Escala colorimétrica do pH- atividade prática

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Escala colorimétrica de PH 
1. Introdução
O termo pH significa potencial hidrogeniônico. Segundo Harper (2017), o pH é o 
logaritmo negativo da concentração de íons hidrogênio. O caráter ácido de uma solução 
está relacionado à concentração de íons H+ presente nessa solução (quanto mais forte 
o ácido, maior é a concentração desses íons na solução). A fórmula que permite calcular
o valor de pH com a concentração dos íons hidrogênio é a seguinte:
Além dessa fórmula, pode-se mensurar o potencial hidrogeniônico com 
pHmetros, obtendo um resultado de precisão. Outra alternativa é a escala colorimétrica, 
a qual é o tema desta aula prática. 
A escala de pH é uma maneira de indicar a concentração de H+ numa solução. 
Essa escala varia entre o valor mínimo 0 (acidez máxima), e o máximo 14 (acidez 
mínima ou basicidade máxima). A 25ºC, uma solução neutra tem um valor de pH = 7. 
Portanto: 
• pH 0 a 7: soluções ácidas;
• pH = 7: soluções neutras;
• pH acima de 7: soluções básicas ou alcalinas.
Sendo o pH uma escala logarítmica, os valores baixos na escala correspondem
a altas concentrações de H+ e os valores altos, a baixas concentrações de H+. 
2. Objetivos
Consiste principalmente em entender os procedimentos de medida de pH pelo 
método colorimétrico (utilizando-se um indicador de cor ou de pH e comparando-se a 
cor da amostra com a de uma solução padronizada). Determinando-se, assim, o pH de 
diferentes soluções utilizando o método citado. A partir da experiência da aula, pode-se 
construir uma escala colorimétrica de pH com indicador universal. 
3. Materiais e métodos
Os materiais principais utilizados no primeiro experimento são um indicador 
universal de pH, o qual é composto pela mistura de várias substâncias, fitas de pH, as 
quais apresentam uma escala de diversas cores para comparação e identificação de 
um valor próximo do potencial hidrogeniônico, solução de ácido clorídrico de 
concentração 0,1 M e solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 M. 
Para a determinação do pH (primeiro experimento), são utilizadas fitas de pH e 
a tabela indicadora de cor. Com um conta-gotas, é gotejada na fita a solução que se 
deseja (HCℓ e NaOH). Por fim, compara-se a cor resultante com a escala padrão, 
determinando, assim, o pH. 
Para a construção de uma escala de cor padrão (segundo experimento), serão 
utilizados 7 tubos enumerados de 1 a 7 com os respectivos pH da solução que irá ser 
adicionada. Em seguida, serão acrescentados aos tubos 1 mL de solução tampão de 
pH 3, 4, 5, 6, 7, 8 e 14, um para cada tubo; 5 gotas de solução de indicador universal 
de pH e 9 mL de água destilada para diluição em cada tubo. Após a mistura do conteúdo 
dos tubos de ensaio, eles indicarão a cor padrão para a devida indicação do pH. 
Logo após tais procedimentos, separaram-se 9 tubos de ensaio nos quais foram 
colocadas diferentes soluções seguidas do acréscimo do indicador universal de pH. 1 
mL das seguintes soluções foram adicionados nos respectivos tubos numerados: 
• Solução de HCℓ 0,1 M;
• Vinagre;
• Água sanitária, que contém hipoclorito de sódio;
• Café diluído;
• Saliva;
• Água destilada;
• Detergente diluído;
• Solução de bicarbonato de sódio 0,1 M;
• Solução de NaOH 0,1 M.
Vale lembrar que, para tal prática, foram utilizadas pipetas e pêras. Em seguida, 
compara-se com a escala construída anteriormente. 
4. Resultados e discussão
Quando uma gota da solução de HCℓ 0,1 M é depositada sobre a fita de pH, 
observa-se uma coloração roxa escura, que equivale a um pH entre 0 e 1. Após o 
mesmo procedimento ter sido feito com a solução de NaOH, a coloração é equivalente 
a um pH entre 13 e 14, isto é, extremamente básico. A partir desse experimento, torna-
se demonstrável e visualizável os valores da escala de pH de uma forma mais didática 
e fácil. 
O experimento seguinte baseou-se na construção de uma escala colorimétrica 
de pH em 7 tubos de ensaio, a partir da qual pôde-se comparar outras soluções para 
obtenção de um valor aproximado de pH. As cores resultantes desse processo são: 
Feita a devida coleta de amostras para determinação do pH, como descrito na 
parte de Materiais e Métodos, utilizou-se o gotejamento do Indicador universal de pH 
nos 9 tubos; então, a partir dos experimentos realizados, foi observado o seguinte: 
Tubos Solução – 1,0mL Indicador Universal-
gotas 
pH (comparando com os 
indicadores de cor) 
1 HCl 1 3,0 
2 Vinagre 1 Entre 3,0 e 4,0 
3 Água sanitária 1 14,0 
4 Café 1 5,0 
5 Saliva 1 6,0 
6 Água Destilada 1 Entre 6,0 e 7,0 
7 Detergente 1 Entre 6,0 e 7,0 
8 
Bicarbonato de sódio 0,1 
M 1 14,0 
9 NaOH 0,1M 1 14,0 
Através da escala calorimétrica de pH que foi previamente elaborada, junto ao 
indicador universal de pH, foi possível aferir pelo método colorimétrico – sem grande 
precisão – o pH de diferentes amostras. Assim, temos uma referência para uma medida 
de pH. Isso é importante para o conhecimento do potencial hidrogeniônico dos sistemas 
biológicos, que constitui uma propriedade fundamental das soluções para que enzimas 
e outros componentes, como as células, participem do metabolismo ativo dos 
organismos. Essa aula prática foi apenas uma das demonstrações de uma forma 
facilitada de observação do pH de diferentes soluções, embora outros experimentos 
com essa mesma linha de raciocínio e de aprendizado possam ser realizados, como 
aqueles que utilizam outros indicadores de pH, entre os quais, o sumo do repolho roxo. 
Nessa mesma perspectiva, conclui-se que os resultados apresentados neste 
relatório tiveram a maior parte de seus valores igualados aos mesmos conhecidos da 
literatura. 
Por fim, relembra-se a importância do pH na área farmacêutica e, com isso, a 
importância de um teste rápido, como o colorimétrico, com relevante precisão durante a 
prática e manuseio de exames e marcações diversas. 
5. Conclusão
A análise do pH medido nas soluções permitiu que houvesse a compreensão da 
importância de se saber a devida forma de realizar o manuseio da substância, 
compreendendo e obedecendo os processos para a constatação do que foi exigido. 
Conclui-se que a identificação de soluções ácidas, básicas e neutras tem papel 
importantíssimo dentro de ambientes laboratoriais e até mesmo em nossas vidas 
cotidianas, devido à dependência dessa propriedade para o próprio funcionamento do 
corpo humano. 
 
6. Referências Bibliográficas 
ANJOS, Edson dos. Aula prática: Escala Colorimétrica de pH. 2020. (27m48s). 
Disponível em: 
<https://drive.google.com/file/d/1dmhsACIGwKviUok1TLzEJcbX_IyuuSDB/view> 
Acesso em: 30 jun. 2020. 
ANTHONY, R.V.B.D.B.K.K.P. W. Bioquímica Ilustrada de Harper. 30 ed. Porto Alegre: 
AMGH, 2017. 
 
https://drive.google.com/file/d/1dmhsACIGwKviUok1TLzEJcbX_IyuuSDB/view