MEDIÇÃO DO pH DE SOLUÇÕES E VERIFICAÇÃO DO EFEITO TAMPÃO

I. INTRODUÇÃO

A primeira definição de ácidos e bases foi feita na década de 1880 por Svante Arrhenius, porem a definição foi um tanto quanto limitada. Uma definição mais geral foi formulada em 1923 por Johannes Bronsed e Thomas Lowry, mais tarde Gilbert Lewis descreveu uma definição ainda mais geral de ácidos e bases (VOET, 2006). Segundo a teoria de Arrhenius ácido é toda substância que em água produz íons H+ e base é aquela que produz OH- (CHAGAS PEREIRA, 1999). No entanto, em certos casos esta teoria não se aplicava bem onde a solução não era aquosa e ate mesmo nestas condições onde certas substâncias com caráter ácido ou básico não forneciam íons H+ ou OH-, respectivamente. Como por exemplo a amônia(NH3) não contem íons hidroxila, porem em solução aquosa ela pode produzir íons hidroxila reagindo com a água (VOET, 2006). Segundo a teoria de Bronsted-Lowry, ácido é um doador de prótons (seria o mesmo que o íon H+, o núcleo do hidrogênio, porém esta denominação é melhor, pois ajuda distinguir da teoria de Arrhenius) e base um receptor de prótons (CHAGAS PEREIRA, 1999). Lewis considerava que um ácido é toda espécie química capaz de receber um par eletrônico e base, aquela capaz de doar um par eletrônico (ChHAGAS PEREIRA, 1999). De acordo com Lehninger (2002) a escala de pH é um meio conveniente para designar a concentração de H+ (e, portanto, de OH-) em qualquer solução aquosa entre H+ 1,0M e oh- 1,0M. O valor 7 para o pH de uma solução precisamente neutra não é escolhido arbitrariamente; ele deriva do valor absoluto do produto iônico da água a 25oC que, por coincidência conveniente, é um numero inteiro. As soluções que tem pH maior que 7 são alcalinas ou básicas; a concentração de OH- é maior que a de H+. Por outro lado, soluções que tem pH menos que 7 sao ácidas (LEHNINGER, 2002). A medida de pH é um dos procedimentos mais importantes e mais freqüentes em bioquímica. O pH afeta a