pH e Acidez das Soluções

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Letícia Kariny Teles Deusdará / Odontologia UFPE
PHmetria
● Íons hidrogênio(H+)
● Hidroxila(OH-)
➔ H+ e OH- estão presentes em soluções aquosas
➔ Determinam a acidez e a alcalinidade das soluções dependendo das
concentrações relativas de H+ e OH-
Maior [H+] : Meio ácido
Maior [OH-] : Meio alcalino
[H+] = [OH-] : Meio neutro
● A concentração de H+ de uma solução aquosa pode ser determinada por
método colorimétrico e potenciométrico(eletrométrico). O resultado da
medida é expresso por um símbolo conhecido como pH.
Origem e significado de pH
● A concentração de H+ nas soluções, geralmente, é muito pequena. Por
isso, a notação foi abreviada utilizando-se potências negativas.
Matematicamente o pH pode ser definido da seguinte forma:
➔ O símbolo de “p” de pH significa "logaritmo negativo de”, desta
forma, pH é o logaritmo negativo da concentração do íon
hidrogênio.
● A escala de pH vai de 0 a 14
pH < 7 : Ácido
pH = 7 : Neutro
pH > 7 : Alcalino/básico
● A escala de pH é logarítmica, por conta disso, se duas soluções diferem em
pH por 1 unidade, significa que uma solução tem 10x mais a concentração
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de íons H+ que a outra, mas isso não indica a magnitude absoluta da
diferença.
pOH
pOH < 7 : Básico
pOH = 7 : Neutro
pOH > 7 : Ácido
Eletrólitos
● Tem a capacidade de, em solução, se dissociar em partículas portadoras
de carga elétrica(íons).
➔ Íons positivos(cátions)- Eletrodo negativo(cátodo)
➔ Íons negativos(ânions)- Eletrodo positivo(ânodo)
● Ocorre atração entre cargas opostas
Teoria de Arrhenius
● Ácido- Toda espécie química que, em solução aquosa, aumenta a [H+].
● Base- Toda espécie química que, em solução aquosa, aumenta a [OH-].
Teoria de Bronsted-Lowry
● Ao reagir com água:
➔ Ácido doa prótons
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➔ Base recebe prótons
Constante de ionização
● Cada composto exibe um grau próprio de ionização
➔ Ioniza-se até certo ponto
● Ácido: Libera H+ e doa prótons.
● Base: Libera OH- e recebe prótons
Dissociação de um ácido: Equação geral
HA H+ + A-
● Segundo a lei da 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:
Keq = [H+] x [A-]
[HA]
➔ Essa relação indica que, independentemente da quantidade da substância
presente na solução, a uma determinada temperatura, o grau de
dissociação é constante.
Ionização da água
Keq = [H+] x [OH-] Keq [H2O] = [H+] x [OH-]
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[H2O]
Keq [H2O]: Constante de equilíbrio da água
➔ Kw- Produto iônico da água
Keq = [H2O] = Kw
Keq [H2O] = [H+] x [OH-]
Kw = [H+] x [OH-]
Cálculo de pH e pOH
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Sistema tampão
● Soluções que são capazes de impedir acentuadas variações de pH.
● Tais soluções aquosas tendem a resistir a mudanças de pH quando
pequenas quantidades de ácido(H+) ou base(OH-) são adicionadas.
Capacidade de tamponamento
● É a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes
que o pH da solução comece a variar a um grau apreciável.
● Tampões mais concentrados apresentam maior grau de tamponamento.
Mecanismos de ação dos tampões
● Soluções tampão são constituídas por um ácido fraco e um sal deste
ácido(base conjugada) ou por uma base fraca e um sal desta base(ácido
conjugado)
Ácido fraco- Sal do ácido(base conjugada)
Base fraca- Sal da base(ácido conjugado)
Cálculo de pH de soluções tampão
pH = pK + log ( [A-] )
( [HA])
PH = pK + log (sal)
(ácido)
Tampões biológicos
● Sistema fosfato- ambiente intracelular
● Sistema bicarbonato/ácido carbônico
➔ Manutenção do pH sanguíneo(7,5 ~ 7,45)
➔ Acidose: pH< 7,35
➔ Alcalose: pH > 7,45
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: Alteração do ritmo e da profundidade dos movimentos
respiratórios.
Métodos de determinação de pH
● Método colorimétrico
➔ Baseia-se no uso de indicadores ácido- base que variam de cor
dependendo da [H+].
➔ Constituem-se de ácidos ou bases fracas, cuja dissociação depende
da [H+].
➔ A molécula não dissociada e o íons resultante da dissociação
apresentam cores diferentes.
HI H+ + I-
HI : Indicador HI/ forma não dissociada
I- : Forma dissociada, íon resultante da dissociação da molécula
➔ Cada indicador só é útil dentro de uma certa faixa de pH.
Ex: Azul de timol
HI: Vermelho, I- : Amarelo, pH = 1,2 ~ 2,8
Ex: Vermelho de fenol
HI: Amarelo, I- : Vermelho, pH = 6,7 ~ 8,4
Ex: Vermelho de metila
HI: Vermelho, I- : Amarelo, pH = 4,3 ~ 6,1
Ex: Azul de bromo timol
HI: Amarelo, I- : Azul, pH = 6,0 ~ 7,6
Ex: Fenolftaleína
HI: Incolor, I- : Vermelho, pH = 8,2 ~ 10,0
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● Método potenciométrico ou eletrométrico
➔ A determinação potenciométrica do pH é feita através de aparelhos
chamados de pHmetros ou potenciômetros.
➔ É um método mais preciso.
➔ Baseia-se na formação de potenciais elétricos entre duas soluções
com concentrações(ou atividades) iônicas diferentes.
➔ A espécie iônica de interesse é o pH.
Exemplo: Eletrodo combinado de vidro
➢ O funcionamento do eletrodo de vidro tem como base a DDP entre duas
soluções separadas por uma membrana de vidro especial, com [H+]
diferentes:
➢ O eletrodo funciona como pilhas de concentração.
➢ O eletrodo detecta a diferença de potencial elétrico e o
pHmetro(potenciômetro) calcula e converte o valor em pH.