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UNINORTE CENTRO UNIVERSITÁRIO DO NORTE
pH e INDICADORES DE pH
ANA ANDRADE DIANA BATISTA EDIMILZA DIAS JACKSON PEREIRA LUCIRENE ARAÚJO PRISCYLLA MOTA REGINALDO FREITAS NATÂNIA BATISTA MARTINS ALAN CORRÊA
solicitado pela professora Marinete Silva de Siqueira.2 UNINORTE CENTRO UNIVERSITÁRIO DO NORTE INDICADORES DE pH. Trabalho de Pesquisa. da disciplina Química Analítica Quantitativa para obtenção de nota parcial no curso de farmácia. Manaus 2011 INTRODUÇÃO . turma FAN 03S1. para obtenção de nota na disciplina Química Analítica Quantitativa do 3° período do Curso de Farmácia do UNINORTE.
a agricultura. os efluentes. requer produtos especialmente concebidos de acordo com as suas necessidades. neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. a cosmética. a pesca. potencial hidrogeniônico é um índice que indica acidez. com o seu meio ambiente próprio e tolerâncias específicas. O caráter ácido ou básico de uma solução é denominado em função da concentração em mol/L dos íons H+. o ensino.3 Nas duas últimas décadas. Este parâmetro saiu do laboratório e agora é medido e controlado em áreas como o ambiente. os fármacos. a alimentação. a horticultura. e em toda e qualquer atividade onde a qualidade é importante. Este alargamento do uso do pH significa que cada aplicação. os tratamentos de metais. como essas concentrações . a medição e a utilização do pH têm crescido drasticamente. O pH. No entanto.
Parte desse CO2 se dissolve no sangue. o CO2 é continuamente produzido como um produto terminal do metabolismo.3 e 7. De maneira semelhante. A escala de pH apresenta normalmente valores que variam de zero a 14. fazendo com que um conceito simples de acidez ou basicidade pareça muito complicado. Quando a respiração é deficiente.5. que tem a vantagem de poder trabalhar uma faixa grande de valores de concentração com uma faixa estreita de valores de pH. o que provoca o deslocamento do equilíbrio para a direita. essa hipoventilação acarreta o aumento da concentração de CO2no sangue.4 normalmente são indicadas por números de base decimal com expoente negativo (10-3. Essa situação é denominada acidose. estabelecendo o equilíbrio. 10-14). aumentando a concentração de H + e diminuindo o pH sanguíneo. o bioquímico dinamarquês Peter Sorensen propôs o uso da escala de pH como método alternativo de determinação de [H +]. Assim criou-se a escala de pH. O pH no Corpo Humano Nas células do corpo humano. e possui . podemos determinar o pOH(potencial hidroxiliônico) de uma solução: pOH = -log [OH-]. 10-7. Em 1909. CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3Esse é um exemplo dos diversos equilíbrios que mantêm o pH do nosso sangue entre 7. Ele adotou o termo pH para indicar o cologaritmo na base 10 da concentração de H+ (pH = -log [H+]). trabalhar com esses números pode acarretar dificuldades matemáticas.
situação denominada alcalose.5 sintomas como sensação de sufocação. O pHmetro deve ser calibrado de acordo com os valores referenciados nas soluções de calibração. Assim. altas doses de AAS. O medidor de pH é um milivoltímetrocom uma escala que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. diminuindo a concentração de H+ e aumentando o pH do sangue. rigidez muscular. entorpecimento. O pHmetro É um aparelho usado para medição de pH. alterações no sistema nervoso central. Inversamente ocorre durante um ataque de histeria ou de ansiedade que pode levar o indivíduo a respirar muito rapidamente. convulsões. pneumonia. cujos sintomas são respiração ofegante. Essa hiperventilação acarreta a perda de uma quantidade maior de CO2 pelos pulmões. asma. Quando o pHmetro é estável e as medições são freqüentes. enfisema. A freqüência de calibração do pHmetro depende da freqüência de medições e da qualidade do aparelho. esses milivolts são convertidos para uma escala de pH. A leitura do aparelho é feita em função da leitura dos milivolts que o eletrodo gera quando é submerso na amostra. supressão da respiração. que consiste em um eletrodo acoplado a um otenciômetro (aparelho medidor de diferença de potencial). e pode ser causada por ingestão de drogas. cirrose. desorientação com possibilidade de coma. Esse quadro pode ser gerado pela ingestão de drogas. hiperatividade física. bronquite. Caso as . o que provoca o deslocamento do equilíbrio para a esquerda. não há necessidade de calibração diária.
como todos eles. Existem vários indicadores ácido-base.Existem. o suco de repolho roxo que. de determinar o pH de uma solução é através do uso de indicadores. estabelecendo um equilíbrio. Tem ainda como diferencial a indicação e compensação automática de temperatura. apresenta coloração roxa. No entanto.6 medições sejam feitas ocasionalmente. por exemplo. basicamente. em solução neutra. pHmetro de bolso:substitui o papel pH e possui compensação automática de temperatura. ele apresenta uma coloração característica de cada indicador. pHmetro portátil:Utilizado geralmente em indústrias alimentícias. químicas. Os indicadores mais comumente empregados em laboratórios são sintéticos. o pHmetro digital possui alta precisão nos resultados. O indicador e a sua forma ionizada apresenta cores diferentes. mas menos precisa. Quando um indicador está não-ionizado (HInd). quatro tipos de pHmetro: pHmetro de bancada: É indicado para trabalhos que requerem controle ou monitoramento do pH. a sua coloração pode variar do vermelho ao amero-claro. mV e temperatura. açucareiras e etc. apresenta uma nova . de acordo com o pH. a fenolftaleína que. Este tipo de pHmetro é ideal para determinar o pH do material no local da medição. farmacêuticas. que são substâncias que mudam de cor em função da [H+]e[OH-]. quando dissolvida em água se ioniza e origina íons. o mais indicado calibrar sempre o aparelho antes do uso. ou seja. o comportamento de um indicador pode ser representado por: HInd ↔ H+ + Ind-. quando o pH é alterado. e quando está ionizado (Ind-). muitos deles são naturais. Genericamente. por exemplo. pHmetro digital: Mais utilizado em trabalhos de pesquisa e rotina do laboratório. evitando assim problemas ou erros por contaminação. Indicadores e pH Uma maneira muito comum.
temos outra cor. o equilíbrio é deslocado para a esquerda. logo a solução é rósea. prevalecendo a forma não-ionizada. prevalecendo a forma ionizada.e retiram H+ do equilíbrio. Fenolftaleína em meio ácido: A quantidade de H+ aumenta. ilustrado abaixo. logo a solução é incolor. Em meio básico. Considerando-se esquematicamente. esse indicador pode apresentar a coloração incolor. e a solução torna-se incolor. Quando o valor do pH é inferior ao intervalo de viragem.retiram H+ do equilíbrio.7 coloração. em meio básico. que se desloca para a direita. Indicadores Sintéticos . Uma base: os íons de OH. quando o valor é superior ao intervalo. na faixa de viragem temos uma cor intermediária às duas. A mudança de cor ocorre em determinados intervalos de pH. em meio ácido e vermelho. por exemplo. HInd(aq) Incolor H+(aq) + Ind-(aq) Vermelho Se a esse equilíbrio adicionarmos: Um ácido: o aumento da concentração de H+ desloca o equilíbrio para a esquerda. aumenta a quantidade de OH. o comportamento de um indicador qualquer. que se desloca para a direita. temos uma cor. e a solução torna-se vermelha. denominados faixa ou intervalo de viragem. Logo.
6 MEIO ÁCIDO Vermelho Vermelho Amarelo Vermelho Amarelo MEIO BÁSICO Amarelo Laranja Azul-violeta Amarelo Azul .4 . por suas propriedades químicas.0 .4 3. através da mudança de coloração.0 7.6. simplesmente.7. o pH de uma determinada solução.9.2 6.4 3.0 . suas faixas de viragem e a coloração em soluções ácidas e básicas. o pH de uma determinada solução.8 São substâncias que.2.6 4.0 .2 .4.8 3.4 .4 .8.2 6. Os principais indicadores.10.0 .6. simplesmente.2 .1 .6 4.2 .2. são mostrados abaixo: INDICADOR Azul de timol Metil-orange Azul de bromofenol Vermelho de metila Azul de bromotimol Faixa de pH 1.0 8. são: INDICADOR Azul de timol Metil-orange Azul de bromofenol Vermelho de metila Azul de bromotimol Vermelho de fenol Azul de timol Fenolftaleína Tropeolina Tornassol Faixa de pH 1.0 .4.0 MEIO ÁCIDO Vermelho Vermelho Amarelo Vermelho Amarelo Amarelo Amarelo Incolor Amarelo Vermelho MEIO BÁSICO Amarelo Laranja Azul-violeta Amarelo Azul Vermelho Azul Vermelho Laranja-marrom Azul INDICADORES São substâncias que. pode ser empregada para indicar o ponto de equivalência de uma reação química ou.8 3. pode ser empregada para indicar o ponto de equivalência de uma reação química ou. Os principais indicadores. através da mudança de coloração.1 .2 .6 6.7.6 8.4.13.0 11.4. por suas propriedades químicas. suas faixas de viragem e a coloração em soluções ácidas e básicas.
São Paulo: Saraiva.8. Essas tiras serão. .com.br/blog/tag/medidor-de-ph/ USBERCO. 2002. as tiras de papel são imersas em uma solução contendo uma mistura de indicadores e depois secas. o que é feito comparando-se a cor obtida na tira com a escala que aparece impressa na embalagem do próprio indicador. Na sua produção. introduzidas nas soluções das quais se quer determinar o pH.0 11.0 Amarelo Amarelo Incolor Amarelo Vermelho Vermelho Azul Vermelho Laranja-marrom Azul Existem indicadores que apresentam cores diferentes para cada valor de pH.13. Esses indicadores.htm http://www.splabor. Edgard Salvador.0 . REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS http://www. são obtidos pela mistura adequada de vários outros.9.6 8.equipamentoslaboratorio.4 .blog.br/como-funciona-o-phmetro.10.0 7. 7 ed.0 .0 8.0 . posteriormente. denominadosindicadores universais. Química 2 – Físico-Químca/ João Usberco. Joáo.9 Vermelho de fenol Azul de timol Fenolftaleína Tropeolina Tornassol 6.
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