Aula Conceito pH

Prévia do material em texto

�PAGE �
�PAGE �5�
 		CONTROLE DE pH
	O que é pH ?
	
INTRODUÇÃO
O pH é uma característica de todas as substâncias, determinado pela concentração de íons de Hidrogênio (H+). Os valores variam de 0 a 14, sendo que valores de 0 a 7 são considerados ácidos, valores em torno de 7 são neutros e valores acima de 7 são denominados básicos ou alcalinos. Quanto menor o pH de uma substância, maior a concentração de íons H+ e menor a concentração de íons OH-. 
0
7
14
Ácido
Neutro
Básico ou 
Alcalino
+ H+
 
- H+
Valores abaixo de 0 e acima de 14 são possíveis, porém muito raros e não podem ser medidos com as sondas normais.
O pH de uma substância pode variar de acordo com sua composição, concentração de sais, metais, ácidos, bases e substâncias orgânicas e da temperatura.
ALGUNS EXEMPLOS
A maioria das substâncias encontradas nos seres vivos (sangue, água, lágrimas) têm o pH aproximadamente neutro, com exceção de sucos gástricos (ácidos) e outros. Veja outros exemplos:
Produto:
pH:
Revelador fotográfico
12
Amônia
11
Sangue
7.35 
Água pura
7.0
Café
5.0
Cerveja
4.5
Vinho
3.5
Vinagre
3.0
Suco de limão
2.0
Suco gástrico
1.5
MEDINDO E ALTERANDO UM pH
A determinação do pH é uma das mais comuns e importantes no contexto da química da água. No campo do abastecimento de água o pH intervém na coagulação química, controle da corrosão, abrandamento e desinfecção. O padrão de potabilidade em vigor no Brasil, preconiza uma faixa de pH entre 6,5 e 8,5. No âmbito do tratamento de água residuárias por processos químicos ou biológicos o pH deve ser mantido em faixas adequadas ao desenvolvimento das reações químicas ou bioquímicas do processo. No tratamento de lodos de estações de tratamento de esgotos, especificamente através da digestão anaeróbia, o pH se constitui num dos principais fatores de controle do processo. 
Em lagoas e reservatórios de estabilização de esgotos o aumento do pH, como conseqüência da fotossíntese de algas, desempenha importante papel na eliminação de organismos patogênicos. 
Do ponto de vista analítico o pH é um dos parâmetros mais importantes na determinação da maioria das espécies químicas de interesse tanto da análise de águas potáveis como na análise de águas residuárias. Apresenta relações fundamentais com acidez e alcalinidade de modo que é praticamente impossível falar destas sem ter aquele em mente.
 
Medir e alterar um pH é uma tarefa elementar para industrias, estações de tratamento d'água, laboratórios, etc. Veja alguns exemplos:
Industrias:
Fermentação;
Fabricação de alimentos;
Controle de qualidade de produtos;
Fabricação de produtos de limpeza e desinfecção;
Fabricação de ácidos para processos de corrosão e reações químicas;
Estações de tratamento de águas:
Água potável;
Águas para processos industriais;
Águas de torres de refrigeração;
Efluentes;
Laboratórios:
Análise de substâncias;
Desenvolvimento de novos produtos;
Controle de qualidade;
MEDIDA DE pH 
A determinação do pH é feita eletrometricamente com a utilização de um potenciômetro e eletrodos. O princípio da medição eletrométrica do pH é a determinação da atividade iônica do hidrogênio utilizando o eletrodo padrão de hidrogênio, que consiste de uma haste de platina sobre a qual o gás hidrogênio flui a uma pressão de 101 kPa. O eletrodo de hidrogênio, no entanto, não é bem adaptado para uso universal especialmente em trabalho de campo ou em soluções contendo espécies químicas contaminantes do eletrodo. 
Assim, um outro eletrodo, o de vidro, é comumente utilizado.
ELETRODO DE VIDRO 
O eletrodo de vidro é um bulbo construído em vidro especial contendo uma solução de concentração fixa (0,1 ou 1 M) de ácido clorídrico (HCl) ou uma solução tamponada de cloreto em contato com o eletrodo de referência interno, normalmente constituído de prata revestida de cloreto de prata, que assegura um potencial constante na interface da superfície interna do sensor com o eletrólito. O elemento sensor do eletrodo, situado na extremidade do bulbo, é constituído por uma membrana de vidro que, hidratada, forma uma camada de gel, externa, seletiva de íon hidrogênio. Essa seleção é, de fato, uma troca de íons sódio por íons hidrogênio os quais formam uma camada sobre a superfície do sensor. Além disso, ocorrem forças de repulsão de ânions por parte do silicato, negativamente carregado, que está fixo no sensor. Ocorre, na camada externa do sensor, a geração de um potencial que é função da atividade do íon hidrogênio na solução. O potencial, observado, do eletrodo de vidro depende dessa atividade na solução {Hs+} e da atividade do íon hidrogênio no eletrólito {He+}: 
Eobs = k + 0,059 log [Hs+ / He+], onde k é constante; 
\ Eobs = K + 0,059 log [Hs+], 
\ Eobs = K - 0,059 pH. 
Essa é uma operação teórica derivada da equação de Nernst (Walther Hermann Nernst, 1864 - 1941, físico e químico alemão que ganhou o Prêmio Nobel de 1920 por seu trabalho com termoquímica, particularmente a partir da terceira lei da termodinâmica, de 1906). Na prática, a variação do potencial do eletrodo como resposta à variação do pH (atividade do íon hidrogênio) embora seja linear ocorre com uma inclinação (slope) diferente como resultado de potenciais correspondentes menores.  
ELETRODO DE REFERÊNCIA 
O eletrodo de referência consiste de uma meia célula de potencial constante e determinado. No interior de um bulbo o elemento de referência acha-se imerso num eletrólito a qual entra em contato com a amostra através de junção (líquida) ou diafragma por onde se forma uma ponte salina a qual deve desenvolver um potencial de junção mínimo possível. O eletrodo de referência é bastante útil nas determinações potenciométricas de pH, potencial de oxi-redução (POR) e espécies iônicas específicas as quais se baseiam na medida de diferença de potencial entre o eletrodo específico e o eletrodo de referência. Os eletrodos de referência mais comumente usados são calomelano (Hg / Hg2Cl2) e prata/cloreto de prata. 
O eletrodo de referência calomelano consiste numa haste de platina envolta por uma pasta de mercúrio e cloreto mercuroso em contato, através de junção (1ª), com o eletrólito cloreto de potássio contido no interior de um bulbo provido de junção (2ª) que estabelece contato do eletrólito com a amostra. O eletrodo calomelano pode ser dos tipos um décimo normal (0,1N), normal (1N) e saturado com relação à concentração do eletrólito cloreto de potássio, aos quais correspondem os potenciais padrões - 0,334, - 0,281 e - 0,242 V, a 25°C, sendo o tipo saturado o mais comumente usado. O eletrodo calomelano é freqüentemente recomendado com amostras contendo qualquer das seguintes características: 
(a) soluções ricas em proteínas; 
(b) soluções contendo sulfetos; 
(c) soluções contendo ácido fluorídrico. 
O eletrodo calomelano produz uma referência muito boa a temperatura constante, mas apresenta menos estabilidade com mudanças de temperatura que os eletrodos de prata /cloreto de prata e acima de 60°C ficam avariados. 
O eletrodo de referência de prata /cloreto de prata (Ag / AgCl) consiste de uma haste de prata recoberta com cloreto de prata imerso diretamente (Ag/AgCl junção única) ou em contato através de junção (Ag / AgCl junção dupla) no/com eletrólito cloreto de potássio 3M saturado com cloreto de prata contido por um bulbo provido de junção. 
O eletrodo Ag / AgCl junção única tem sido referido como bom para a maioria das aplicações de laboratório ou de campo. O eletrodo Ag / AgCl junção dupla é apresentado como possuindo as mesmas vantagens que o calomelano, mas sem suas limitações com relação a temperatura, por exemplo, podendo ser usado, com vantagem, como referência em amostras para as quais o calomelano é freqüentemente recomendado. 
  
  
 
bombas dosadoras: acionadas pelo controlador, dosam produtos no meio medido que corrigem o valor do pH. Atingido o valor ideal (programado no controlador), as bombas são desligadas;
INDICADORES DE pH
 Inúmerosprocessos químicos, dependem diretamente do controle da concentração de íons H+ (pH) no meio reativo, este controle pode ser feito por potenciômetros. 
Para processos onde esta medida não seja adequada (uma reação com reagentes tóxicos, por exemplo) substâncias químicas que forneçam indicação visual são de extrema utilidade, substâncias estas chamadas indicadores. 
A primeira teoria sobre os indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é creditada a W. Ostwald (1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores. Segundo esta, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não-dissociadas difere da cor dos respectivos íons.  
O comportamento destas moléculas pode ser resumido como: 
Indicadores Ácidos: possuem hidrogênio (s) ionizável (eis) na estrutura, quando o meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra. Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula). 
Indicadores Básicos: possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio alcalino (pH>7) as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio ácido (pH<7) os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a formação de água, neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente da coloração da molécula).  No entanto, a teoria iônica dos indicadores não oferece explicações sobre o mecanismo pelo qual as cores são produzidas ou deixam de existir. 
Aqui a teoria cromófora oferece uma explicação única para a formação das cores: "A  coloração das substâncias deve-se à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas nas moléculas". 
  
Indicadores básicos, no entanto, tornar-se-ão menos sensíveis aos íons H+, assim, as zonas de transição tendem a ser deslocadas para valores mais baixos de pH (maior concentração de íons H+). 
    Outros exemplos de indicadores comuns:
Como esperado, os indicadores, sofrem influência da temperatura, os ácidos apresentam relativa grande constância de comportamento, o mesmo não acontecendo com os indicadores básicos, que com o aumento da temperatura tendem a perder a sensibilidade aos íons hidrogênio e conseqüente deslocamento para valores mais baixos de pH (ou seja, maiores concentrações de H+ ). Para exemplificar segue tabela comparativa (valores em meio aquoso):
   
indicador
zona de transição a 18oC
zona de transição a 100oC
azul de timol
1,2 - 2,8
1,2 - 2,6
tropeolina 00
1,3 - 3,2
0,8 - 2,2
amarelo de metila
2,9 - 4,0
2,3 - 3,5
alaranjado de metila
3,1 - 4,4
2,5 - 3,7
azul de bromofenol
3,0 - 4,6
3,0 - 4,5
verde de bromocresol
4,0 - 5,6
4,0 - 5,6
vermelho de metila
4,4 - 6,2
4,0 - 6,0
p-nitrofenol
5,0 - 7,0
5,0 - 6,0
púrpura de bromocresol
5,2 - 6,8
5,4 - 6,8
azul de bromotimol
6,0 - 7,6
6,2 - 7,8
vermelho de fenol
6,4 - 8,0
6,6 - 8,2
vermelho de cresol
7,2 - 8,8
7,6 - 8,8
azul de timol
8,0 - 9,6
8,2 - 9,4
fenolftaleína
8,0 - 10,0
8,0 - 9,2
timolftaleína
9,4 - 10,6
8,6 - 9,6
nitramina
11,0 - 13,0
9,0 - 10,5
ACIDEZ DO SOLO E CALAGEM
A calagem é considerada como uma das práticas que mais contribui para o aumento da eficiência dos adubos e conseqüentemente, da produtividade e da rentabilidade agropecuária.
CONCEITO DE ACIDEZ
O conceito químico mais simples de ácido é suficiente para ilustrar as idéias relacionadas à acidez dos solos.
Ácidos são substâncias que em solução aquosa liberam íons hidrogênio (H+) de acordo com a seguinte reação: HÁ H+ + A-. O ácido HA, em solução aquosa, dissocia-se no cátion H+ e no ânion A-. Ácidos fortes dissociam-se completamente ácidos fracos (que se assemelham mais aos problemas de acidez em solos) dissociam-se muito pouco.
Pela pouca dissociação de ácidos fracos, ocorrem nas soluções aquosas concentrações muito baixas de H+, que são de difícil representação em frações decimais. O conceito de pH foi introduzido para representar a concentração de H+, sendo expresso por:
pH = -log(H+) = log 1/ (H+)
Assim, para uma concentração 0,0000001 ou 10-6 M em H+, o pH será 6.
A escala de pH varia de 0 a 14. Em solos podem ser encontrados valores de 3 a 10, com variações mais comuns em solos brasileiros entre 4,0 e 7,5. Solos com pH abaixo de 7 são considerados ácidos; os com pH acima de 7 são considerados alcalinos.
ORIGEM DA ACIDEZ DOS SOLOS
Os solos podem ser naturalmente ácidos devido à própria pobreza em bases do material de origem, ou a processos de formação que favorecem a remoção de elementos básicos como K, Ca, Mg, Na, etc. Além disso, os solos podem ter acidez aumentada por cultivos e adubações que levam a tal processo.
Em qualquer caso, a acidificação se inicia, ou se acentua, devido à remoção de bases na superfície dos colóides do solo.
Há duas maneiras principais que provocam a acidificação do solo. A primeira ocorre naturalmente pela dissociação do gás carbônico: CO2 + H2O → H+ + HCO3. O H+ transfere-se então para a fase sólida do solo e libera um cátion trocável, que será lixiviado com o bicarbonato. Esse fenômeno é favorecido por valores de pH elevados, tornando-se menos importante em pH baixo, sendo inexpressivo a pH abaixo de 5,2. Portanto em solos muito ácidos não é provável uma grande acidificação através do bicarbonato. 
Não obstante aos diversos benefícios da adubação no aumento da produtividade agropecuária, a segunda causa da acidificação é ocasionada por alguns fertilizantes (sobretudo os amoniacais e a uréia) que durante a sua transformação no solo (pelos microrganismos) resulta em H+:
Amoniacal: 2NH4+ + 3O2 → 2 NO2- + 2H2O + 4H+
Uréia: CO (NH2)2 + 2H2O → (NH4)2CO3 ( o NH4+ formado reage no solo como explicado acima).
O H+ produzido, como no primeiro caso, libera um cátion trocável para a solução do solo, que será lixiviado com o ânion acompanhante, intensificando a acidificação do solo.
Alguns autores atribuem ainda como uma terceira causa importante da acidificação dos solos, a hidrólise do alumínio, a qual produz íons H+, de acordo com a reação:
Al3+ + 3H2O → Al(OH)3 + 3H+