O PH

Ácidos e bases estão entre as classes de compostos químicos mais importantes, estando presentes em diversas reações e processos analíticos de laboratórios e indústrias. Além disso, estes compostos não estão presentes apenas em ambientes industriais ou científicos, mas podem ser encontrados com facilidade em ambientes domésticos, sendo o bicarbonato de sódio, o vinagre e a água sanitária exemplos claros destes ácidos e bases que fazem parte do cotidiano da sociedade.

            Para conceituar os ácidos e as bases existem várias teses e colocações distintas, mas as principais foram descritas e definidas por Svante Arrhenius, Gilbert Newton Lewis, Johannes Bronsted e Thomas Lowry.

Arrhenius, químico sueco, definiu uma substância ácida como sendo um composto que contém hidrogênio e, em solução aquosa, libera íons hidrogênio (H+). Já uma substância básica, segundo Arrhenius, contém oxigênio e hidrogênio e na presença da água, reage formando hidroxilas (OH-). Bronsted, físico-químico dinamarquês, e Lowry, físico-químico britânico, entretanto, propuseram que substâncias ácidas se definem por doarem prótons, e substâncias básicas por receberem prótons. Por último, Gilbert Lewis, físico-químico americano, determinou que ácidos são substâncias que aceitam, recebem, pares de elétrons, e bases são substâncias que doam, cedem, pares de elétrons.

A partir dessas definições a respeito dos ácidos e das bases e através do cálculo do pH (potencial hidrogeniônico que expressa a quantidade de íons hidrogênio em uma solução aquosa) e do pOH (potencial hidroxiliônico que expressa a quantidade de íons hidroxila em uma solução aquosa) destas, faz-se possível esclarecer a natureza, seja ela ácida, neutra ou básica, de uma substância

O pH e o pOH constituem um conceito criado pelo químico dinamarquês Peter Lauritz Sörensen, com o objetivo de calcular mais facilmente a acidez ou basicidade de soluções. O pH e pOH variam entre os valores zero e quatorze, sendo que pH < 7 determina a substância como ácida, pH = 7 determina que a substância é neutra e pH > 7 determina a substancia como básica, o que pode ser demonstrado na Figura 1.

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    Figura 1: escala numérica e cromática de pH e pOH.

Existem diversas artifícios utilizados para de determinar o pH e o pOH de um composto, e uma delas é realizar os cálculos por meio da Equação 1 para encontrar o pH, bem como para encontrar o pOH através da Equação 2.

Equação 1: pH= -log[H+] onde, o pH= potencial hidrogeniônico; -log[H+]= menos logaritmo da concentração de íon hidrogênio.

Equação 2: pKw= pH + pOH onde, pKw= logaritmo da constante de equilíbrio; pH= potencial hidrogeniônico; pOH=potencial hidroxiliônico.

Outro exemplo de método empregado na determinação do pH de substâncias e o uso dos indicadores naturais ou sintéticos, procedimento experimental que determina o pH por meio de variações cromáticas. Além disso, o pH pode ser deliberado por meio da utilização do pHmetro, aparelho eletrônico constituído por um eletrodo e um circuito potenciômetro, cuja leitura é feita em função da tensão que o eletrodo gera quando submerso na amostra. A intensidade da tensão medida é, então, convertida pelo aparelho para uma escala de pH.

Com o propósito de verificar os valores de pH de diversas substâncias e compostos através do uso de diferentes indicadores e um pHmetro, foi realizado o experimento 7, cuja sequência metódica de consumação se deu em cinco etapas distintas.

Para a primeira etapa do experimento, fez-se necessário enumerar 9 tubos de ensaio do número 3 ao número 11, e em cada tubo foi adicionado aproximadamente 5ml da solução tampão (ácido cítrico, fosfato de potássio monobásico, tetraborato de sódio, tris hidroxiaminometano e cloreto de potássio à concentração de 0,1 mol/L) preparada adequadamente pelo técnico do laboratório, através da correção dessa solução, com ácido clorídrico ou com hidróxido de sódio, a fim de obter o pH desejado.  

Em seguida, foram adicionadas 5 gotas do indicador misto de Yamada (azul de timol, vermelho de metila, azul de bromotimol, fenolftaleína, etanol, água destilada e hidróxido de sódio 0,1 mol/L), o qual provocou uma mudança na coloração das soluções de cada tubo de ensaio. Essa mudança permite construir uma escala cromática que foi reservada para auxiliar na identificação do pH das etapas seguintes do experimento.

Para a segunda etapa, foram enumerados 4 tubos de ensaio do número 1 ao número 4, e em cada recipiente foram adicionados 5 ml das soluções-teste, ácido acético, cloreto de amônio, bicarbonato de sódio e carbonato de sódio, de modo que cada tubo contivesse uma amostra de cada solução. Na sequência, 5 gotas do indicador misto Yamada foram acrescentadas em cada tubo, cujos conteúdos tiveram colorações alteradas.

Comparando a cor obtida no conteúdo de cada recipiente com a escala cromática anteriormente reservada, produzida na primeira etapa, foi possível especificar o pH de cada amostra colhida como exemplo das soluções-teste. Os resultados observados, bem como a variação de cor e o pH estimado anteriormente para cada composto, foram registrados na Tabela 1.

Tabela 1 – Resultados dos valores de pH das soluções com indicador misto Yamada
Soluções a 0,1 mol/L	Faixa de pH
Valor estimado	Indicador misto de Yamada
H3CCOOH	3	3-4 (vermelho)
NH4Cl	7	7-8 (verde)
NaHCO3	8	8-9 (verde)
Na2CO3	11	8-9 (verde escurdo)

Para realizar a terceira etapa do experimento 7, o processo de enumeração e adição de soluções-teste, realizado na segunda etapa, foi inalteradamente repetido em quatro tubos de ensaio. Em seguida, por ter sido acrescida do indicador fenolftaleína, a solução, anteriormente incolor, ganhou uma nova coloração. Exatamente o mesmo procedimento foi realizado utilizando o indicador vermelho de metila e o indicador azul de bromotimol, de maneira imediata e em sequência.