Medição de pH em soluções

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Universidade Federal Rural de Pernambuco
Biofísica – Departamento de Morfologia e Fisiologia Animal – DMFA - UFRPE
pHmetria
Componentes do grupo: Allane Cosme 
 Bárbara Andrade
 Rodrigo Gusmão
 Victor Lima
 Wanda Stefânia 
Experimento realizado em 26 /04/ 2016. 
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Resumo
Experimento com foco na medição de ph de soluções, realizada por meio de dois métodos, um com a manipulação do potenciômetro e o outro por meio da calorimetria.
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 Palavras Chave: colorímetro, pH, potenciômetro. 
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Introdução
O pH é definido como a concentração, ou atividade, dos íons de hidrogênio, ou de hidroxila (pOH) em um determinado material. É possível atribuir a partir do valor da medida de pH caráteres ácido (valores de pH 0,00 a 7,00), alcalino (valores de pH 7,00 a 14,00) e ainda caráter neutro (pH igual a 7,00) aos materiais [1].	
A medida de pH pode ser realizada por via potenciométrica, ou seja, por um pHmetro, a partir da diferença de potencial elétrico (ddp) entre a solução padrão que se encontra no interior do bulbo do eletrodo e o material que se deseja analisar [2]. Esse dispositivo se baseia no fato de que as membranas delgadas de certa variedade de vidro, formada por uma membrana interna hidratada (face interna do bulbo) uma camada de vidro seco intermediário e uma membrana externa hidratada (face externa do bulbo) serem suscetíveis ao íon hidrogênio. A diferença de potencial termodinâmico ocorre através da membrana delgada e é proporcional ao logaritmo da razão da atividade do íon hidrogênio (H+) dos dois materiais – solução padrão do eletrodo e material analisado. É importante lembrar que o princípio do eletrodo é a existência do metal colocado em uma solução dos seus próprios íons que irá produzir um potencial proporcional à atividade termodinâmica dos Íons na solução. [3]
A medição do pH também pode ser realizada por meio da metodologia colorimétrica, através de indicadores químicos. Esses indicam a concentração de íons de hidrogênio por meio da coloração pós manuseamento do material em estudo, apresentando assim uma determinada coloração para uma solução básica e outra pra soluções ácidas, sendo essa intensificada ou atenuada de acordo com o pH do meio. Atualmente se utiliza vários indicadores, como o Azul de Bromotimol, Alaranjado de Metila, Vermelho de fenol, além de papel-fita com indicadores impregnados dentre outros. [1] 
O objetivo do trabalho foi essencialmente comparar o índice de concentração de íons H+ de determinadas soluções, na qual foi-se verificado mediante: uso do pHmetro, colorimetria, e de forma teórica recorrendo à cálculos. 
Procedimento Experimental
Phmetria das soluções por meio do phmetro e indicadores químicos (vermelho de fenol);
Calibração do pHmetro com seus determinados valores, e sua aplicação para medir o ph da soluçao; 
Aplicaçao do vermelho de fenol para o método colorimétrico; 
Lavar os eletrodos do phmetro com água destilada e tirar o excesso com papel toalha, antes e após o uso;
Medir o pH da solução (de uma forma exata) com a utilização do phmetro, ou medir utilizando indicadores químicos para um resultado relativamente menos exato porem útil (para uma pesquisa a campo).
Resultados e Discussão
	
Nessa prática o pH foi aferido através do método potenciômentro, do método colorimetrico e através de cáculos. Foi usado pHmetro digital que faz a calibração automaticamente, composto por dois pares de eletrodos, um filete de eletrodo de prata em uma solução de HCl e, por fora outro vidro com outro eletrodo (de referência) em solução de KCl. O eletrodo é recoberto por uma membrana seletiva à íons H+. No eletrodo que é inserido dentro da solução estudada, os prótons da solução, se a mesma estiver mais concentrada, passam pela membrana e entram no eletrodo. Quando a partícula entra ela tem carga (como tudo que tem carga se movimenta) gera uma corrente elétrica, formando uma d.d.p. entre o eletrodo que capta a carga e o outro. O aparelho (pHmetro) converte a d.d.p. em pH.
 	No método colorimétrico é criada uma escala de cores mas não tem como saber qual é de fato o pH da solução, contudo podemos saber se ele está mais ácido, mais neutro ou mais básico. O outro método se realiza por meio de cálculos teóricos. 		
Para sabermos qual melhor método depende bastante da situação. Por exemplo, se estamos preparando uma solução tamponada para conservar uma peça anatômica que passamos meses fazendo experimentos para ver a arquitetura da musculatura de um animal que foi submetido a um tratamento X , para conservar utilizaríamos formol, mas não é um formol puro é um formol tamponado sendo assim usa-se solução tampão,  ela faz com que estabilize-se o pH, fazendo-o com que ele não varie muito, pois qualquer alteração no pH pode mexer com a musculatura porque tem muita proteína, então se coloco uma substância e não coloco uma solução que vai impedir que o pH varie muito o trabalho será perdido. Então não podemos fazer uma solução e confiar no método colorimétrico, assim é melhor aferir o pH com pHmetro, enfim, o método de ferir o pH vai depender do estudo. 
Não fizemos na prática mas todo equipamento vem com termômetro junto e a temperatura vai influenciar diretamente no pH da solução.  Se colocarmos o indicador numa solução numa X temperatura ela irá mostrar uma cor, se mudarmos a temperatura dessa mesma solução irá mudar a cor.
Por meio dos pHs calculados e dos pHs medidos de determinadas soluções obtivemos o respectivo gráfico	
 
Conclusões
No fim, fica evidente que o ph das soluções varia de acordo com o volume dos compostos misturados.
Outro fato importante é que o método a ser utilizado de aferir o pH vai depender do trabalho feito.
Referências
[1] Sanitária, Comunidade Virtual em Vigilância, Controle da Qualidade e Controle da Produção de Medicamentos .Disponível [on-line]: http://cvirtualanvisa.bireme.br/tiki-read_article.php?articleId=111 [19 de maio de 2006].
[2] Russell, John B. Química Geral, Trad. de Dino Leonardo Sanioto, Graciliano de Oliveira Neto, Lílian Rothschild Franco de Carvalho et al. ed. 1981 São Paulo: McGraw-Hill, 1981. p. 607- 610.
 
[3] Moore, Walter J. Físico-Química, Trad. de Homero Lenz César. ed. 1968 Rio de Janeiro: Livro Técnico S.A. e Editora da Universidade de S. Paulo. P.471-472.
Anexo
Cálculos dos ph’s 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura � SEQ Figura \* ARABIC �1�: Variância da pigmentação das soluções em virtude das respectivas concentrações de ions H+ indicados pelo vermelho de fenol
Figura � SEQ Figura \* ARABIC �2�: Variância da pigmentação das outras soluções
Tabela � SEQ Tabela \* ARABIC �1�: Valores práticos e teóricos do pH em solução de Na2HPO4 + NaH2PO4
Profa. Dra. Jeine Silva