[1] O documento descreve os conceitos fundamentais de pHmetria, incluindo o que é pH, teorias de ácidos e bases, íon hidrogênio, escala de pH e pOH, sistemas tampão e métodos de medição de pH. [2] Os principais tópicos abordados são a definição de pH, teorias de ácidos e bases, escala logarítmica de pH e pOH, funcionamento de sistemas tampão, e métodos colorimétrico e potenciométrico para medição de pH. [3

1. pHmetria
Profa. Dijanah Cota Machado
Universidade Federal de Pernambuco
Centro de Biociências
Departamento de Biofísica e Radiobiologia

2. O que é pH?

3. Ácido
→ Teoria de Arrhenius
Ácido é toda substância que em meio aquoso se dissocia, liberando
como cátion o íon hidrogênio (H+).
HCl
⮃
H+ + Cl-
H2SO4
⮃
H+ + HSO4
-
→ Teoria de Brönsted-Lowry
Ácido é toda substância que doa prótons.
Íon hidrogênio Íon H+
Próton
= =

4. Íon Hidrogênio
→ É um núcleo positivo de um átomo de hidrogênio que perdeu
seu único elétron.
H+
⮃
H3O+
→ Por ser uma partícula pequena e com uma carga positiva, o íon
H+ é altamente reativo.
→ Em solução aquosa ele se hidrata, ou seja se combina com o
oxigênio (parcialmente negativo) da molécula de água.
+ H2O
Íon hidrônio ou hidroxônio
Para fins didáticos: [ H3O+] = [H+]

5. Bases
→ Teoria de Arrhenius
Base é toda substância que em meio aquoso se dissocia, liberando
como ânion o íon hidroxila (OH-).
NaOH
⮃
Na+ + OH-
KOH
⮃
→ Teoria de Brönsted-Lowry
Base é um receptor de prótons.
K+ + OH-
OH-
⮃
H2O
+ H+

6. Acidez e basicidade
→ A acidez e a basicidade (alcalinidade) de uma solução aquosa
dependem das concentrações de H+ e OH- presentes na solução.
[H+] > [OH−] Caráter Ácido
[H+] = [OH−] Caráter Neutro
[H+] < [OH−] Caráter Básico ou alcalino
Como surgiu o pH?

7. Água
→ As moléculas de água também sofrem dissociação, igualmente
como os ácidos e bases:
OH-
⮃
H2O H+ +
H+
⮃
H3O+
+ H2O
OH-
⮃
H2O + H2O H3O+ +
A água atua como doador e receptor de prótons

8. A ionização da água e sua relação com o pH
→ A água pura apresenta quantidades pequenas, porém iguais, de íons
H+ (ou H3O+) e OH- sendo, portanto, uma solução neutra.
OH-
⮃
H2O H+ +
Aplicando a Lei da ação das massas:
Produto iônico da água
[H+] = 10-7 M
[OH-] = 10-7 M
1,8 x 10-16 M 55,55 M

9. pH e pOH
→ Devido as baixas concentração de H+ e OH- nas soluções aquosas, em
1909 o pesquisador dinamarquês Søren Sørensen desenvolveu a
escala de pH (potencial hidrogeniônico) e de pOH (potencial
hidroxiliônico), medida de acidez e basicidade das soluções.
pH = - log [H+] pOH = - log [OH-]
pH + pOH = 14

10. pH e pOH
Programa de simulação:
https://phet.colorado.edu/sims/html/ph-scale/latest/ph-scale_pt_BR.html

11. pH e pOH
Exemplos:
1) Calcule o pH de uma solução que tem concentração de íons H+ igual a 10-4 M:
pH = - log [H+] pH = - log 10-4
pH = - (-4)log 10
= 1
pH = 4
2) Calcule o pOH de uma solução que tem concentração de íons OH- igual a 10-12 M:
pOH = - log [OH-] pOH = - log 10-12 pOH = 12
3) Calcule o pH de uma solução que tem concentração de íons OH- igual a 10-8 M:
pOH = - log [OH-] pOH = - log 10-8 pOH = 8
pH + pOH = 14 pH + 8 = 14 pH = 14 - 8 pH = 6

12. pH e pOH
Exemplos:
4) Calcule o pH e o pOH de uma solução que [H+] igual a 8,1 x 10-7 M:
pH = - log [H+] pH = - log 8,1 x 10-7
Aplicar propriedade do
logaritmo do produto
log (a ∙ b) = log a + log b
pH = - (log 8,1 + log 10-7) pH = - log 8,1 - log 10-7
Sabendo que log 8,1 = 0,91, então fica:
pH = - 0,91- (-7) pH = - 0,91+ 7 pH = 6,09
Para calcular o pOH, é só lembrar que pH + pOH = 14
pH + pOH = 14 6,09 + pOH = 14 pOH = 14 - 6,09
pOH = 7,91

13. pH e pOH
Para treinar:
1) Calcule o pH de uma solução que tem [H+] igual a 2,8 x 10-12 mol/L:
Dado: log 2,8 = 0,45.
2) Calcule o pH de uma solução que tem [OH-] igual a 1,75 x 10-5 mol/L:
Dado: log 1,75 = 0,24.
Resposta: pH = 11,55
Resposta: pH = 9,24

14. Sistema Tampão
✔ Importância dos tampões
✔ São soluções que evitam a variação brusca de pH quando pequenas
quantidades de ácido (H+) ou base (OH-) são adicionadas a uma
solução aquosa.
✔ Um tampão pode ser formado por um ácido fraco e o seu sal
correspondente (base conjugada) ou por uma base fraca e o seu sal
correspondente (ácido conjugado).
Exemplos: ácido acético + acetato de sódio (íon acetato)
hidróxido de amônio + cloreto de amônio (íon amônio)
CH3COOH + CH3COONa
NH4OH + NH4Cl

15. Sistema Tampão
Funcionamento do Tampão Acetato
CH3COOH
CH3COONa
CH3COO- + H+
⮃
CH3COO- + Na+
⮃
Ácido acético
Acetato de sódio Íon acetato
Íon acetato
Como o tampão atua para
evitar variações bruscas
do pH quando
adicionamos um ácido ou
base forte?
Adição de HCl
HCl ⮃ H+ + Cl-
H+ + CH3COO-
⮃
CH3COOH
Adição de NaOH
NaOH
⮃
Na+ + OH-
OH- + H+
⮃
H2O

16. → Cálculo do pH de soluções tampão (pH teórico).
Sistema Tampão
→ Equação de Henderson-Hasselbalch:
→ Sistemas tampões biológicos
• permitem a manutenção da HOMEOSTASIA
✔ Proteínas
✔ Tampão fosfato
✔ Tampão bicarbonato/ácido carbônico
• Equilíbrio ácido-base
• Sangue: faixa de normalidade pH 7,35 a 7,45
• pH abaixo de 7,35: acidose
• pH acima de 7,45: alcalose
H2O + CO2
⮃
H2CO3
⮃
H+ + HCO3
-

17. Métodos de medida de pH
pHmetria
Colorimétrico
Potenciométrico
→ Colorimétrico
✔ Indicadores ácido-base
✔ Indicadores são ácidos orgânicos
fracos
✔ Possuem a propriedade de
mudar de cor a depender do pH
da solução.
✔ Método rápido e barato, porém
não é preciso (análise subjetiva
da cor)
✔ Indicadores podem ser sintéticos
ou naturais

18. Método colorimétrico
Indicadores ácido-base sintéticos

19. Método colorimétrico
Indicadores ácido-base sintéticos
✔ Fita de pH: papel contendo
indicadores ácido-base impregnados
que mudam de cor de acordo o pH.
✔ Para medir o pH de uma solução,
inserir a fita na solução, deixar por 2
segundos e retira-se a fita. Em
seguida compara-se a coloração da
fita, após a imersão na solução, com
tabela de cores que vem na caixa do
produto.

20. Método colorimétrico
Indicadores ácido-base naturais
✔ Molécula com propriedade
indicadora ácido-base:
ANTOCIANINA
✔ Extrato de repolho roxo, feijão
preto, beterraba, casca de
cebola roxa, casca de uva
preta, entre outros.

21. Método colorimétrico
Indicadores ácido-base naturais

22. Método colorimétrico
Indicadores ácido-base naturais

23. → pHmetro
✔ Potenciômetro ou
peagâmetro
✔ Bancada ou portátil
Método Potenciométrico

24. → pHmetro
✔ Constituído de dois eletrodos, sensor de temperatura e um voltímetro.
✔ O elemento mais importante do pHmetro é o ELETRODO.
✔ Eletrodo de medida e eletrodo de referência
✔ Podem estar separados ou juntos, neste caso chama-se eletrodo
combinado de pH
Método Potenciométrico
Eletrodos separados

25. → Eletrodo Combinado de pH
Método Potenciométrico

26. → pHmetro
✔ Medida: através do eletrodo combinado,
mede a diferença de potencial elétrico
(d.d.p.) entre duas soluções separadas por
uma membrana de vidro especial, com
diferentes concentração de H+, e converte o
resultado em pH
✔ Equação de Nernst
Método Potenciométrico
H+
H+
H+
H+
H+
H+
OH-
OH-
OH-
OH-
ddp = diferença de potencial elétrico através da membrana de vidro seletiva
z = valência do íon
F = constante 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
[He] = concentração de H+ na solução

27. → pHmetro
✔ Maior precisão na medida de pH
✔ Necessita calibração prévia do equipamento
Método Potenciométrico

29. Método Potenciométrico
Programas de simulação de calibração de pHmetro:
http://vlabs.iitb.ac.in/vlabs-
dev/labs/nitk_labs/Environmental_Engineering_1/experiments/determi
nation-of-ph-nitk/simulation.html
https://www.ncbionetwork.org/iet/ph/