Medidas de pH e Solução Tampão

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Medidas de pH e Sistema Tampão 
 
Bárbara de Souza Moreci 
Jamilli Pereira dos Santos Nogueira 
Marianna dos Santos Rezende 
 
CFS7001 - Biofísica Experimental 
Professora Carla Cristina Thober Charão 
Universidade Federal de Santa Catarina 
Campus Reitor João David Ferreira Lima, s/n - Trindade, Florianópolis - SC, 88040-900 
e-mail: barbara_moreci@hotmail.com 
 
 
 
Florianópolis 
16 de abril de 2018 
 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Ácidos e bases são soluções classificadas de acordo com suas concentrações de íons 
hidrogênio em relação à água pura. Soluções ácidas têm concentração de H+ mais alta do que 
a água, enquanto soluções básicas (alcalinas) têm uma concentração mais baixa de H+. 
Quanto mais forte o ácido, mais facilmente ele se dissocia e gera íons H+. Com as 
bases a situação é semelhante: quanto mais forte a base, mais facilmente ela se dissocia na 
água, liberando OH-. Para diferenciar soluções ácidas, básicas e até neutras utilizamos a 
escala de pH. 
 O pH, potencial hidrogeniônico ou potencial hidrogênio iônico, é um índice que 
indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma substância. A escala do pH pode variar 
de 0 até 14. O pH menor que 7 caracteriza uma substância como ácida e o pH maior que 7 
caracteriza uma substância como básica. Já o pH 7 indica a neutralidade de uma substância. 
Os seres vivos precisam manter seu pH dentro de uma determinada faixa para 
sobreviver. Temos por exemplo o sangue humano, que precisa estar uma estreita faixa 
próxima ao pH 7,4 e evitar mudanças abruptas, mesmo com a entrada ou saída de substâncias 
básicas e ácidas. 
Para cuidar deste problema existem os sistemas amortizadores ou tampões, dispersões 
que atenuam a variação dos valores de pH, mantendo um constante equilíbrio fronte a adição 
de quantidades pequenas de ácidos ou base. Tampões são compostos de um ácido fraco e um 
sal desse ácido, ou por uma base fraca e um sal dessa base. 
Sua função é conduzir uma solução ácida ou básica a um certo pH e prevenir a 
mudança do mesmo. A resistência da mudança do pH quando utilizado um tampão deve-se 
ao equilíbrio entre as espécies participantes dele. Quando há uma perturbação no sistema, ele 
desloca-se no sentido de renovar este equilíbrio, sustentando uma faixa de pH e provendo 
base ou ácido conjugado conforme novas substâncias são adicionadas. 
Entretanto, existe um limite para as soluções tampão, a capacidade tamponante. Ela 
consiste na quantidade máxima de um ácido ou base forte que pode ser adicionada sem que o 
tampão perca sua capacidade de resistir à mudança de pH. O tampão exaure sua capacidade 
quando a maior parte da base fraca é convertida em ácido ou quando a maior parte do ácido 
fraco é convertido em base. 
O valor do pH pode ser obtido com o uso de indicadores e de pHmetro. Os 
procedimentos práticos para obtenção do pH de substâncias podem ser classificados em dois 
grupos: métodos eletrométricos e métodos colorimétricos. Métodos eletrométricos são mais 
precisos e utilizam tecnologia de ponta, como o pHmetro, a passo que os métodos 
colorimétricos são mais práticos e de amplo uso. Os principais métodos colorimétricos 
utilizados são o papel indicador e as soluções indicadoras. 
O papel indicador universal (PIU) consiste em uma fita que apresenta distintas cores 
para cada pH de 1 a 14. Quando em contato com uma solução, ocorrem diferentes reações 
com as substâncias presentes no papel e a cor da tira muda conforme o pH da solução. Já as 
soluções indicadoras são substâncias orgânicas que, em água ou outros solventes, 
comportam-se como ácidos fracos ou bases fracas e mudam gradualmente de coloração 
dentro de uma faixa relativamente estreita de pH, chamada zona de viragem. 
Quando esse indicador entra em contato com um meio ácido, o equilíbrio é deslocado 
no sentido de formação do ácido fraco, ficando com uma cor “X”. Por outro lado, se o 
indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir 
com os íons H3O
+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor 
os íons H3O
+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, 
e o sistema adquire uma cor “Y”. 
O principal método eletrométrico é o medidor de pH ou pHmetro, que consiste em um 
eletrodo acoplado a um potenciômetro. O aparelho é calibrado de acordo com os valores de 
cada solução de calibração. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que 
converte o valor de potencial gerado pelo eletrodo em unidades de pH. 
 
2. OBJETIVO 
 
Determinar e estudar o pH e suas variações em diferentes condições, com e sem 
adição de solução tampão, através de métodos colorimétricos e eletrométricos. 
 
3. MATERIAIS 
 
Para a realização deste experimento foram utilizados os seguintes materiais: 
● 5 pipetas graduadas 
● 1 conta gotas 
● 2 pêras 
● 1 proveta graduada 
● 9 tubos de ensaio 
● 1 pinça 
● 1 estante 
● Papel indicador de pH 
● Solução indicadora vermelho congo 
● Solução indicadora fenolftaleína 
● Leite 
● Água destilada 
● Vinagre 
● Solução de HCl 0,1 N 
● Solução de NaOH 10% 
● Ácido acético 0,1 N 
● Acetato de sódio 0,1 N 
● 1 pHmetro de bancada 
 
4. MÉTODOS 
 
Foram realizados pela equipe dois experimentos, com e sem a adição de solução 
tampão ao sistema, para a medição de pH das soluções. Foi também observado um 
experimento extra realizado pela professora. 
● Experimento 1 
Para a primeira parte do experimento os tubos de ensaio foram devidamente 
numerados e posicionados na estante e cada pipeta foi nomeada de acordo com a solução que 
seria utilizada. Assim, foram preparadas as soluções de acordo com as medidas da tabela 1 e, 
com o auxílio das pipetas, cada solução foi devidamente pipetada em seus respectivos tubos 
de ensaio (com exceção do leite que foi medido com a proveta graduada). 
Após todas as soluções estarem prontas, com o auxílio da pinça o papel indicador de 
pH foi mergulhado em cada uma das soluções e foi realizada a comparação com o padrão de 
cores da figura 1. Foi anotado e determinado o pH aproximado de cada tubo. 
Para a segunda parte do experimento foram adicionadas, em cada um dos tubos, 5 
gotas do indicador fenolftaleína. Em seguida, foi observado se houve mudança de cor das 
soluções e, conforme a tabela 2, foi determinado o pH aproximado de cada solução. Foram 
também anotados os dados de mudança de cor. 
Posteriormente, foram adicionadas, em cada um dos tubos, 5 gotas do indicador 
vermelho congo e novamente foi observado se houve mudança de cor das soluções e, 
conforme a tabela 2, foi determinado o pH aproximado de cada solução. Foram também 
anotados os dados de mudança de cor. 
 
Tabela 1 Medidas do primeiro experimento. 
Tub
o 
Água destilada Vinagre HCl Leite NaOH 10% 
1 10 mL - - - - 
2 5 mL 5 mL - - - 
3 5 mL - 5 mL - - 
4 5 mL - - 5 mL - 
5 5 mL - - - 5 mL 
 
Figura 1: Padrão de cores do papel indicador
 
 
Tabela 2: Zonas de pH para Fenolftaleína e Vermelho Congo 
Indicador Intervalo de pH Cor em solução 
ácida 
Cor em solução 
básica 
Fenolftaleína < 8 - 8,3 - 10,0 Incolor Rosa-vermelho 
Vermelho Congo 3 - 5,2 Azul Vermelho 
 
 
 
● Experimento 2 
Os tubos de ensaio foram devidamente numerados e posicionados na estante. Foram 
adicionadas água e solução tampão (composta de 3 ml de ácido acético 0,1N e 5 ml de 
acetato de sódio 0,1N), de acordo com as medidas pedidas na tabela 3, em seus respectivos 
tubos. Em seguida foi realizada uma medição de pH com fita indicadora. Logo após, foram 
adicionadas as quantidades relacionadas na tabela 3de HCl 0,1N e o NaOH 10% em seus 
respectivos tubos. Também foi realizada uma medição de pH com fita indicadora após este 
processo. 
Para finalizar as medições, foi adicionado novamente NaOH 10%, desta vez somente 
no tubo 9, de acordo com as medidas indicadas na tabela 3. Em seguida pingou-se 4 gotas de 
solução indicadora vermelho congo somente no tubo 9. Através da mudança de cor da 
solução e de mais uma medida com fita indicadora de pH, foi possível determinar seu pH 
final aproximado. 
Desta forma comparou-se o pH inicial de cada tubo de ensaio com o pH após a adição 
de NaOH ou HCl nas soluções. 
 
Tabela 3: Medidas do segundo experimento 
Tubo H2O Tampão HCl 0,1N NaOH 10% 
6 8 mL - 1 mL - 
7 - 8 mL 1 mL - 
8 8 mL - - 1 gota 
9 - 8 mL - 1 gota 
 
● Experimento 2B 
Observamos a professora Carla Charao utilizar um pHmetro para medir o pH da água, 
antes e depois da adição de 2 gotas de NaOH 10%. Em seguida, a professora repetiu o 
experimento, mas desta vez com uma solução tampão (no lugar da água) e NaOH 10%. Nesta 
réplica observamos a adição de 2 gotas de NaOH 10% e a subsequente adição gradual de 1 
ml de NaOH 10%. Finalizou-se o experimento com a adição do indicador vermelho congo (4 
gotas) à solução. 
 
5. RESULTADOS 
 
● Experimento 1 
 No primeira parte do experimento 1, obtivemos valores de pH aproximados através do 
método de fita indicadora, como apresentado na tabela 4. As fitas utilizadas podem ser 
observadas na figura 2. 
 Na segunda parte do experimento 1, após adicionarmos as soluções indicadoras 
fenolftaleína e vermelho congo, observamos mudança de cor nos tubos de ensaio. Na tabela 4 
apresentamos as cores obtidas e na figura 3 ilustramos a situação final das soluções nos tubos 
de ensaio. 
Figura 2: Fitas indicadoras de pH 
 
 
Figura 3: Tubos de ensaio após adição de solução indicadora 
 
Tabela 4: Resultados do Experimento 1 
Solução pH (fita) Cor e pH aproximado 
Fenolftaleína 
Cor e pH aproximado 
Vermelho congo 
1 8,0 incolor, pH <8 vermelho; pH >5,2 
2 3,5 incolor, pH <8 azul anil; pH <5,2 
3 0,5 incolor, pH <8 azul escuro; pH < 5,2 
4 6,5 incolor, pH <8 rosa claro; pH >5,2 
5 14,0 rosa escuro, pH >8 vermelho alaranjado; pH >5,2 
 
● Experimento 2 
 No experimento 2 obtivemos duas medidas distintas de pH das soluções contidas nos 
tubos de ensaio, antes e depois da adição de HCl 0,1N ou NaOH 10%. Foi utilizada fita 
indicadora de pH. Os resultados podem ser observados na tabela 5 abaixo. 
 
Tabela 5: Resultado do Experimento 2 
Tubo Primeira medição de pH (fita) Segunda medição de pH (fita) 
6 7,5 5,5 
7 5,0 4,5 
8 7,5 11,5 
9 5,8 5,5 
 
● Experimento 2B 
 No experimento 2B, observamos dois procedimentos utilizando pHmetro, realizados 
pela professora Carla Charao. 
No primeiro procedimento, foi realizada a medida do pH da água antes da adição de 2 
gotas de NaOH 10% e o valor de pH 6,8 foi obtido. Após a adição realizou-se novamente a 
medida de pH e obteu-se um valor de pH 11,2. 
No segundo experimento, foi realizada a medida de pH de uma solução tampão antes 
e após a adição de 2 gotas de NaOH 10% e o valor de pH 5 foi obtido. Após a adição 
realizou-se a medida de pH novamente e obteu-se um valor de pH 5,1. Posteriormente foi 
adicionado 1 ml de NaOH lentamente e houve uma mudança abrupta quando o tampão foi 
esgotado, de pH 5 para pH 12. Ao pingar solução indicadora vermelho congo, obteu-se uma 
cor vermelha forte. 
 
6. DISCUSSÃO 
 
● Experimento 1 
 
➔ Tubo 1 
O tubo continha água, que usualmente tem pH na faixa de 7,0. A fita indicadora de 
pH indicou um pH aproximado de 8,0. A água analisada seria considerada então uma base 
fraca, de caráter alcalino. É possível também que a variação no pH tenha origem da qualidade 
da fita utilizada. A cor obtida com a adição de fenolftaleína foi incolor (o que indica pH 
abaixo de 8) e a cor obtida com a adição de vermelho congo foi vermelho (o que indica pH 
maior que 5,2). 
 
➔ Tubo 2 
O tubo continha uma mistura de água e vinagre em partes iguais. O vinagre tem pH na 
faixa de 2,76. A cor obtida com a adição de fenolftaleína foi incolor, não houve mudança (o 
que indica pH abaixo de 8) e a cor obtida pela adição de vermelho congo foi azul anil (o que 
indica pH menor que 5,2). Logicamente a mistura de uma base fraca e um ácido forte deveria 
gerar um ácido de pH médio. Esta hipótese foi comprovada pela experimentação, pois o pH 
obtido foi 3,5. 
 
➔ Tubo 3 
 O tubo continha HCl 0,1N. O HCl nesta normalidade possui pH 1, obtido através de 
um cálculo de logaritmo. O pH obtido através do experimento foi 0,5; pH de ácido muito 
forte e similar ao pH esperado. A cor obtida pela adição de fenolftaleína foi incolor, sem 
mudança (o que indica pH abaixo de 8) e a cor obtida pela adição de vermelho congo foi azul 
escuro (o que indica pH abaixo de 5,2). 
 
 
➔ Tubo 4 
 O tubo continha leite, que usualmente tem pH entre 6,6 e 6,8. Obtivemos pH de 6,5 
no experimento, medido com fita indicadora. Isso prova a hipótese de que o leite tem pH 
próximo à neutralidade. Com a adição de fenolftaleína não houve mudança, permaneceu 
incolor (o que indica pH abaixo de 8) e com a adição de vermelho congo a cor da solução 
ficou rosada (o que indica pH maior que 5,2). 
 
➔ Tubo 5 
O tubo continha NaOH 10%, que usualmente possui pH 13,4, obtido pela conta de 
logaritmo. O pH obtido experimentalmente foi 14, o que o caracteriza como uma base muito 
forte. A cor obtida na presença de fenolftaleína foi rosa escuro (o que indica pH acima de 8) e 
a cor obtida pela adição de vermelho congo foi vermelho alaranjado (o que indica pH acima 
de 5,2). 
NaOH = 40 g por mol → NaOH 10% = 10 g por 1 litro de solução 
10 g = 0,25 mol de NaOH por litro = concentração molar 
A constante de dissolução de NaOH é 10^-14 → divide-se esta constante pela 
concentração molar → 10^-14 / 2,5.10^-1 = 0,4.10^-13 → realiza-se então o cálculo do -log 
de 0,4.10^-13 
-{log(0,4) + log(10^-13)} = -{(-0.39794000867)+(-13)} = 13,4 
 
● Experimento 2 
 
➔ Tubo 6 
 O tubo continha água, tipicamente com pH 7. Obtivemos pH 7,5 no experimento com 
fita indicadora. pH de base fraca. Ao adicionarmos 1 ml de HCl 0,1N - ácido muito forte de 
pH 1 - seu pH diminuiu para 5,5. De uma substância praticamente neutra a água tornou-se um 
ácido fraco. 
 
➔ Tubo 7 
 O tubo continha solução tampão e seu pH experimental foi medido com fita 
indicadora e o resultado foi 5,0. Ao adicionarmos 1 ml de HCl 0,1N - ácido muito forte de pH 
1 - seu pH diminuiu para 4,5. Isso deve-se à propriedade de uma solução tampão de manter o 
equilíbrio ácido-base, independente de adição de substâncias alcalinas ou ácidas à solução. 
Infere-se que a solução tampão esgotou-se em algum momento, por isto a alteração de pH, 
mesmo que baixa. 
 
➔ Tubo 8 
 O tubo continha água, tipicamente com pH 7. Obtivemos pH 7,5 no experimento com 
fita indicadora. pH de base fraca. Ao adicionarmos 1 gota de NaOH 10% - uma base muito 
forte de pH 13,4 - seu pH aumentou, drasticamente, para 11,5. Tornou-se então uma base 
forte. 
 
➔ Tubo 9 
O tubo continha solução tampão e seu pH experimental foi medido com fita 
indicadora e o resultado foi 5,0. Ao adicionarmos 1 gota de NaOH 10% - uma base muito 
forte de pH 13,4 - seu pH alterou-se, mas minimamente, para 5,5. Isso deve-se à propriedade 
de uma solução tampão de manter o equilíbrio ácido-base, independente de adição de 
substâncias alcalinas ou ácidas à solução. Infere-se que a solução tampão esgotou-se em 
algum momento, por isto a alteração de pH, mesmo que baixa. 
 
 Experimento 2B 
 Podemosconcluir com o experimento observado que a ação de um agente tamponante 
é efetiva até seu esgotamento, o qual pode ser notado na mudança de pH brusca em algum 
momento da adição de 1 ml de base forte. Sem um agente tamponante, como na primeira 
parte deste experimento realizado pela professora, a solução tem uma mudança instantânea de 
pH e torna-se uma base forte. Com o tampão, mantemos o equilíbrio do pH da substância por 
um maior tempo, fornecendo estabilidade. 
Além disso, com este experimento pudemos ver em ação um aparelho importante em 
laboratório, o pHmetro. Observamos sua precisão e como podemos utilizá-lo para obter 
resultados exatos para pesquisas científicas e práticas laboratoriais gerais. 
 
 
 
 
 
 
7. CONCLUSÃO 
 
Através dos experimentos, da observação e dos dados experimentais obtidos podemos 
atestar o que já era esperado teoricamente: o uso de solução tampão realmente fornece um 
equilíbrio de pH à uma solução, até sua utilização total. Este efeito é valiosíssimo nos 
sistemas biológicos, mantendo pH constante a fluidos como o sangue, por exemplo, apesar 
das entradas e saídas de substâncias frequentemente. 
Também inferimos através da experimentação que os métodos colorimétricos de 
medição de pH são efetivos na obtenção de um valor aproximado do pH de uma solução, sem 
uma precisão extrema, mas dentro dos limites experimentais (sem erros críticos) e que os 
métodos eletrométricos observados apresentaram uma maior precisão, obtendo medições 
exatas do pH de soluções. 
 Ao confirmar nossas hipóteses teóricas iniciais, provamos a eficácia, no experimento 
realizado, dos procedimentos práticos para determinação de pH e dos sistemas amortizadores 
ou tampões. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8. REFERÊNCIAS 
 
● Ácidos, bases, pH e soluções tampão. Disponível em 
<https://pt.khanacademy.org/science/biology/water-acids-and-bases/acids-bases-and-
ph/a/acids-bases-ph-and-bufffers>. Acesso em 04 de maio de 2018. 
● DIAS, Diogo Lopes. "Conceito de pH". Brasil Escola. Disponível em 
<https://brasilescola.uol.com.br/quimica/conceito-ph.htm>. Acesso em 04 de maio de 
2018. 
● Indicadores Ácido-Base. Disponível em 
<http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm>. Acesso 
em 04 de maio de 2018. 
● Conceito de Solução Tampão. Disponível em 
<http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc13/v13a04.pdf>. Acesso em 04 de maio de 2018. 
● Equilíbrio Ácido-Base: Soluções Tampão. Disponível em 
<http://www.quimica.ufpr.br/nunesgg/CQ108/Eqilibrio%20em%20solu%C3%A7%C
3%A3o%20aquosa/solucao%20tampao.pdf>. Acesso em 04 de maio de 2018. 
● pH do Leite. Disponível em 
<http://www.agencia.cnptia.embrapa.br/Agencia8/AG01/arvore/AG01_193_2172003
9246.html>. Acesso em 06 de maio de 2018. 
● Composição do Vinagre. Disponível em 
<https://sistemasdeproducao.cnptia.embrapa.br/FontesHTML/Vinagre/SistemaProduc
aoVinagre/composicao.htm>. Acesso em 06 de maio de 2018. 
● pH da Água. Disponível em <http://blog.aaguadasaude.com.br/ph-da-agua-o-que-e-
isto-para-que-serve-qual-o-ph-ideal-para-a-agua-que-ingerimos2/>. Acesso em 06 de 
maio de 2018. 
● Qual o pH de uma solução 0,1N de HCl? Disponível em 
<https://www.youtube.com/watch?v=Nv8nXXftiNA>. Acesso em 06 de maio de 
2018. 
● How to calculate the pH of NaOH. Disponível em <https://sciencing.com/calculate-
ph-naoh-7837774.html>. Acesso em 06 de maio de 2018.