da equação química é 
constante, para uma determinada temperatura. Assim, 
Esta relação indica que, independente da quantidade da substância 
presente na solução, a uma determinada temperatura, o grau de 
dissociação é constante. Ka – constante de ionização, também chamado 
de constante de dissociação acida.
][
]][[
HA
AH
aK
−+
=
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Constante de ionização
Da mesma maneira como definimos constante de ionização para ácidos, 
podemos fazê-lo para bases. A constante de dissociação base é 
simbolizada por Kb, e para ela valem conclusões análogas ás que tiramos 
para Ka. Para amônia, por exemplo, a expressão é:
NH4OH ⇔ NH4+ + OH-
][
]][[
4
4
OHNH
OHNH
bK
−+
=
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Constante de ionização
Diácidos, triácidos
Quando um ácido apresenta mais de 1 hidrogênio ionizável, podemos 
escrever uma constante da acidez para cada etapa da ionização. Assim, porexemplo, para ácido fosfórico:
3
1
43
42
14243 101.7;....][
]][[;.... −
−+
−+ ×==+⇔ K
POH
POHHKPOHHPOH
13
32
4
3
4
3
3
4
2
4 103.4;....][
]][[;.... −−
−+
−+− ×==+⇔ K
HPO
POHKPOHHPO
8
2
42
2
4
2
2
442 103.6;....][
]][[;.... −−
−+
−+− ×==+⇔ K
POH
HPOHKHPOHPOH
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Tabela 1. 
As constantes de ionização alguns ácidos
-7~107HCl⇔ H+ + Cl-
-3~103H2SO4 ⇔ H+ + HSO4-
-1.6443.6HNO3 ⇔ H+ + NO3-
2.157.1 ⋅10-3H3PO4 ⇔ H+ + H2PO4-
4.751.8 ⋅10-5CH3COOH⇔ H+ + CH3COO-
6.34.3 ⋅10-7H2CO3 ⇔ H+ + HCO3-
710-7H2S⇔ H+ + HS-
7.26.3 ⋅10-8H2PO4- ⇔ H+ + HPO42-
9.34.9⋅ 10-10HCN ⇔ H+ + CN-
10.334.7 ⋅10-11HCO3- ⇔ H+ + CO32-
12.374.3 ⋅10-13HPO42- ⇔ H+ + PO43-
1410-14HS-⇔ H+ + S2-
pKaKaÁcido ⇔ H+ + Anion-
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Tabela 1. 
As constantes de ionização alguns ácidos
1.99-3H2SO4sulphuric acid*
12.357.202.15H3PO4phosphoric acid
9.89C6H5OHphenol
-7HClO4perchloric acid*
4.271.25(COOH)2oxalic acid
-1HNO3nitric acid*
11.967.04H2Shydrogen sulfide
-4HClhydrochloric acid*
10.256.37H2CO3carbonic acid
6.404.763.13C6H8O7citric acid
4.75CH3COOHacetic (ethanoic) acid
pKa3pKa2pKa1formulaname
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Super ácidos e super bases 
=14mostbasic>----------
-------
------
least
basic
neut
ral
least
acidic
--------
--------------<
most
acidic
pOH01234567891011121314pOH
pH14131211109876543210pH
BaseneutralAcid
Escalas do pH e pOH
http://pt.wikipedia.org/wiki http://www.ausetute.com.au/phscale.html
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Na água também se realiza o processo de ionização; a dissociação de uma 
molécula de água produz H+ e OH−, representada pela seguinte equação:
H2O ⇔ H+ + OH−
A reação é reversível e a dissociação é bastante reduzida. Como cada 
molécula de água se dissocia em um H+ e uma OH−, isto significa que 
haverá igual quantidade de OH− e de H+. Aplicando-se a lei de ação das 
massas
Dissociação da água
][
]][[
2OH
OHHKc
−+
=
constante de dissociação da água
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Como a proporção de moléculas não dissociadas é 
extraordinariamente grande em relação as dissociadas, pode-se 
considerar o valor da [H2O] constante. Considere 1 L de água pura, a 
massa de água nele presente é 1000g, pois a densidade de água é 1 g/ml. 
Sabendo, que massa molar da água é 18 g/mol, podemos calcular a sua 
concentração molar: 
Dissociação da água
Lmol
Lmolg
g
VM
m
V
nOH /56.55
0.1/18
10001][ 2 =⋅=⋅==
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Para facilitar, os químicos resolveram incorporar esse valor invariável da 
concentração do solvente na constante de dissociação da água: 
Kw = Kc [H2O] = [H+][OH−]
De forma que [H+][OH−] = 10-7 x 10-7
Kw = [H+][OH−] = 10-14 (em temperatura 25o C)
Este produto constante é chamado PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA e é 
representado por Kw (o índice w sendo da palavra inglesa – water). Este 
valor permanece constante, independente das proporções relativas de H+ e 
OH−. Isto significa que aumentando a [H+], diminui a de [OH−], de forma que 
o produto [H+][OH−] permanece sempre 10-14 (em temperatura 25o C).
Dissociação da água
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Tabela. 
Dependência do produto iônico da água de temperatura.
13.52.92⋅10-1440
13.81.47⋅10-1430
141.00⋅10-1425
14.170.68⋅10-1420
14.50.29 ⋅10-1410
pKwKwTemperatura 
(C°)
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A dissociação da água pura é um exemplo clássico de reação neutra, isto é, 
[H+] = [OH−]. Embora as concentrações de H+ e OH− estejam intimamente 
relacionadas, na prática se utiliza a [H+] para se expressar a alcalinidade ou 
acidez das soluções. Para a água pura o pH é o seguinte: pH = - log [H+]
Como 
[H+] = 10-7 pH = - log (10-7) pH = - (-7 log 10) pH = 7
Analogamente, pOH = 7
Na realidade, o H+ não pode existir no estado livre, encontrando-se, 
habitualmente, hidratado, formando o íon hidrônio (H3O+).
H+ + H2O ⇔ H3O+
No entanto, para fins práticos, costuma-se usar a forma simplificada H+.
Dissociação da água
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pH alguns produtos, todos a 25o C
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< 5.6Chuva ácida
5.5Chá
5.0Café
4.5Cerveja
3.5Sumo de laranja ou maçã
2.9Vinagre
2.5refrigerante tipo Cola
2.4Sumo de limão
2.0Suco gástrico
<1.0Ácido de bateria
pHSubstância
13.5Hidróxido de sódio caseiro
12.5"Água sanitária"
11.5Amônia caseira
9.0 -
10.0
Sabonete de mão
8.0Água do mar
7.34 -
7.45
Sangue
6.5-7.4Saliva humana
7.0Água pura
6.5Leite
Alguns valores comuns de pH 
http://pt.wikipedia.org/wiki/PH#Defini.C3.A7.C3.A3o
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SISTEMAS TAMPÃO
Conceito
Algumas soluções são capazes de impedir acentuadas variações de 
pH. Tais soluções, conhecidas como tampão, mantêm o pH do meio, 
apesar da adição de ácidos ou bases. 
Nos organismos vivos, os sistemas tampão são essenciais para a 
manutenção da constância do meio interno, garantindo um pH adequado à 
realização de muitas funções.
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SISTEMAS TAMPÃO
Mecanismo de ação
Em geral as soluções tampão são constituídas por um ácido fraco e 
um sal deste ácido. Como, por exemplo, a mistura de ácido acético e 
acetato de sódio. Numa solução preparada com esta mistura ocorre: 
1) a total ionização do sal, gerando uma alta concentração de íons 
acetatos: CH3COONa ⇔ Na+ + CH3COO−
(acetato de sódio)
2) o ácido acético se dissocia, liberando H+:
CH3COOH ⇔ CH3COO− + H+
3) os íons acetato se combinam com os H+ provenientes da dissociação do 
ácido acético:
CH3COO− + H+ ⇔ CH3COOH
4) o resultado final será uma mistura de acetato de sódio totalmente 
dissociado e ácido acético muito pouco dissociado. 
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SISTEMAS TAMPÃO
Mecanismo de ação
A adição de um ácido forte, por exemplo HCl, a uma solução tampão, como a 
formada por ácido acético/acetato de sódio, produzirá uma variação mínima no 
pH, pelo seguinte:
O HCl se dissocia, liberando H+ : HCl ⇔ Cl− + H+
Os H+ liberados pelo HCl se combinam com os íons acetato para formar ácido 
acético:
H+ + CH3COO- ⇔ CH3COOH
A equação geral da reação é a seguinte:
HCl + CH3COONa ⇔ NaCl + CH3COOH
Desta forma, um ácido forte, muito ionizado, é transformado em um ácido fraco, 
pouco ionizado. Como os H+ desaparecem, captados pelo acetato, a 
modificação do pH é mínima.
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SISTEMAS TAMPÃO
Mecanismo de ação
Quando se adiciona uma base forte, NaOH por exemplo, o processo é 
semelhante:
NaOH ⇔ Na+ + OH−
Os OH− provenientes da dissociação da base forte se combinam com os 
H+ liberados pelo ácido acético para formar água:
Na+ + OH− + CH3COOH ⇔ CH3COONa + H2O
Assim, os OH− que poderiam modificar o pH desaparecem, e o efeito da 
adição da base será muito discreto.
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SISTEMAS TAMPÃO
Cálculo do pH de soluções tampão
Como visto anteriormente, um ácido fraco, em solução, se dissocia muito 
pouco. Esta dissociação é regida pela equação:
HA ⇔ H+ + A-
][
]][[
HA
AHKa
−+
= Transformando esta equação em forma logarítmica, temos: 
⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛=
−+
][
]][[loglog
HA
AHKa ⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛+=
−
+
][
][log]log[log
HA
AHKa
Ou
Por definição, − log [H+] = pH e − log Ka = pKa. Assim, 
⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛−=
−
][
][log
HA
ApHpKa ⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛+= − ][
][log
A
HApHpKa
pKdum acido é valor de pH do meio onde metade das moléculas do 
acido estão em estado desprotonado ou, falando sobre uma única 
molécula, onde ela está no estado desprotonado metade do tempo.
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SISTEMAS TAMPÃO
Cálculo do pH de soluções tampão
Uma outra versão da mesma expressão é conhecida como equação de 
Henderson-Hasselbach.
⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛+=
−
][
][log
HA
ApKpH a
Levando-se em conta que, numa solução tampão quase todos os íons 
provêm do sal, que está totalmente dissociado, pode-se considerar, sem 
grande erro, que [A−] ≈ [sal]; e, como o ácido se encontra muito pouco 
dissociado, pode-se considerar [HA] ≈ [ácido]. Destarte, a equação pode 
ser formulada de outra maneira:
⎟⎟⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛+=
][
][log
ácido
salpKpH a ⎟⎟⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛−−=
][
][log14
base
salpKpH b
Tampão ácido fraco/sal do ácido. Tampão base fraca/sal da base
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Determinação do pH
Dois métodos são comumente usados para determinar o pH de 
soluções: o colorimétrico e o potenciométrico ou eletrométrico.
Um indicador de pH, também chamado indicador ácido-base, é um 
composto químico que é adicionado em pequenas quantidades a uma 
solução e que permite saber se essa solução é ácida ou alcalina.
Normalmente, em da adição do indicador de pH, a cor da solução varia, 
dependo do seu pH.
Os indicadores de pH, são freqüentemente, ácidos ou bases fracas. 
Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos íons 
H+ ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração 
eletrônica dos indicadores, e conseqüentemente, altera-lhes a cor.
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Método colorimétrico
Os indicadores de pH são freqüentemente usados em titulações em 
experiência de Química Analítica ou de Bioquímica para determinar a 
extensão de uma reação Química. 
As indicadores - substâncias que variam de cor em função da [H+]. 
Constituem-se de ácidos ou bases fracas, cuja dissociação depende da 
[H+]. A molécula não dissociada e o íon resultante da dissociação 
apresentam cores diferentes. Um indicador constituído por um ácido fraco 
apresenta a seguinte dissociação:
HI ⇔ H+ + I−
Cor 1 Cor 2
Onde
I− representa o íon resultante da dissociação da molécula do indicador HI. 
A característica fundamental de um indicador é que as formas não
dissociada (HI) e a dissociada (I−) apresentam cores diferentes, 
podendo, inclusive, uma dessas formas ser incolor.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal
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Método colorimétrico
Titulação 
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Método colorimétrico
Titulação 
Strong and weak diprotic acid
http://www.bcpl.net/~kdrews/titration/titrationcurve.html
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Método colorimétrico
Aplicando-se a lei de ação das massas à equação de dissociação de um 
indicador, obtém-se:
http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal
Como Ki é constante, a relação cor de HI / cor de I− varia em função da [H+].
Aplicando-se a equação de Henderson-Hasselbach:
][
]][[
HI
IHKi
−+
= ⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛= −+ ][
][][
I
HIKH i
⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛+=
−
][
][log
HI
IpKpH i
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amarelo11.4-13.0azulCarmim de Indigo
vermelho10.1-12.0amareloAmarelo de Alizarina R
azul9.4-10.6incolorTimolftaleína
rosa-carmim8.2-10.0incolorFenolftaleína
azul8.0-9.6amareloAzul de Timol (2 transição)
vermelho6.6-8.0amareloVermelho de Fenol
amarelo4,4-6,2vermelhoVermelho de Metila
azul6.0-7.6amareloAzul de Bromotimol
violeta5.2-6.8amareloPúrpura de Bromocresol
amarelo3.1-4.4vermelhoLaranja de Metilo
vermelho3.0-5.2azulVermelho do Congo
violeta3.0-4.6amareloAzul de Bromofenol
amarelo2.9-4.0vermelhoAmarelo de Metilo
amarelo1.2-2.8vermelhoAzul de Timol (1 transição)
azul-arroxeado1.0-6.9vermelhoAzul de Tornassol
azul-púrpura0.0-1.6amareloVioleta de Metilo
Cor a pH altoΔpH de transCor a pH baixoIndicador
Tabela. Alguns indicadores
Método colorimétrico. “Pontos de virada" dos Indicadores. 
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Tabela. Alguns indicadores
Método colorimétrico. Escala de pH. 
www2.muw.edu/~melioff/chapter4.html
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Método colorimétrico
Indicador universal
Indicador universal é uma mistura de indicadores de pH, normalmente 
em solução ou secos em tiras de papel absorvente, que apresentam larga 
faixa de pH com múltiplas mudanças de cor em cada faixa de pH. 
Uma formulação de indicador universal facilmente produzível com gama de 
cores variando em pH 1,0 a 12,0 pode ser a seguinte:
Etanol (1000 mL) 
Azul de bromotimol (0,500g) 
Vermelho de metila (0,120g) 
Fenolftaleína (1,00g) 
Hidróxido de sódio a 0.05 mol.L-1 (algumas gotas até a obtenção 
de uma tonalidade verde)
http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal
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Método colorimétrico
Soluções naturais de indicadores
Algumas soluções de substâncias naturais, especialmente originárias de 
plantas, comportam-se como soluções de indicadores de pH:
*A solução aquosa de chá preto - A sua solução aquosa é avermelhada/ amarelada, 
adquirindo cor amarelo-pálida em contacto com soluções ácidas e, cor acastanhada 
em contacto com soluções básicas.
*A solução aquosa de Beterraba - A sua solução aquosa adquire cor vermelha em 
contacto com soluções ácidas e, cor roxa em contacto com soluções básicas.
*A solução aquosa dos rabanetes - A sua solução aquosa adquire cor vermelha em 
contacto com soluções ácidas e, cor acastanhada em contacto com soluções básicas.
*A solução aquosa da pêra - A sua solução aquosa adquire cor vermelha em 
contacto com soluções ácidas e, cor verde-seco em contacto com soluções básicas.
*A solução aquosa da couve roxa adquire cor Roxa avermelhada escura em pH 
Neutro; Vermelho em pH acido; Azul em pH alcalino fraco e Verde em pH alcalino 
forte.
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Os indicadores podem se encontrar embebidos em papéis ou na forma 
de soluções. No caso do papel indicador, a coloração produzida pelo 
contato com a solução deve ser comparada com uma escala de cores
padrão para que se possa identificar a cor igual ou a mais parecida.
Pelo método das soluções, um indicador é adicionado a várias soluções de 
pH conhecido, de maneira a formar uma escala de cores; o mesmo 
indicador é adicionado à solução de pH desconhecido, e a cor assumida 
por esta solução é comparada com a escala de cores formada pelas
soluções de pH conhecido.
Método colorimétrico
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Método colorimétrico
Indicador universal
http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal
http://shop.miniscience.com/navigation/categorylist.asp?CatID=51
http://www.amazon.com/pH-Test-Strips-1-14-vial/dp
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Dada a subjetividade em determinar a mudança de cor, os 
indicadores de pH não são aconselháveis para determinações precisas 
de pH. Um medidor de pH é freqüentemente usado em aplicações onde 
é necessária uma rigorosa determinação do pH da solução.
Método colorimétrico
A determinação eletrométrica do pH é feita através de aparelhos 
chamados pH-metros ou potenciômetros, constituindo-se num 
método mais preciso do que o colorimétrico. Baseia-se o método 
eletrométrico na formação de potenciais elétricos entre duas 
soluções com concentrações (ou atividades) iônicas diferentes. 
Neste caso em particular, a espécie iônica de interesse é o H+.
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Método eletrométricoou potenciométrico
O método exige a utilização um voltímetro especifico (pH-metro). 
Para qualquer medida do DDP precisamos dois eletrodos onde um 
dele sempre é o eletrodo da referencia.
 
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Método eletrométrico ou potenciométrico
Um elemento importante deste método é os eletrodos da referencia.
Ag+/AgCl Cu2+/CuSO4 Hg+/Hg2Cl2 H+/H2
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Método eletrométrico ou potenciométrico
Potenciais dos eletrodos da referencia
Standard hydrogen electrode (SHE) (E=0.000V) also known as "normal 
hydrogen electrode" (NHE) H+/H2
Saturated calomel electrode (SCE) (E=+0.242V saturated) Hg+/Hg2Cl2
Copper-copper(II) sulfate electrode (E=-0.318V) Cu2+/CuSO4
Silver Chloride Electrode (E=0.225V saturated) Ag+/AgCl
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Método eletrométrico ou potenciométrico
Potenciais e reações eletroquímicos nos eletrodos da referencia
são constantes por causa das reações eletroquimicas
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Método eletrométrico ou potenciométrico
O funcionamento do eletrodo de vidro (seletivo á H+) tem como base a 
diferença de potencial elétrico (ddp) entre duas soluções separadas por uma 
membrana de vidro especial, com concentrações de H+ diferentes. Desta 
forma, o eletrodo funciona como uma membrana seletivamente permeável 
á H+ , cuja diferença de potencial é dada pela equação de Nernst:
⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛⎟⎠
⎞⎜⎝
⎛=
][
][ln
e
i
H
H
zF
RTddp
onde: ddp = diferença de potencial elétrico através da 
membrana do vidro seletivo
z = valência do íon
F = número de Faraday (96500 Coulomb/mol)
R = constante dos gases perfeitos (8,3143 J/(K⋅mol)
T = temperatura absoluta (°K)
[Hi] = concentração de H+ no interior 
[He] = concentração de H+ na solução
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Método eletrométrico ou potenciométrico
Substituindo os símbolos pelos valores correspondentes, para um íon 
monovalente, a 25 °C (298 °K), temos:
Convertendo ln em log (0.02568 x 2.3) e fazendo [Hi] = 1 temos:
⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛⎟⎠
⎞⎜⎝
⎛
×
×=
][
][ln
965001
2983143.8
e
i
H
Hddp ⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛=
][
][
ln02568.0
e
i
H
Hddp
⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛=
][
][
log059.0
e
i
H
Hddp ⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛= + ][
1log059.0
H
ddp
Como pH
H
=⎟⎟⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛
+ ][
1log a relação entre o potencial elétrico (ddp, em Volt) e o pH se dá através das equações:
pHddp ×= 059.0 059.0/ddppH =
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Método eletrométrico ou potenciométrico
Elétrodo combinado = eletrodo da referencia + eletrodo seletivo H+.
O eletrodo da referencia está também no dentro do eletrodo seletivo!
 
Sem o conector poroso o 
eletrodo combinado não 
funciona. 
As concentrações, onde os 
eletrodos da referencia se 
encontra, determina o 
próprio potencial deles e 
empurrar o valor registrado 
por pH-metro.
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Método eletrométrico ou potenciométrico
All glass pH electrodes
have extremely high
electric resistance from
50 to 500 MOhm. 
Therefore, the glass
electrode can be used
only with a high
impedance measuring
device like a pH meter, 
http://en.wikipedia.org/wiki/pH_meter
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Método eletrométrico ou potenciométrico
www.mt.com/ph-meters
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Método eletrométrico ou potenciométrico
http://www.milwaukeetesters.com/
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Método eletrométrico ou potenciométrico
Esquema das conexões externos dum 
pH-metro. Para medir os valores 
corretos do ddp no eletrodo seletivo 
todos os outros resistências deve ser 
centenas vezes menor do que a 
resistência da membrana seletiva 
do eletrodo (6), qual em sua vez 
deve ser centenas vezes menor do 
que a resistência interna do pH-
metro (V). 1 e 2 são resistências dos 
contatos Cu/Ag e respectivos 
potenciais; 3 e 4 são resistências e 
respectivos potenciais Ag/AgCl
eletrodos em internos soluções KCl 
ou HCl; 5 é resistência e respectivo 
potencial do vidro poroso conectando 
o meio aquoso do eletrodo da 
referencia com solução experimental. 
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Método eletrométrico ou potenciométrico
Simples pH-metros
http://www.66pacific.com/ph/simplest_ph.aspx
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Método eletrométrico ou potenciométrico
Determinação do pH e outras íons e moléculas nas células.
Biologia Molecular da célula
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Antes de sua utilização o pH-metro (ligado previamente) precisa ser 
calibrado. Este procedimento, portanto, é obrigatório, pois, objetiva 
deixar o aparelho em condições de realizar, com precisão, medidas 
de pH. Para tanto, faz-se uso de soluções tampão de pH conhecido, 
que servirão de referencial para o aparelho.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. CALIBRAÇÃO do pH-metro
Atenção: Para obter os dados confiáveis o pH-metro, como 
qualquer aparelho eletrônico da precisão, deve ser ligado pelo
menos 15 minutos antes do usar. (Para saber o tempo mínimo 
exato consulta o manual).
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Material necessário
a) Equipamento: pH-metro e agitador magnético
b) Vidraria: 
- tubos de ensaio
- beckers
c) Soluções:
- solução tampão padrão pH = 7.0
- solução tampão padrão pH = 4.0
d) Outros:
- estante para tubos de ensaio
- papel absorvente
- pisseta com água destilada
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro
1) Ligue o aparelho, verifique se o mesmo se encontra no modo “stand by”; caso 
não esteja, coloque-o no referido modo e espera ~15 minutes;
2) Retire o eletrodo da solução (3M KCl) onde o ele está, lave com o auxílio de uma 
pisseta com água destilada, enxugue-o com papel absorvente e coloque no 10 ml-
becker contendo a barra magnética e água, por o conjunto no centro um agitador 
magnético e liga-o.
3) Coloque as soluções de calibração (pH=7.0 e pH=4.0) em beckers pequenos (`10 
ml) devidamente identificados; NÃO É PRECISO PIPETAR, basta despejar da 
solução até, aproximadamente, da marca “10 ml” no becker;
4) Retire o eletrodo do becker com água destilada e enxugue-o delicadamente;
5) Coloque o eletrodo no becker contendo a solução de pH=7.0;
6) Ponha o aparelho no modo de leitura de pH e espera a estabilização do valor 
apresentado no visor do aparelho (não esquece a agitação da solução);
7) Ajuste o controle de calibração até que o valor coincida com o pH da solução, 7.0;
8) Coloque o aparelho no modo “stand by”;
9) Retire o eletrodo do becker e lave o eletrodo com o auxílio de uma pisseta e 
enxugue-o com papel absorvente;
Atenção: para o precisão, todas as medidas do pH e calibração do pH-metro deve 
ser feito sobre agitação das soluções com agitador (magnético).
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10) Coloque o eletrodo no becker contendo a solução de pH=4.0;
11) Coloque o aparelho no modo de leitura de pH (não esquece a agitação da 
solução);
12) Ajuste o controle de sensibilidade até que o aparelho apresente no visor o 
valor 4.0;
13) Coloque o aparelho no modo “stand by” e retire, cuidadosamente, o eletrodo 
do becker e lave o eletrodo com o auxílio de uma pisseta e enxugue-o com 
papel absorvente; 
14) Repita os itens 5 e 6 e leia o pH; caso a leitura seja diferente do pH 
especificado, repita o item 7;
15) Repita os itens 08 a 11;caso a leitura seja diferente do pH especificado, 
repita o item 12;
16) Coloque o aparelho no modo “stand by”, retire cuidadosamente o eletrodo do 
becker, lave-o com água destilada e deixe-o parcialmente imerso num becker
com água destilada;
17) Devolva as soluções de calibração aos seus respectivos frascos.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro
Lembre-se que o eletrodo não pode ficar mais do que 1 min no ar. Ele 
deve ser ou na água (no tempo curto) ou na solução de 3M KCl!
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Este procedimento visa medir o pH de soluções utilizando o pH-metro.
Material necessário
a) Equipamento: pH-metro e agitador magnético 
b) Vidraria: 8 tubos de ensaio; 1 pipeta de 5 ml; 1 pipeta de 10 ml; 
beckers de 125 ml e de 10 ml
c) Soluções: fosfato dibásico de sódio (Na2HPO4) 25 mM; fosfato 
monobásico de sódio (NaH2PO4) 25 mM
d) Outros: estante para tubos de ensaio; papel absorvente; pisseta
com água destilada
2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH
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Preparação das soluções
Duas soluções, designadas A (fosfato ácido de sódio, NaH2PO4) e 
B (fosfato básico de sódio, Na2HPO4), devem ser misturadas da 
maneira descrita em Tabela.
2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH
Descrição do procedimento
pH calculado
pH medido
9.59.08.07.06.05.04.03.0VB (ml); Na2HPO4
0.51.02.03.04.05.06.07.0VA (ml); NaH2PO4
87654321Tubos
Soluções
1) Separe numa estante oito tubos de ensaio e numere-os de 1 a 8;
2) Pipete em cada tubo as duas soluções nas proporções indicadas;
3) Agite os tubos para homogeneizar as soluções;
4) Faça a leitura do pH.
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1) Certifique-se de que o pH-metro está calibrado.
2) Coloca a solução do tubo 1 no 10 ml-becker para medição do pH. (O becker já 
deveria contem a pequena barra magnética). Por o becker encima do agitador 
magnético e liga dele. 
3) Retire o eletrodo do becker com água destilada, enxugue-o cuidadosamente e 
mergulhe-o na solução 1;
4) Coloque o aparelho no modo de leitura de pH e observe o valor indicado no 
visor e anote-o; este será o pH da solução 1;
5) Ponha o aparelho no modo “stand by”, retire cuidadosamente o eletrodo da 
solução 1, lave-o, enxugue-o. Devolva a solução 1 ao seu respectivo tubo, lave o 
Becker da medida com água destilada e coloque a solução 2;
6) Repita estes procedimentos para todos os tubos, anotando os respectivos 
valores de pH observados;
7) Ao terminar as leituras, lave o eletrodo e deixe-o novamente no becker com 
água destilada.
2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH
Leitura do pH
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A determinação matemática do pH é feita através da equação de 
Henderson-Hasselbach. Para tanto, é necessário conhecer as 
concentrações e a constante de dissociação (pKa) dos constituintes 
da solução. Adotaremos como referencial as soluções preparadas, a 
partir da mistura das soluções A e B. 
DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH
3. Cálculo do pH
Equação de Henderson-Hasselbach
⎟⎟⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛+=
][
][log
A
BpKpH a
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Dados:
[A]0 = 25 mM; VA = 5.0 ml; [B]0 = 25mM; VB = 5.0 ml; pKa = 7.2 
Assim
DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH
3. Exemplo: cálculo do pH da solução do tubo 3
Isto indica que, quando as concentrações são equivalentes, o 
pH=pK
mM
VV
VAA
BA
A 5.12
)55(
525
)(
][][ 0 =+⋅=+⋅=
mM
VV
VBB
BA
B 5.12
)55(
525
)(
][][ 0 =+⋅=+⋅=
2.70.1log2.7
5.12
5.12log2.7 =+=⎟⎠
⎞⎜⎝
⎛+=pH
Usando a equação de Henderson-Hasselbach, calcule o pH teórico das demais soluções. 
Organize uma tabela contendo os valores experimental e teórico do pH, relacionando-os com 
as respectivas soluções e explique por que o pH das soluções 1 a 8 apresentou-se de forma 
crescente.
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Colorimetricamente, o pH pode ser determinado usando papel 
indicador ou através de soluções. Adicionando-se um indicador a 
várias soluções de pH conhecido forma-se uma escala de cores. 
1) Às soluções preparadas anteriormente, adicione duas gotas do 
vermelho de fenol (indicador);
2) Agite os tubos para homogeneizar as soluções;
3) Identifique as cores obtidas, dando-lhes nomes ou códigos, de 
forma a configurar uma escala.
4) Adicione o mesmo indicador a uma solução de pH desconhecido; 
homogeneíze a solução;
5) Compare a cor assumida pela solução de pH desconhecido com 
as soluções coloridas de pH conhecido;
6) Determine o pH.
7) Explique por que, em conseqüência da adição do indicador, 
as soluções apresentaram cores diferentes. 
4. Determinação colorimétrica do pH
Construção de uma escala
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Neste procedimento será verificado o efeito que o CO2 do ar 
expirado produz numa solução de bicarbonato de sódio.
Material necessário
a) Equipamento: pH-metro e agitador magnético
b) Vidraria: tubos de ensaio; beckers; pipeta de 10 ml
c) Soluções: bicarbonato de sódio (NaHCO3) 25 mM; vermelho 
de fenol
d) Outros: estante para tubos de ensaio; papel absorvente; 
pisseta com água destilada
Efeito da adição do CO2 o pH uma solução de 
bicarbonato de sódio
4. Determinação calorimétrica e eletrométrica do pH
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Descrição do procedimento
1) Num recipiente apropriado (um tubo de ensaio grande), 
coloque 5 ml de uma solução de bicarbonato de sódio (NaHCO3) 25 
mM e 5 ml de água;
2) Adicione quatro gotas de vermelho de fenol à solução;
3) Agite o tubo para homogeneizar a solução;
4) Determine o pH utilizando o pH-metro; anote o valor 
observado;
5) Com o auxílio de uma pipeta, borbulhe exaustivamente o ar 
expirado até mudar a cor da solução;
6) Determine, colorimetricamente, o pH da solução após a 
mudança de cor: compare com as soluções da escala colorimétrica
construída anteriormente;
7) Faça a leitura potenciométrica do pH.
Elabore uma explicação para a mudança de cor da solução 
de bicarbonato de sódio após o borbulhamento do ar expirado.
Efeito da adição do CO2 o pH uma solução de 
bicarbonato de sódio
4. Determinação calorimétrica e eletrométrica do pH
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Usando setas para indicar aumento ou diminuição complete 
a tabela abaixo:
Efeito da adição do CO2 o pH uma solução de 
bicarbonato de sódio
alcalose
acidose
ConseqüênciaspH[H+][H2CO3][CO2]
Elabore uma explicação das variações na concentração de CO2 no 
sangue e suas conseqüências fisiológicas.
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1. 5 Steps to a 5 AP Chemistry (mcgraw-Hill) doi:10.1036/0071412751
2. http://www.virtlab.com/index.aspx
3. http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal
4. http://pt.wikipedia.org/wiki/PH#Defini.C3.A7.C3.A3o
5. http://shop.miniscience.com/navigation/categorylist.asp?CatID=51
6. http://www.milwaukeetesters.com; 
7. www.mt.com/ph-meters
8. http://www.amazon.com/pH-Test-Strips-1-14-vial/dp
9. http://www.ausetute.com.au/titrcurv.html
1. Adelar Bracht e Emy Luiza Ishii-Iwamoto “Métodos de Laboratorio em Bioquímica” 
Manole, 2003
2. Kathy Barker “Na Bancada” Artmed, Editora S.A., 2002 
3. Marzocco, A. & Torres, B. B. Bioquímica Básica,Guanabara, 1990.
4. Campbell, J. M. & Campbell, J. B. Matemática de Laboratório. 3a Ed. Roca, São Paulo, 
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6. Vieira, E. C.; Gazzinelli, B. & Mares-Guia, M. Química Fisiológica, Livraria Atheneu, Rio 
de Janeiro, 1979. 
BIBLIOGRAFIA