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pH metria: Caracterização e Métodos

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pH metriapH-metria
OBJETIVOS:
Caracterizar:
O potencial hidrogeniônico;
C it d l t ólitConceito 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;Sistemas tampão - Mecanismo de ação;
Dois métodos da determinação do pH: o colorimétrico e o 
potenciométrico;
Indicadores e pH metros;Indicadores e pH-metros; 
Eletrodos da referencia e da medida;
Potenciais e reações eletroquímicos nos eletrodos;
Equação de Nernst;Equação de Nernst;
Esquema das conexões externos do pH-metro;
Simples pH-metros;
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 1
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
pH metriapH-metria
INTRODUÇÃO
Os íons hidrogênio (H+) e hidroxila (OH) possuem propriedades 
particulares especialmente importantes do ponto de vista biológicoparticulares, 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 asconstituintes 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.g
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.
Prof. Oleg Krasilnikov 2Dept. Biofísica, 2011
I t d ãIntrodução
H+ > OH : Reação Ácida    ç
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”
Prof. Oleg Krasilnikov 3Dept. Biofísica, 2011
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 deNuma 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. p g
Assim, em vez de:
H+ = 0,0000001 g/l  g
expressa-se da seguinte forma:
H+ = 107 g/l = 107 M/l
Prof. Oleg Krasilnikov 4Dept. Biofísica, 2011
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 
t õ O l i f i h d d H ( t i l dconcentrações. O valor assim expresso foi chamado de pH (potencial de 
hidrogênio). Portanto,
pH é o logaritmo negativo da concentração do íon hidrogêniopH é o logaritmo negativo da concentração do íon hidrogênio
Matematicamente, o pH pode ser definido pela expressão:
pH = log H+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 tambémA letra p minúscula lembra a palavra potencial, de sorte que também 
costuma-se dizer: 
pH = potencial hidrogeniônico da solução 
pOH = potencial hidroxiliônico da solução
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 5
pOH potencial hidroxiliônico da solução
ELETRÓLITOSELETRÓLITOS
Um eletrólito apresenta como característica fundamental a capacidade de 
em solução se dissociar em partículas portadoras de carga elétrica Taisem 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(+) 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 seIntroduzindo-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 cargaseletrodo positivo (ânodo). Isto ocorre em virtude da atração entre cargas 
opostas. 
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 6
ÓELETRÓLITOS
É importante lembrar que íons de cargas opostas existem
simultaneamente. Isto é, um íon positivo está sempre pareado com um
í ti l tá ilíb i É i í líon 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 líquidosTanto nas soluções preparadas em laboratório, como nos líquidos 
biológicos, a carga positiva total é exatamente equilibrada pela carga 
negativa total.
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 7
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.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
á id é d d d ót b é t d ótácido 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.
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 8
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 q , g p g
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 queanalogamente, 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.
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 9
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) eAo 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 formase 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) CH COOH  CH COO + H+ [CH COOH ] >> [H+](ácido fraco) CH3COOH  CH3COO + H+ [CH3COOH ] >> [H+]
A equação geral: HA  H+ + A
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 10
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 osSegundo a lei de ação das massas, no equilíbrio, a relação entre os 
produtos das concentraçõesde ambos os lados da equação química é 
constante, para uma determinada temperatura. Assim, 
][
]][[
HA
AH
aK


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 chamadodissociação é constante. Ka constante de ionização, também chamado 
de constante de dissociação acida.
apKaKLog  )(
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 11
apag )(
Constante de ionização
Da mesma maneira como definimos constante de ionização para ácidos, 
podemos fazê lo para bases A constante de dissociação base épodemos 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


][ 4
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 12
Constante de ionizaçãoConstante 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 porescrever uma constante da acidez para cada etapa da ionização. Assim, por
exemplo, para ácido fosfórico:
342 1017]][[ 

 KPOHHKPOHHPOH 31
43
42
14243 101.7;....][
]][[;....  K
POH
KPOHHPOH
8
2
2 ]][[  HPOH
3 ]][[  POH
8
2
42
4
2
2
442 103.6;....][
]][[;.... 
  K
POH
HPOHKHPOHPOH
13
32
4
4
3
3
4
2
4 103.4;....][
]][[;.... 
  K
HPO
POHKPOHHPO
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Tabela 1. 
As constantes de ionização alguns ácidos
Memorize alguns valores do pKa
Ácido  H+ + Anion- Ka pKa
HS- H+ + S2- 10-14 14
HPO42-  H+ + PO43- 4.3 10-13 12.37
HCO3-  H+ + CO32- 4.7 10-11 10.33
HCN H+ + CN- 4 9 10-10 9 3HCN  H + CN 4.9 10 9.3
H2PO4-  H+ + HPO42- 6.3 10-8 7.2
H2S  H+ + HS- 10-7 7
H CO H+ + HCO 4 3 10 7 6 3H2CO3  H+ + HCO3- 4.3 10-7 6.3
CH3COOH  H+ + CH3COO- 1.8 10-5 4.75
H3PO4  H+ + H2PO4- 7.1 10-3 2.15
HNO3  H+ + NO3- 43.6 -1.64
H2SO4  H+ + HSO4- ~103 -3
HCl H+ + Cl- ~107 -7
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Tabela 1. 
As constantes de ionização alguns ácidos
name formula pKa1 pKa2 pKa3
acetic (ethanoic) acid CH3COOH 4 75acetic (ethanoic) acid CH3COOH 4.75
citric acid C6H8O7 3.13 4.76 6.40
carbonic acid H2CO3 6.37 10.25
hydrochloric acid* HCl -4
hydrogen sulfide H2S 7.04 11.96
nitric acid* HNO3 -1
oxalic acid (COOH)2 1.25 4.27
perchloric acid* HClO 7perchloric acid* HClO4 -7
phenol C6H5OH 9.89
phosphoric acid H3PO4 2.15 7.20 12.35
sulphuric acid* H2SO4 -3 1.99p 2 4
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Escalas do pH e pOHEscalas do pH e pOH
Acid neutral Base
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pH
pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 pOH
most 
acidic < ---- ----- ----
--------
-
least 
acidic
neut
ral
least 
basic -----
-------
- ----- ----- >
most 
basic =14
Super ácidos e super bases 
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 16
http://pt.wikipedia.org/wiki http://www.ausetute.com.au/phscale.html
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:g g
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
][
]][[
2OH
OHHKc


constante de dissociação da água
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 17
Di i ã d áDissociação da água
Como a proporção de moléculas não dissociadas é
extraordinariamente grande em relação as dissociadas, pode-se
id l d [H O] t t C id 1 L d áconsiderar 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:
Lmol
Lmolg
g
VM
m
V
nOH /56.55
0.1/18
10001][ 2 
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 18
Dissociação da água
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 10-7q [ ][ ]
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+ evalor 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).
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 19
TabelaTabela. 
Dependência do produto iônico da água de temperatura.
T t K KTemperatura 
(C)
Kw pKw
10 0.29 10-14 14.5
20 0.6810-14 14.17
25 1.0010-14 14
30 1 47 10 14 13 830 1.4710-14 13.8
40 2.9210-14 13.5
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 20
Dissociação da água
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 [ ] [ ] ç j
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+]
ComoComo 
[H+] = 10-7 pH = - log (10-7) pH = - (-7 log 10) pH = 7
Analogamente pOH = 7Analogamente, pOH = 7
Na realidade, o H+ não pode existir no estado livre, encontrando-se, 
h bit l t hid t d f d í hid ô i (H O+)habitualmente, hidratado, formando o íon hidrônio (H3O+).
H+ + H2O  H3O+
No entanto, para fins práticos, costuma-se usar a forma simplificada H+.
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 21
pH alguns produtos, todos a 25o C
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 22
Alguns valores comuns de pH 
Substância pH
Ácido de bateria <1 0
Leite 6.5
Ácido de bateria <1.0
Suco gástrico 2.0
Suco de limão 2.4
Água pura 7.0
Saliva humana 6.5-7.4
Sangue 7 34
refrigerante tipo Cola 2.5
Vinagre 2.9
S d l j ã 3 5
Sangue 7.34 -
7.45
Água do mar 8.0
Suco de laranja ou maçã 3.5
Cerveja 4.5
Café 5.0
Sabonete de mão 9.0 -
10.0
Amônia caseira 11 5Café 5.0
Chá 5.5
Chuva ácida < 5.6
Amônia caseira 11.5
"Água sanitária" 12.5
Hidróxido de sódio caseiro 13.5
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 23
http://pt.wikipedia.org/wiki/PH#Defini.C3.A7.C3.A3o
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.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 funçõesrealização de muitas funções.
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 24
SISTEMAS TAMPÃOSISTEMAS 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 , p p ,
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acetatos: CH3COONa  Na + CH3COO
(acetato de sódio)
2) o ácido acético se dissocia, liberando H+:
CH COOH  CH COO + H+CH3COOH  CH3COO + H
3) os íons acetato se combinam com os H+ provenientes da dissociação do 
ácido acético:
CH COO + H+ CH COOHCH3COO + 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 TAMPÃOSISTEMAS TAMPÃO
Mecanismo de ação
A adição de umácido forte, por exemplo HCl, a uma solução tampão, como a 
formada por ácido acético/acetato de sódio, produzirá uma variação mínima no 
H l i tpH, 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:acético:
H+ + CH3COO-  CH3COOH
A equação geral da reação é a seguinte: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.
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 26
modificação do pH é mínima.
SISTEMAS TAMPÃOSISTEMAS TAMPÃO
Mecanismo de ação
Quando se adiciona uma base forte, NaOH por exemplo, o processo é 
semelhante:semelhante:
NaOH  Na+ + OH
Os OH provenientes da dissociação da base forte se combinam com os p ç
H+ liberados pelo ácido acético para formar água:
Na+ + OH + CH3COOH  CH3COONa + H2O3 3 2
Assim, os OH que poderiam modificar o pH desaparecem, e o efeito da 
adição da base será muito discreto.
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SISTEMAS TAMPÃOSISTEMAS 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  H + A
][
]][[
HA
AHKa

 Transformando esta equação em forma logarítmica, temos: 






][
]][[loglog
HA
AHKa 





][
][log]log[log
HA
AHKa
Por definição log [H+] = pH e log K = pK Assim
Ou
Por definição,  log [H+] = pH e  log Ka = pKa. Assim, 





][
][log
HA
ApHpKa 


  ][
][log
A
HApHpKa 
pK dum 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
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 28
molécula, onde ela está no estado desprotonado metade do tempo. 
SISTEMAS TAMPÃOSISTEMAS TAMPÃO
Cálculo do pH de soluções tampão
Uma outra versão da mesma expressão é conhecida como equação de 
Henderson-Hasselbach.
  ][A




][
][log
HA
ApKpH a
Levando-se em conta que numa solução tampão quase todos os íons provêm doLevando 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:[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 
Tampão se chama “equilibrada” se possui a mesma capacidade de impedir 
acentuadas variações de pH provocadas por adição de ácidos e bases
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 29
acentuadas variações de pH provocadas por adição de ácidos e bases.
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+ OH A li ã t í lt ã d fi ãH+ ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração 
eletrônica dos indicadores, e conseqüentemente, altera-lhes a cor.
Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 30
Método colorimétricoMétodo 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 Químicaextensão 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[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HI  H I
Cor 1 Cor 2
Onde
I representa o íon resultante da dissociação da molécula do indicador HI. p ç
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.
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http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal
Método colorimétricoMétodo colorimétrico
Aplicando-se a lei de ação das massas à equação de dissociação de um 
indicador, obtém-se:
][
]][[
HI
IHKi

 


  ][
][][
I
HIKH 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:
  ][I




][
][log
HI
IpKpH i
E H K d l ã i t d ( d / d )Em pH=pKi o cor da solução = mistura dos cores (cor de HI / cor de I )
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http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal
Tabela. Alguns indicadores
Indicador Cor a pH baixo ΔpH de trans Cor a pH alto
Método colorimétrico. “Pontos de virada" dos Indicadores. 
Violeta de Metilo amarelo 0.0-1.6 azul-púrpura
Azul de Tornassol vermelho 1.0-6.9 azul-arroxeado
Azul de Timol (1 transição) vermelho 1.2-2.8 amarelo
Amarelo de Metilo vermelho 2.9-4.0 amarelo
Azul de Bromofenol amarelo 3.0-4.6 violeta
Vermelho do Congo azul 3.0-5.2 vermelho
Laranja de Metilo vermelho 3.1-4.4 amarelo
Púrpura de Bromocresol amarelo 5.2-6.8 violeta
Azul de Bromotimol amarelo 6.0-7.6 azul
V lh d M il lh 4 4 6 2 lVermelho de Metila vermelho 4,4-6,2 amarelo
Vermelho de Fenol amarelo 6.6-8.0 vermelho
Azul de Timol (2 transição) amarelo 8.0-9.6 azul
Fenolftaleína incolor 8 2 10 0 rosa carmimFenolftaleína incolor 8.2-10.0 rosa-carmim
Timolftaleína incolor 9.4-10.6 azul
Amarelo de Alizarina R amarelo 10.1-12.0 vermelho
Carmim de Indigo azul 11 4-13 0 amarelo
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Carmim de Indigo azul 11.4-13.0 amarelo
Tabela. Alguns indicadores
Método colorimétrico. Escala de pH. 
www2 muw edu/~melioff/chapter4 html
“Pontos de virada" são iguais aos pH=pKi dos Indicadores.
A “escala” da utilização dos indicadores – pKi ±1pH 
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www2.muw.edu/~melioff/chapter4.html
Método colorimétricoMétodo colorimétrico
Indicador universal
Indicador universal é uma mistura de indicadores de pH, normalmente 
em solução ou secos em tiras de papel absorvente que apresentam largaem 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 ç p g
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)
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http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal
Método colorimétricoMétodo 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 soluçõesácidas e, cor acastanhada 
em contacto com sol ções básicasem 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 ç q ç q q
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 l ã d d i R lh d H*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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Método colorimétrico
Os indicadores podem se encontrar embebidos em papéis ou na formaOs 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 parecidapadrão 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 mesmopH 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.soluções de pH conhecido.
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Método colorimétricoMétodo colorimétrico
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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http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal
Método colorimétrico
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.
A determinação eletrométrica do pH é feita através de aparelhos 
h d H t t iô t tit i dchamados 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 diferentessoluções com concentrações (ou atividades) iônicas diferentes. 
Neste caso em particular, a espécie iônica de interesse é o H+.
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Método eletrométrico ou 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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Potenciais e reações eletroquímicos Potenciais e reações eletroquímicos 
nos eletrodos Prata/Cloreto de Prata
Prata/Cloreto de Prata; Ag/AgCl
AgCl + e-↔ Ago + Cl-
o CVoltE log0590)(  ClCVoltE log059.0)(
Concentração do Cl- Eº VoltConcentração do Cl E , Volt
0.1M 0.288
1.0M 0.229
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Método eletrométrico ou potenciométrico
pHEo  059.0 1Cla  Clo aE log059.0 1Cla  Clo aE log059.0 124 SOa  24log0295.0 SOo aE pHE
o  059.0 12 Cua  2log0295.0 Cuo aE pHEo  059.0 1Cla  Clo aE log059.0 1Cla  Clo aE log059.0 124 SOa  24log0295.0 SOo aE pHE
o  059.0 12 Cua  2log0295.0 Cuo aE
Potenciais e reações eletroquímicos nos diversos eletrodos da 
referencia são constantes por causa das reações eletroquímicas
Nome do eletrodo
Reação oxido-redução e 
Potencial equilíbrio de Nernst Condições
Potencial
(V vs. SHE)
Coef. de Temp.
(mV °C-1)
Eletrodo de referência de Hidrogênio 
(SHE);H2/2H+
2H+ + 2e-↔ H2 (Volt) pH = 0 0.00
Prata/Cloreto de Prata; Ag/AgCl AgCl + e-↔ Ago + Cl- 0 2224 0 6Prata/Cloreto de Prata; Ag/AgCl AgCl + e ↔ Ago + Cl 0.2224 -0.6
(Volt) 0.1M KCl 0.288 “
1.0M KCl 0.229 “
KCl Saturado 0.199 “
Água do mar -0.250 “
Calomelo
Mercúrio/Cloreto de Mercúrio; Hg/Hg2Cl2 Hg2Cl2+2 e-↔ 2Hgo + 2Cl- 0.268 “
(Volt) 0.1M KCl 0.3337 -0,06
1.0M KCl 0.280 -0,24
KCl Saturado 0.241 -0.65
Mercúrio/Sulfato de Mercúrio; Hg/Hg2SO4 Hg2SO4+2e-↔ 2Hgo+SO4-2 0.6151
(Volt)
Mercúrio/Óxido de mercúrio; Hg/HgO HgO + 2e-+ 2H+↔ Hgo + H2O 0.926; g g g g 2
(Volt)
Cobre/Sulfato de Cobre; Cu/CuSO4 Cu+2 + 2e-↔ Cuo
(Solução de sulfato)
0.340
Saturado 0.318
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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 
b d id i l t õ d H+ dif t D tmembrana 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)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 
[H ] = concentração de H+ na solução
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[He] = concentração de H na solução
Método eletrométrico ou potenciométrico
Substituindo os símbolos pelos valores correspondentes, para um íon 
monovalente, a 25 C (298 K), temos valor de DDP na vidro seletivo á H+ :
 
Convertendo ln em log (0 02568 x 2 3) e fazendo [Hi] = 1 M/L temos:








][
][ln
965001
2983143.8
e
i
H
Hddp 



][
][ln02568.0
e
i
H
Hddp
Convertendo ln em log (0.02568 x 2.3) e fazendo [Hi] 1 M/L temos:




][
][
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:
Hdd 0590 0590/ddHpHddp  059.0 059.0/ddppH 
O sistema de logaritmos neperianos possui como base o número irracional e
(e = 2,718...). Esse sistema também é conhecido como sistema de logaritmos 
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( ) g
naturais
Método eletrométrico ou potenciométrico
Elétrodo combinado = eletrodo da referencia + eletrodo seletivo H+.
Atenção: Um outro eletrodo da referencia do mesmo tipo está também no 
dentro do eletrodo seletivo!de o do e e odo se e o
 
Sem o conector poroso o 
eletrodo combinado nãoeletrodo combinado não 
funciona. 
As concentrações do Cl-, 
onde os eletrodos daonde os eletrodos da 
referencia se encontra, 
determina o próprio 
potencial deles e empurrarpotencial deles e empurrar 
o valor registrado por pH-
metro.
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Método eletrométrico ou potenciométrico
Esquema das conexões externos dum 
pH-metro. Para medir os valores 
t d dd l t d l ticorretos do ddp no eletrodo seletivo 
todos os outros resistências deve ser 
centenas vezes menor do que a 
resistência da membrana seletiva 
do eletrodo (6) q al em s a edo 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 respectivoscontatos 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 respectivoou HCl; 5 é resistência e respectivo 
potencial do vidroporoso conectando 
o meio aquoso do eletrodo da 
referencia com solução experimental. 
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Método eletrométrico ou potenciométrico
All glass pH electrodes 
have extremely high 
l t i i t felectric resistance from 
50 to 500 MOhm. 
Therefore, the glass 
l t d b delectrode can be used 
only with a high 
impedance measuring 
device like a pH meterdevice like a pH meter, 
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http://en.wikipedia.org/wiki/pH_meter
Método eletrométrico ou potenciométrico
t / h t
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www.mt.com/ph-meters
Método eletrométrico ou potenciométrico
http://wwwmilwaukeetesters com/
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http://www.milwaukeetesters.com/
Método eletrométrico ou potenciométrico
Simples pH-metros
http://www 66pacific com/ph/simplest ph aspx
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http://www.66pacific.com/ph/simplest_ph.aspx
Método eletrométrico ou potenciométrico
Determinação do pH e outras íons e moléculas nas células.
Biologia Molecular da célula
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Biologia Molecular da célula
PROCEDIMENTO EXPERIMENTALPROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. CALIBRAÇÃO do pH-metro
At ã P bt d d fiá i H tAtenção: 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)
Antes de sua utilização o pH-metro (ligado previamente) precisa ser 
calibrado Este procedimento portanto é obrigatório pois objetiva
exato consulta o manual).
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.que servirão de referencial para o aparelho.
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1 Calibração do pH metroPROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro
Material necessário
a) Equipamento: pH-metro e agitador magnético
b) Vidraria: 
- tubos de ensaio
b k- beckers
c) Soluções:
- solução tampão padrão pH = 7.0
solução tampão padrão pH = 4 0- solução tampão padrão pH = 4.0
d) Outros:
- estante para tubos de ensaio
papel absorvente- papel absorvente
- pisseta com água destilada
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro
Atenção: para o precisão, todas as medidas do pH e calibração do pH-metro deve 
ser feito sobre agitação das soluções com agitador (magnético).
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. (A solução 3M é igual a ) ç ( ) ( ç g
solução que banha o eletrodo da referencia interno e que conecta-se com a 
solução externa através do conector poroso). Lave o eletrodo 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 ág a por o conj nto no centro m10 ml-becker contendo a barra magnética e água, por o conjunto no centro um 
agitador magnético e liga-o.
3) Coloque a solução de calibração (pH=7.0 ) em becker pequeno (~10 ml) 
devidamente identificado; NÃO É PRECISO PIPETAR, basta despejar da solução ; , p j ç
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) P h lh d d l it d H t bili ã d l6) 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);
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro
Atenção: para o precisão, todas as medidas do pH e calibração do pH-metro deve 
ser feito sobre agitação das soluções com agitador (magnético).
7) Ajuste o controle de calibração até que o valor coincida com o pH da solução, 7.0; 
“Controle de calibração” está ajustando um ponto de referencia do pH-metro (0 mV nesse ç j p p (
caso).
Teó
100
200 Inclinação da dependência 
teórica é do 59mV/pH (25C).
m
V
eórico
-100
0 Experimental
D
D
P
,
 
m
2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
-200
100 tal
H
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pH
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1 Calibração do pH metroPROCEDIMENTO 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!
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 
l b tenxugue-o com papel absorvente;
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);solução);
12) Ajuste o controle de sensibilidade até que o aparelho apresente no visor o 
valor 4.0;
“Controle de sensibilidade” está ajustando a inclinação dependência experimental 
DDP na membrana seletiva do vidro do pH do meio á dependência teórica!DDP na membrana seletiva do vidro do pH do meio á dependência teórica! 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1 Calibração do pH metroPROCEDIMENTO 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!
13) C l lh d “ t d b ” ti id d t l t d13) 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 pH14) 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) C l lh d “ t d b ” ti id d t l t d d16) 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.) ç ç p
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2 DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH
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
) S l õ f f t dibá i d ódi (N HPO ) 25 M f f tc) Soluções: fosfato dibásico de sódio (Na2HPO4) 25 mM; fosfato
monobásico de sódio (NaH2PO4) 25 mM
d) O t t t t b d i l b t i td) Outros: estante para tubos de ensaio; papel absorvente; pisseta
com água destilada
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2 DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH
Descrição do procedimento
Preparação das soluções
Duas soluções, designadas A (fosfato ácido de sódio, NaH2PO4) e 
B (fosfato básico de sódio Na HPO ) devem ser misturadas daB (fosfato básico de sódio, Na2HPO4), devem ser misturadas da 
maneira descrita em Tabela.
Tubos
Soluções
1 2 3 4 5 6 7 8
Soluções
VA (ml); NaH2PO4 7.0 6.0 5.0 4.0 3.0 2.0 1.0 0.5
VB (ml); Na2HPO4 3.0 4.0 5.0 6.0 7.0 8.0 9.0 9.5
pH medido
pH calculado
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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)
2 DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICADO pH
Leitura do pH
1) Certifique-se de que o pH-metro está calibrado.
2) Retire o eletrodo do becker com água destilada e enxugue-o cuidadosamente2) Retire o eletrodo do becker com água destilada e enxugue o cuidadosamente.
3) 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, mergulhe o eletrodo na solução e liga do agitador magnético.
4) C l lh d d l it d H b l i di d4) 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 osolução 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) A t i l it l l t d d i t b k7) Ao terminar as leituras, lave o eletrodo e deixe-o novamente no becker com
água destilada.
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DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pHDETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH
3. 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 (pKa) dos constituintes
da solução. Adotaremos como referencial as soluções preparadas, a
partir da mistura das soluções A e B.
 ][log BpKpH  ][log ApKpH a
Equação de Henderson-Hasselbach
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DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pHDETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH
3. Exemplo: cálculo do pH da solução do tubo 3
Dados:
[A]0 = 25 mM; VA = 5.0 ml; [B]0 = 25mM; VB = 5.0 ml; pKa = 7.20 A 0 B a
Assim mMVV
VAA
BA
A 5.12
)55(
525
)(
][][ 0 
V 5 Porque o valormM
VV
VBB
BA
B 5.12
)55(
525
)(
][][ 0 
2701log275.12log27 pH
Porque o valor 
do pKa
utilizado = 7.2?
Isto indica que, quando as concentrações são equivalentes, o 
pH=pK
2.70.1log2.7
5.12
log2.7 pH
p p
Usando a equação de Henderson-Hasselbach, calcule o pH teórico das demais soluções.
Escolhe o valor de pK e justifique. Organize uma tabela contendo os valores
experimental e teórico do pH, relacionando-os com as respectivas soluções e explique por
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que o pH das soluções 1 a 8 apresentou-se de forma crescente.
4 D t i ã l i ét i d H4. Determinação colorimétrica do pH
Construção de uma escala
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 coresvárias 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;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;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;ç p ;
6) Determine o pH.
7) Explique por que, em conseqüência da adição do indicador,
as soluções apresentaram cores diferentes.
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Efeito da adição do CO2 o pH uma solução de 
bicarbonato de sódio
4. Determinação calorimétrica e eletrométrica do pH
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 mlb) 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;) p ; p p ;
pisseta com água destilada
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Efeito da adição do CO2 o pH uma solução de 
bicarbonato de sódio
Descrição do procedimento
bicarbonato de sódio
4. Determinação calorimétrica e eletrométrica do pH
Descrição do procedimento
1) Num recipiente apropriado (um tubo de ensaio grande), coloque 10 ml de uma
solução de bicarbonato de sódio (NaHCO3) 12.5 mM;
2) Adicione duas gotas de vermelho de fenol à solução;) g
3) Agite o tubo para homogeneizar a solução e determine o pH utilizando a escala dos
cores estabelecida na experiência anterior (soluções coloridas de pH conhecido; o método
colorimétrico); Faça isso em acordo com o conhecimentos obtidas na aula de
fotocolorimetria e do Lei Lambert Beer; anote o valor observado;fotocolorimetria e do Lei Lambert-Beer; anote o valor observado;
4) Determine o pH utilizando o pH-metro; anote o valor observado e compara com o
valor obtidos por colorimetria;
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 compara com o valor obtidos por colorimetria7) Faça a leitura potenciométrica do pH, compara com o valor obtidos por colorimetria.
Elabore uma explicação para a mudança de cor da solução de
bicarbonato de sódio após o borbulhamento do ar expirado.
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Efeito da adição do CO2 o pH uma solução de 
bicarbonato de sódio
Usando setas para indicar aumento ou diminuição complete 
a tabela abaixo:
[CO2] [H2CO3] [H+] pH Conseqüências
idacidose
alcalose
Elabore uma explicação das variações na concentração de CO2 no 
sangue e suas conseqüências fisiológicas.
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