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pH-Metria1

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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, por