Apostila pHmetria Biofísica UFPE

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Prof. Doutor Abel Vieira Neto, Janeiro de 2002 1 
pHMETRIA 
 
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. 
 
 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. 
 
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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 
 
Uma forma ainda mais simples para expressar as concentrações de H
+
 
foi proposta por Sörensen; consiste em utilizar o logarítmo negativo destas 
concentrações. O valor assim expresso foi chamado de pH (potencial de 
hidrogênio). Portanto, 
 
 
Matematicamente, o pH pode ser definido pela expressão: 
 
 pH =  log H+ 
 
Assim, para uma solução neutra na qual: 
 H+ = 107 
pH é o logarítmo negativo da concentração do íon hidrogênio 
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pH =  log 107 
 
pH =  ( 7) 
 pH = 7 
 
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. 
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. 
 
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 
fortetendência 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. 
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 
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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. 
 
 HCl H
+
 + Cl

 
 (ácido forte) 
 
CH3COOH CH3COO

 + H
+
 
 (ácido fraco) 
 
As proporções diferentes em que os ácidos se dissociam dependem de 
uma qualidade intrínseca de cada ácido: a constante de ionização. 
A dissociação de um ácido pode ser representada pela equação geral: 
 
 HA H
+ 
 + A
 
 
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, 
 
K
HA
AH


][
]][[
 
 
Esta relação indica que, independente da quantidade da substância 
presente na solução, a uma determinada temperatura, o grau de dissociação é 
constante. 
 
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Dissociação da água 
 
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. Cada litro 
de água contém 10 moles/litro de H
+
; 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, 
 
K
OH
OHH


][
]][[
2
 
 
Como a proporção de moléculas não dissociadas é 
extraordinariamente grande em relação as dissociadas, pode-se considerar o 
valor da [H2O] constante. Assim a constante de dissociação da água será dada 
por: 
 
[H
+
][OH

] = K 
De forma que 
 
[H
+
][OH

] = 10
-7
 x 10
-7
 
[H
+
][OH

] = 10
-14
 
 
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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
. 
A dissociação da água pura é um exemplo clássico de reação neutra, 
isto é, [H
+
] = [OH

]. Embora as concentrações deH
+
 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
+
. 
 
 
 
 
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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. Esta propriedade confere extrema importância 
às soluções tampão, tanto nos mecanismos biológicos como nos diversos 
processos de laboratório. Nestes últimos, os tampões são necessários em 
reações que exigem um pH ¨ótimo¨, como ocorre nas reações 
imunoenzimáticas. 
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. 
 
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
+
 + CH3COOH

 
 (acetato de sódio) 
 
2) o ácido acético se dissocia, liberando H
+
: 
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 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. 
 
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
+
 + CH3COOH CH3COOH 
 
A equação geral da reação é a seguinte: 
 
 HCl + CH3COONa NaCl + CH3COOH 
 
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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. 
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. 
 
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
AH
K


 
 
Transformando esta equação em forma logarítmica, 
 
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







][
]][[
loglog
HA
AH
K
 
ou 
 









][
][
log]log[log
HA
A
HK
 
 
Rearranjando a equação 
 









][
][
loglog]log[
HA
A
KH
 
 
Por definição,  log [H+] = pH. Analogamente,  log K = pK. Assim, 
 








][
][
log
HA
A
pKpH
 
 
Esta expressão é conhecida como equação de Henderson-Hasselbach. 
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: 
 







ácido
sal
pKpH log
 
 
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TAMPÕES BIOLÓGICOS 
 
Nos animais superiores, a regulação do pH dos seus fluidos é feita 
através de dois mecanismos: fisicoquímicos e fisiológicos. 
Os mecanismos fisicoquímicos são representados pelos sistemas 
tampão e constituem a primeira defesa contra variações do pH. Um dos mais 
importantes tampões biológicos é o sistema constituído por ácido 
carbônico/bicarbonato, o principal responsável pela manutenção do pH 
plasmático. A mistura destas duas substâncias numa solução dá origem a um 
processo semelhante ao descrito para o sistema ácido acético/acetato. 
Alterações no equilíbrio ácido-base perturbam o sistema do ácido 
carbônico. O H2CO3 está em equilíbrio com o CO2 dissolvido em água, 
conforme a seguinte equação: 
 
 H2CO3 CO2 + H2O 
 
Basta alterar o ritmo e a profundidade dos movimentos respiratórios 
para produzir uma modificação na concentração de H2CO3 e, 
consequentemente, o pH tenderá a acidez. Uma redução do CO2, por outro 
lado, diminuirá a concentração do H2CO3, fazendo o pH se deslocar em 
direção a alcalinidade. Essas variações no pH sangüíneo de acidose - 
acúmulo de ácido, com redução do pH - e alcalose - perda de ácido, com 
aumento do pH. 
Além dos processos fisicoquímicos, mecanismos fisiológicos, 
realizados pelos pulmões e pelos rins, também desempenham um papel 
importante na regulação do pH do meio interno. Os detalhes desses 
mecanismos transcendem aos propósitos deste texto. 
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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. 
 
Método colorimétrico 
 
A determinação colorimétrica do pH baseia-se no uso de 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

 
 
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. 
Aplicando-se a lei de ação das massas à equação de dissociação de 
um indicador, obtém-se: 
 
iK
HI
IH


][
]][[
 
 
Donde: 
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








][
][
][
I
HI
KH i
 
 
Como Ki é constante, a relação cor de HI/cor de I

 varia em função 
da [H
+
]. 
Aplicando-se a equação de Henderson-Hasselbach: 
 








][
][
log
HI
I
pKpH i
 
 
Esta expressão indica que diversas cores podem ser assumidas peloindicador, conseqüentes à variação no pH de uma solução. Existem, no 
entanto, limites na relação I

/HI, que restringem a utilização de um 
indicador. Cada indicador só é útil dentro de uma certa faixa de pH (Quadro 
1). O vermelho de fenol, por exemplo, com a forma HI amarela, e a I

 
vermelha, só pode se utilizado para medir variações de pH compreendidas 
entre 6,4 e 8,4. Abaixo de 6,4 e acima de 8,4 a solução apresentar-se-á, 
respectivamente, amarela ou intensamente vermelha, não sendo possível 
apreciar diferentes tonalidades. 
 
INDICADOR NÃO DISSOCIADO DISSOCIADO FAIXA ÚTIL (pH) 
Azul de Timol Vermelho Amarelo 1,2 a 2,8 
Vermelho de Metila Vermelho Amarelo 4,3 a 6,1 
Azul de Bromo Timol Amarelo Azul 6,0 a 7,6 
Vermelho de Fenol Amarelo Vermelho 6,4 a 8,4 
Fenolftaleína Incolor Vermelho 8,2 a 10,0 
Quadro 1. Alguns indicadores mais usados. 
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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 eletrométrico ou potenciométrico 
 
A determinação eletrométrica do pH é feita através de aparelhos 
chamados pHmetros 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
+
. 
Um elemento importante deste método é o eletrodo, que pode ser de 
vários tipos. Entre os mais usados encontram-se os de calomelano, de 
hidrogênio e o de vidro. 
O funcionamento do eletrodo de vidro 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 pilhas de concentração, cuja diferença de potencial é dada 
pela equação de Nernst: 
 
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












,
ln
C
C
zF
RT
E
 
 
onde: E = diferença de potencial elétrico 
n = valência do íon 
F = número de Faraday (96500 Coulomb/mol) 
R = constante dos gases perfeitos (8,3143 J/(K.mol) 
T = temperatura absoluta (K) 
C = concentração de H
+
 no interior do eletrodo 
C= concentração de H+ na solução 
Substituindo os símbolos pelos valores correspondentes, para um íon 
monovalente, a 25 C (298 K), temos: 
 













,
ln
96500
2983143,8
C
Cx
E
 
 







,
ln026,0
C
C
E
 
 
Convertendo ln em log (0,0256 x 2,3): 
 







,
log059,0
C
C
E
 
 
Fazendo C = 1 e substituindo C por [H+]: 
 







H
E
1
log059,0
 
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Como 
pH
H







1
log
 
Então a relação entre o potencial elétrico(E) e o pH se dá atavés da 
equação 
pHE 059,0
 em volts 
ou 
 
pHE 59
 (em milivolts, mV) 
 
Desta forma, é possível obter o pH a partir do potencial elétrico, e 
vice-versa. O eletrodo detecta a diferença de potencial elétrico e o 
potenciômetro calcula e converte o valor em pH. Assim, por exemplo, um pH 
= 7,0 corresponde a uma ddp = 413 mV, pois, 
 
E = 59  7,0 
 
E = 413 mV 
 
Não obstante, alguns aparelhos fornecem os dois valores, facilitando 
ainda mais a tarefa do usuário que necessite de ambos. 
 
 
 
 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
CALIBRAÇÃO DO POTENCIÔMETRO 
 
Antes de sua utilização o potenciômetro 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. 
 
Material necessário 
 
a) Equipamento: 
- Potenciômetro 
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 
 
Descrição do procedimento 
 
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1) Ligue o aparelho e verifique se o mesmo se encontra no modo 
“stand by”; caso não esteja, coloque-o no referido modo; 
2) Coloque as soluções de calibração (pH=7,0 e pH=4,0) em tubos de 
ensaio devidamente identificados; NÃO É PRECISO PIPETAR, BASTA 
DESPEJAR UM POUCO DA SOLUÇÃO ATÉ, APROXIMADAMENTE, A 
METADE DO TUBO DE ENSAIO; 
3) Retire o eletrodo do becker com água destilada e enxugue-o 
delicadamente; 
4) Coloque o eletrodo no tubo de ensaio contendo a solução de 
pH=7,0; 
5) Ponha o aparelho no modo de leitura de pH; 
6) Ajuste o controle de calibração até que o valor apresentado no 
visor do aparelho coincida com o pH da solução (7,0); 
7) Coloque o aparelho no modo “stand by”; 
8) Lave o eletrodo com o auxílio de uma pisseta e enxugue-o com 
papel absorvente; 
9) Coloque o eletrodo no tubo de ensaio contendo a solução de 
pH=4,0; 
10) Coloque o aparelho no modo de leitura de pH; 
11) Ajuste o controle de sensibilidade até que o aparelho apresente no 
visor o valor 4,0; 
12) Coloque o aparelho no modo “stand by” e retire, cuidadosamente, 
o eletrodo do tubo de ensaio; 
13) Lave e enxugue o eletrodo (item 08); 
14) Repita os itens 04 e 05 e leia o pH; caso a leitura seja diferente do 
pH especificado, repita o item 06; 
Prof. Doutor Abel Vieira Neto, Janeiro de 2002 20 
15) Repita os itens 08 a 10; caso a leitura seja diferente do pH 
especificado, repita o item 11; 
16) Coloque o aparelho no modo “stand by”, retire cuidadosamente o 
eletrodo do tubo de ensaio, lave-o e deixe-o parcialmente imerso num becker 
com água destilada; 
17) Devolva as soluções de calibração aos seus respectivos frascos. 
 
DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH 
 
Este procedimento visa medir o pH de soluções utilizando o 
potenciômetro. 
Material necessário 
a) Equipamento: 
- Potenciômetro 
b) Vidraria: 
- 8 tubos de ensaio 
- 1 pipeta de 05 ml 
- 1 pipeta de 10 ml 
- 2 beckers de 125 ml 
c) Soluções: 
- fosfato ácio de sódio (NaHPO4) 25 mM 
- fosfato básico de sódio (NaH2PO4) 25 mM 
d) Outros: 
- estante para tubos de ensaio 
- papel absorvente 
- pisseta com água destilada 
Prof. Doutor Abel Vieira Neto, Janeiro de 2002 21 
Descrição do procedimento 
 
Preparação das soluções 
 
Duas soluções, designadas A (fosfato ácido de Sódio) e B (fosfato 
básico de sódio), devem ser misturadas da maneira abaixo descrita: 
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 no 
quadro a seguir; 
3) Agite os tubos para homogeneizar as soluções; 
4) Faça a leitura do pH. 
 
Tubos 
 
Soluções 
 
1 
 
2 
 
3 
 
4 
 
5 
 
67 
 
8 
A (ml) 7,0 6,0 5,0 4,0 3,0 2,0 1,0 0,5 
B (ml) 3,0 4,0 5,0 6,0 7,0 8,0 9,0 9,5 
 
Leitura do pH 
 
1) Certifique-se de que o potenciômetro está calibrado (item 1.0) 
2) Retire o eletrodo do becker com água destilada, enxugue-o 
cuidadosamente e mergulhe-o na solução contida no tubo 1; 
3) Coloque o aparelho no modo de leitura de pH; 
4) 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 do tubo 1, lave-o, enxugue-o e coloque-o no tubo 2; 
Prof. Doutor Abel Vieira Neto, Janeiro de 2002 22 
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. 
 
Cálculo do pH 
 
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 (pK) dos constituintes da solução. Adotaremos 
como referencial as soluções preparadas, a partir da mistura das soluções A e 
B. Para simplificar a tarefa, estas soluções (A e B), apresentam igual 
concentração (25mM); assim, quaisquer variações serão decorrentes da 
variação do volume. Desta forma, podemos usar os valores relativos ao 
volume (constante do quadro anterior). 
 







][
][
log
A
B
pKpH
 
 
Equação de Henderson-Hasselbach 
 
Exemplo: cálculo do pH da solução do tubo 3 
Dados: [A] = 5,0 ml 
[B] = 5,0 ml 
pK = 6,8 
Assim 
Prof. Doutor Abel Vieira Neto, Janeiro de 2002 23 







0,5
0,5
log8,6pH
 
 
0,1log8,6 pH
 
 
8,6pH
 
 
Isto indica que, quando as concentrações são equivalentes, o pH=pK. 
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. 
 
Construção de uma escala / Determinação colorimétrica do pH 
 
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; 
homogeneize a solução; 
5) Compare a cor assumida pela solução de pH desconhecido com as 
soluções coloridas de pH conhecido; 
6) Determine o pH. 
Prof. Doutor Abel Vieira Neto, Janeiro de 2002 24 
 
EFEITO DA ADIÇÃO DO CO SOBRE O pH DE UMA SOLUÇÃO DE 
BICARBONATO DE SÓDIO: DETERMINAÇÃO COLORIMÉTRICA E 
ELETROMÉTRICA DO pH 
 
Neste procedimento será verificado o efeito que o CO2 do ar expirado 
produz numa solução de bicarbonato de sódio. Os dois métodos de 
determinação do pH - colorimétrico e potenciométrico - serão utilizados. 
 
Material necessário 
a) Equipamento: 
- Potenciômetro 
b) Vidraria: 
- tubos de ensaio 
- beckers 
- pipeta de 10 ml 
- tubo de ensaio grande 
c) Soluções: 
- bicarbonato de sódio (NaHCO3) 25 mM 
- soluções com indicador (item 2.2.4) 
- vermelho de fenol 
d) Outros: 
- estante para tubos de ensaio 
- papel absorvente 
- pisseta com água destilada 
 
Descrição do procedimento 
 
Prof. Doutor Abel Vieira Neto, Janeiro de 2002 25 
1) Num recipiente apropriado (um tubo de ensaio grande), coloque 15 
ml de uma solução de bicarbonato de sódio (NaHCO3) 25 mM; 
2) Adicione quatro gotas de vermelho de fenol à solução; 
3) Agite o tubo para homogeneizar a solução; 
4) Determine o pH utilizando mo potenciômetro; 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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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