Aula07-Determinação_pH

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Determinação de pH 
 Potencial hidrogeniônico (pH): Medida da acidez ou da basicidade 
de uma amostra. 
 
 ou 
 
 
Conceito de pH 
[H+] refere-se à concentração, em mol/L, de íons H+ em solução. 
 Exemplos: 
 Ácido de Arrhenius: composto que contém hidrogênio e reage com a 
água para formar íons hidrônio (H3O
+); 
 Base de Arrhenius: composto que produz íons hidróxido (OH-) em 
água. 
Os ácidos e bases de Arrhenius (1884) 
Em solução aquosa, os íons H+ reagem instantaneamente com a água 
para formar íons hidrônio. 
Os ácidos e bases de Brønsted‐Lowry 
Um ácido é um doador de prótons. 
 Uma base é um aceitador de prótons. 
 
 O termo próton refere-se ao íon hidrogênio H+. 
 O átomo de hidrogênio pode ser transferido a outra espécie, que 
age como base. 
 
 Exemplo: 
A molécula 
de HCl ficou 
desprotonada 
 íon hidrônio, 
também 
representado 
por H+ 
H+ livre não existe em água, 
H3O
+ é uma representação melhor 
porque indica que uma base de 
Brønsted (H2O) aceitou um próton. 
Ácidos Orgânicos e Inorgânicos 
 
 Ácidos: contêm átomos de hidrogênio que podem ser transferidos 
como prótons para outras substâncias. 
 
Ácido orgânico: o átomo de hidrogênio ácido é parte do grupo 
carboxila, COOH. 
 
 O átomo de H neste grupo de átomos é ácido. 
 
Exemplo: Ácido acético, CH3COOH, libera um íon hidrogênio (do átomo 
de hidrogênio do grupo carboxila) para a água e outras bases de 
Brønsted presentes na solução. 
 
Quando o íon carboxila perde um próton, ele se converte no ânion 
carboxilato. 
 
No ácido acético, o ânion formado é o acetato, CH3CO2
- 
 
 
Ionização da Água 
 A água pura pode agir como doadora e como receptora de prótons. 
Transferência de prótons entre moléculas de água: Uma molécula de 
água age como doadora de prótons e outra como receptora de prótons. 
 
 
 
 
ou simplificadamente 
Constante de Equilíbrio da Água: 
 Em água pura, a 25°C, as concentrações molares de H3O
+ e 
OH- são iguais e têm o valor experimental 1,0 x10-7 mol/L. 
Ionização da Água 
Assim, o pH da água pura, em que a concentração dos íons H3O
+ é 
1,0x10-7mol/L, a 25°C, é: 
 Sinal negativo na definição do pH significa:  concentração de 
H+,  o pH. 
Exemplo: Se a concentração do H+ for 1x10-7mol/L, o pH será 7,0, 
 mas se aumentar para 1x10-6mol/L, o pH será 6,0, 
 
 Uma mudança de uma unidade de pH significa que a concentração 
dos íons H+ varia 10 vezes. 
Escala de pH 
 A 25°C: 
 O pH de uma solução básica é 
maior do que 7  [OH-] > [H+]. 
 O pH de uma solução neutra, como 
a água pura, é 7  [OH-] = [H+]. 
 O pH de uma solução ácida é menor 
do que 7  [H+] > [OH-]. 
 
 A maior parte das soluções está na 
faixa de pH entre 0 e 14. 
Escala de pH 
A ESCALA DE pH 
EXEMPLO. Cálculo do pH a partir de uma concentração 
QUAL É O pH DE: 
(a) o sangue humano, no qual a concentração dos íons H3O
+ é igual a 
4,0x10-8 mol/L; (R. 7,40) 
(b) uma solução 0,020 mol/L de HCl(aq); (R. 1,70) 
(c) uma solução 0,040 mol/L de KOH(aq)? (R. 12,60) 
O pOH de soluções 
 pOH é definido como: 
 Se um aumenta, o outro diminui, para que a soma permaneça 
constante. 
Exercício 
A 25°C, o pH dos fluidos estomacais é cerca de 1,7. Qual é o pOH 
desses fluidos? 
[Resposta: 12,3] 
 
OS ÁCIDOS E BASES FRACOS 
 Soluções de ácidos diferentes com a mesma concentração podem não 
ter o mesmo pH. 
 
 Por exemplo: 
Solução 0,10 mol/L de CH3COOH (ácido acético)  pH 3; mas 
Solução 0,10 mol/L de HCl (ácido clorídrico)  pH 1. 
 
A concentração de H+ na solução CH3COOH(aq) é menor do que na 
solução HCl(aq). 
 
Por quê? 
 
Em água, o ácido acético não está completamente desprotonado. 
Portanto, o ácido acético é um ácido fraco. 
 
GRAU DE IONIZAÇÃO DOS ÁCIDOS () 
CLASSIFICAÇÃO 
 Ácidos fortes: A maioria das moléculas do ácido, quando em 
solução, se encontram ionizadas, liberando H+ (α > 50%). 
Exemplo: ácido clorídrico (HCl), α = 92%. 
 92% das moléculas de HCl em solução ionizam, gerando 
íons H+. 
 A cada 1 mol de HCl em solução, temos, nas condições de 
equilíbrio, 0,92 mols de H+. 
 
 Ácidos moderados: 5%à 
existência dos sistemas-tampão. 
IMPORTÂNCIA DA MANUTENÇÃO DO pH NA BIOQUÍMICA 
Tampões biológicos 
 
 
 Na espécie humana, o pH do sangue é mantido muito próximo de 7,4. 
 
 Os principais responsáveis pela manutenção desse valor de pH são as 
proteínas, o tampão bicarbonato e o tampão fosfato. 
 
Tampão bicarbonato 
 
 O ácido carbônico dissocia-se em bicarbonato e H+: 
O ácido carbônico apresenta a característica peculiar de estar em 
equilíbrio com o CO2 dissolvido em água segundo a reação: 
No organismo humano, o CO2 formado nos tecidos, como produto do metabolismo 
celular, difunde-se para o plasma e para o interior das hemácias. Estas células 
contêm uma enzima, a anidrase carbônica, uma das enzimas mais eficientes que se 
conhece, capaz de acelerar a reação de hidratação do CO2 — o CO2 dissolvido é 
transformado imediatamente em H2CO3, que se dissocia em HCO3
− e H+: 
Quando o pH plasmático diminui pelo  [H+], o íon bicarbonato 
presente no plasma é capaz de aceitar esses prótons e formar ácido 
carbônico. Embora forme-se um ácido, o ácido carbônico é 
extremamente fraco, fato que impede a alteração do pH plasmático. 
No entanto o ácido carbônico é instável e tende a se desdobrar em CO2 
e água. Assim sendo, o CO2 e a água não alteram o pH na mesma 
extensão que o próprio próton faria. 
Como o tampão bicarbonato atua na manutenção do pH? 
Se o pH aumenta, pela  [H+], o equilíbrio se desloca na formação de 
H+, para repor os prótons perdidos no sistema e manter, então, o pH. 
Portanto, o CO2 vai reagir com água formando ácido carbônico e 
posteriormente irá se dissociar em próton e bicarbonato, desta 
maneira, repondo a concentração de prótons no sistema, mantendo, 
assim, o pH. 
Como o tampão bicarbonato atua na manutenção do pH? 
Técnicas de determinação do pH 
 
 Indicadores ácido-base 
 Fitas indicadoras 
 Medidor de pH - pHmetro 
 Um indicador ácido-base é um corante, solúvel em água, cuja cor 
depende do pH. 
 Geralmente, são constituídos de um ácido fraco em equilíbrio com 
sua base conjugada, ou de uma base fraca em equilíbrio com seu 
ácido conjugado. 
 O ácido e a base que estão em equilíbrio apresentam cores 
diferentes e, portanto, a partir da cor da amostra, é possível saber 
para que lado o equilíbrio está deslocado. 
 
 
Cor A Cor B 
Indicadores ácido-base 
Indicadores ácido-base 
Vermelho = Ácido 
Azul = Básico 
Indicadores ácido-base 
Indicadores ácido-base 
Fitas de pH 
 Fitas de papel ou de material plástico que possuem pequenos 
quadrados impregnados de diferentes indicadores ácido-base secos. 
 Cada indicador tem o ponto de viragem de cor em determinada faixa 
de pH e, portanto, a leitura das diferentes cores permite a 
estimativa do valor de pH da solução. 
 Ao mergulhar a fita de pH na amostra, os diferentes indicadores vão 
ou não apresentar mudança de cor. Essas mudanças precisam ser 
comparadas com uma escala de cores apresentada na embalagem das 
fitas, para que o pH seja determinado. 
O pHmetro 
 Equipamento que determina a atividade dos íons H+, ou seja, o pH de 
soluções aquosas. 
 O pHmetro mede a diferença de potencial elétrico, que é a 
diferença na proporção de cargas elétricas entre dois pontos, nesse 
caso, entre um eletrodo indicador, sensível aos íons H+ presentes na 
solução, e um eletrodo de referência, no qual a concentração de íons 
H+ é conhecida. 
 A diferença de potencial, ou voltagem, gerada entre os dois 
eletrodos é consequência da concentração de íons H+ na solução 
problema. 
 
 A diferença de potencial é automaticamente convertida em um 
valor de pH. 
 
 O pHmetro é calibrado com soluções de pH conhecido 
(usualmente 7,0 e 4,0 ou 10,0 e 4,0). 
O pHmetro – Eletrodo de vidro combinado 
 O eletrodo indicador de vidro apresenta um bulbo de vidro seletivo 
para os íons H+. 
 Ao imergir o eletrodo na solução, os íons H+ presentes na solução 
problema atingem o bulbo de vidro, o que cria um potencial 
eletroquímico ao longo da estrutura. 
 Eletrodo de referência: É composto de um 
condutor metálico, como por exemplo, a prata e 
cloreto de prata, que é imerso em uma solução 
eletrolítica, geralmente de cloreto de potássio 
(KCl). Esse eletrodo não é sensível ao pH da 
solução problema, mas entra em contato com ela 
por meio de uma membrana de material cerâmico. 
Quando os dois eletrodos são imersos na solução 
problema, um circuito elétrico é completado, no 
qual existe uma diferença de potencial gerada 
pela solução e detectada pelo potenciômetro. 
 Um amplificador de sinal detecta a diferença de potencial elétrico 
entre os dois eletrodos, e essa diferença de potencial é convertida 
em unidades de pH. 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta; LAVERMAN, Leroy. Princípios de química: 
questionando a vida moderna e o meio ambiente. Grupo A, 2018. E-book. 
ISBN 9788582604625. Disponível em: 
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788582604625/. Acesso em: 
25 abr. 2024. 
 
MARZZOCO, Anita; TORRES, Bayardo B. Bioquímica Básica. Grupo GEN, 
2015. E-book. ISBN 978-85-277-2782-2. Disponível em: 
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978-85-277-2782-2/. Acesso 
em: 26 abr. 2024. (Leiam a parte 1 – sistema tampão)