Solução Tampão

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE

CENTRO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE

DEPARTAMENTO DE FISIOLOGIA

LABORATÓRIO DE BIOQUÍMICA

RELATÓRIO

SOLUÇÃO TAMPÃO DE ACETATO DE SÓDIO E ÁCIDO ACÉTICO E RESISTÊNCIA TAMPONANTE

Alunos: Filipe Evangelista e Saulo Santos Curso:Farmácia

Turma:03B

Professor: Dr. Humberto Reis Matos

Data do experimento: 07/11/2014

SUMÁRIO

1.Introdução 2 .Objetivos 3 .Metodologia. 4 .Resultados e discussões. 5 .Conclusão 6.Referências Bibliográficas

INTRODUÇÃO:

O CONCEITO PROTÔNICO DE BRONSTED-LOWRY:

Em 1923, Bronsted e Lowry propuseram, independentemente, um conceito ácido-base que se baseava numa transferência de prótons. Por esse motivo tal teoria foi denominada CONCEITO PROTÔNICO.

Eles propuseram que as reações ácido-base poderiam ser explicadas em termos de perda e ganho de prótons. De acordo com o raciocínio desses químicos, a espécie que fornecesse prótons seria o ácido, enquanto a base seria a receptora dessas partículas.

Um modelo simples para explicar esse fornecimento e consequente ionização, seria a transferência de um íon H⁺ da molécula HCl para molécula H₂O:

Como HCl cede um íon H⁺, ou seja, um próton, podemos por simplificação, chamá-lo de ácido de Bronsted.

A molécula H₂O recebe um próton (H⁺); Logo, a substância H₂O será uma base de Bronsted.

Agora observe, por exemplo, o que ocorre no processo:

HCl + H₂O H₃O⁺ + Cl⁻

A FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASES:

Em presença de água, nem todos os ácidos se ionizam com a mesma intensidade.

Assim a força de um ácido é medida pelo seu grau de ionização (α):

O grau de ionização indica a porcentagem de moléculas que ionizam. Assim, quanto maior o grau de ionização, maior % de moléculas ionizadas, mais forte é o ácido.

Quanto à base, sua força é medida pelo seu grão de dissociação, ou seja, pela quantidade de partículas (íons) que se separam em meio aquoso. Assim, quanto maior o grau de dissociação, mais forte é a base.

A AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA:

De modo geral, a água é representada por uma molécula com três átomos ligados, H₂O. Porém, uma certa quantidade de água pura não contém somente moléculas de H₂O. Sabe-se que uma pequena porcentagem de moléculas ionizam e produzem cátions hidroxônio (H₃O⁺) e ânions hidróxido (HO⁻), havendo um equilíbrio entre essas espécies.

H₂O + H₂O H₃O⁺ + HO⁻

Chamado de equilíbrio iônico da água ou auto-ionização da água, esse processo pode ainda ser representado de forma simplificada:

H₂O(l) H+(aq) + HO⁻(aq)

O grau de ionização da água em equilíbrio é pequeno, a 25° C apenas duas de cada 109 moléculas de água pura são ionizadas em qualquer instante, assim sua concentração 55,5M(55,5 mol de moléculas de H₂O em 1 L) é essencialmente constante em relação as concentrações muito baixas de H+e HO⁻, ou seja 10-7 M(10-7 mol de H+ ou HO⁻ em 1 L).

Dessa forma pode-se substituir 55,5 M na expressão da constante de equilíbrio produzindo:

Keq = [H+] . [HO⁻] / [H₂O] = [H+] . [HO⁻] / [55,5] (55,5 M) . (Keq) = [H+] . [HO⁻] = Kw

Onde Kw significa o produto (55,5 M) . (Keq), conhecida como constante do produto iônico da água. Assim, temos:

Kw = [H₃O⁺] . [HO⁻] = [H+] . [HO⁻] = 1,0 . 10-14 M2 (a 25° C)

A ESCALA DE pH:

O produto iônico da água, Kw, é a base para a escala de pH. A escala é uma maneira conveniente para designar a concentração do H+(e, portanto do HO⁻) por meio de uma função logarítimica.

O pH é o símbolo para a grandeza físico-química potencial hidrogeniônico.

O termo foi introduzido em 1909 pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorenses, onde:

pH = log 1 / [H+] ou pH = - log [H+]

Da mesma maneira, a concentração de íons HO⁻ pode ser expressa pelo pOH.

pOH = - log [HO⁻]

Ao se aplicar a notação logarítimica à expressão do produto iônico da água teremos:

[H+] . [HO⁻] = Kw log [H+] . log[HO⁻] = log Kw

Como Kw = 1,0 . 10-14, logo:

log[H+] + log [HO⁻]= log 1,0 . 10-14 = -14

multiplicando-se por (-1), temos:

- log [H+] - log [HO⁻] = 14

ou:

pH + pOH = 14

• O pH de soluções neutras:

Uma solução neutra apresentará concentrações iguais de H+ e HO⁻:

[H+] = [HO⁻] = 10-7 mol / L

logo:

pH = 7 (solução neutra)

• O pH de soluções ácidas:

Uma solução ácida , entretanto, apresentará:

[H+]>10-7 mol / L

logo:

pH< 7 (solução ácida)

• O pH de soluções básicas:

[H+]<10-7 mol / L

logo: pH> 7 (solução básica)

Escala de pH e pOH:

O pHMETRO:

O pHmetro ou medidor eletrônico de pH é um aparelho usado para medição de pH. Constituído basicamente por um eletrodo e um circuito potenciômetro. O aparelho é calibrado (ajustado) de acordo com os valores referenciados em cada solução de calibração. Para que se conclua, o ajuste é calibrado em dois ou mais pontos. Normalmente utiliza-se tampões de ph 7,000 e 4,005. Uma vez calibrado estará pronto para o uso. A leitura do aparelho é feita das leituras de milivolts que o eletrodo gera quando submerso na amostra. Esses milivolts são convertidos para uma escala de pH. O aparelho faz essa conversão tendo uma escala usual de pH de 0 a 14.

SOLUÇÃO TAMPÃO:

São considerados tampões, as soluções que contêm um par de ácido base conjugado fraco, que podem resistir drasticamente às variações de pH com a adição de pequenas quantidades de ácido (H+) ou base (HO⁻) fortes.

Um tampão resiste às variações de pH porque ele contem tanto espécies ácidas para neutralizar os íons (HO⁻) quanto espécies básicas para neutralizar os íon (H+). Entretanto, as espécies ácidas e básicas que constituem o tampão não devem consumir umas às outras pela reação de neutralização. Essas exigências são preenchidas por ácido-base conjugada, como C2H4O2/ C2H3NaO2 (ácido acético/ acetato de sódio).

Assim, o tamponamento resulta no equilíbrio de duas reações reversíveis que ocorrem em uma solução próxima às concentrações iguais de um doador de prótons e seu receptor de prótons conjugado. O decréscimo na concentração de um composto do sistema é balanceado pelo aumento do outro.

CAPACIDADE DE TAMPÃO E pH:

Duas importantes características de um tampão são capacidade e pH. A capacidade de tampão é a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar significativamente.

A capacidade de tampão depende da quantidade de ácido e base do qual o tampão é feito. O pH do tampão depende:

• do Ka que é uma constante de equilíbrio para a ionização de um ácido, logo Ka é chamada de constante de dissociação ácida;

HA (aq) H+(aq) + A-(aq)

Ka = [H+] . [A-] / [HÁ]

• e depende também das respectivas concentrações relativas de ácido e base que o tampão contém.

ZONA DE TAMPÃO EFETIVO:

Cada par conjugado ácido-base possui uma zona de pH característica onde ela é um tampão efetivo. Isso se dá em torno do pKa, onde:

pKa = - log Ka

A zona de tampão efetivo, varia uma unidade acima e uma unidade abaixo do valor de pKa. Nessa zona teremos ação tamponante, e no valor de pKa, teremos a máxima ação do tampão, onde encontra-se iguais concentrações de ácido e base conjugada.

A EQUAÇÃO DE HENDERSON-HASSELBALCH:

Essa equação é simplesmente uma maneira útil de se reafirmar a expressão para a constante de dissociação de um ácido. Para a dissociação de um ácido fraco HA em H+ e A-, a equação de Henderson-Hasselbalch pode ser derivada como se segue:

Ka = [H+] . [A-] / [HÁ].[H+] = Ka . [HÁ] / [A-]

multiplicando-se pelo logarítimo negativo em ambos os lados:

- log [H+] = - log Ka - log [HÁ] / [A-]

onde:

pH = pKa - log [HÁ] / [A-]

e invertendo-se – log [HA] / [A-], o que envolve trocar de sinal, obtêm-se a equação de Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa + log [B] / [A]

onde, [B] é a concentração da base e [A] é a concentração do ácido.

TAMPÕES BIOLÓGICOS (OU FISIOLÓGICOS):

Os tampões biológicos são aqueles encontrados nos seres vivos em geral. Muitas das reações que ocorrem nos seres vivos são extremante sensíveis ao pH. Muitas das enzimas que catalisam reações bioquímicas importantes, por exemplo, são eficientes apenas dentro de uma faixa estreita de pH. Por essa razão o corpo humano por exemplo, mantém um notável e complexo sistema de tampão, os principais são o fosfato e o bicarbonato.

O fosfato atua no citoplasma de todas as células, consiste de H2PO4- como doador de prótons e HPO4-2 como receptor.

Já o bicarbonato atua no sangue, fluido que transporta oxigênio por todas as partes do corpo, é um dos exemplos mais notáveis da importância dos tampões nos seres vivos; qualquer desvio dentro da faixa normal pode ter efeitos que rompem significativamente a estabilidade das membranas das células, estruturas das proteínas e das atividades das enzimas.

O tampão Ácido carbônico- bicarbonato, é o principal tampão que controla o pH no sangue. O Ácido carbônico (H2CO3) e o íon (HCO3-) são um par ácido-base conjugado. Além disso, o Ácido carbônico pode-se decompor em gás dióxido de carbono (CO2) e água (H2O). Os equilíbrios importantes nesse sistema são:

H+(aq)+ HCO3- (aq) H2CO3 (aq) H2O(l) + CO2(g)

Desse modo, a regulação do pH do plasma está relacionada a um reflexo disparado por receptores cerebrais, sensíveis às concentrações de H+ e CO2 nos fluídos corpóreos, e cuja regulagem relaciona-se com o mecanismo respiratório e a ação de alguns órgãos como pulmões e rins.

OBJETIVOS:

- Verificar o efeito tamponante da solução de ácido acético e acetato de sódio, evidenciado pela pequena variação de pH com à adição do ácido HCl.

- Discutir a ineficiência tamponante da água com a adição do ácido HCl.

- Fazer uso de um pHmetro para obter os valores de pH a cada adição respectivamente de 0,5 mL, 1 mL e 2 mL de ácido clorídrico, à água e à solução de ácido acético e acetato de sódio.

- Discutir a não correlação que se pode ter nos valores de pH obtidos através do pHmetro da equação de Henderson-Hasselbalch.

- Ilustrar graficamente a pequena variação de pH no efeito tamponante.

METODOLOGIA:

MATERIAIS:

• 2 Becker de 50 mL;

• 1 pipeta Pasteur

• 1 Pipeta graduada de 2 mL;

• 1 Pêra ;

• 1 Proveta de 50 mL

• 30 mL de água destilada (H2O)

• 25 mL de Ácido Acético (C2H4O2) 0,1 M;

• 25 mL de Acetato de Sódio (C2H3NaO2) 0,1 M;

MÉTODOS:

• Foi depositado 30 mL de água destilada em um Becker de 50 mL e através do pHmetro foi medido o pH 6,6;

• Após foi preparada uma solução de tampão depositando em uma proveta de 50 mL, 25 mL de ácido acético e logo em seguida foi adicionado 25 mL de acetato de sódio;

• Próximo ao ponto de aferição, foi usada uma pipeta Pasteur, para uma maior precisão

• Em seguida, obteve-se o pH da solução tampão (ácido acético/ acetato de sódio) , com a ajuda do pHmetro;

• Na sequencia, foi adicionado separadamente os volumes de 0,5 mL; 1 mL; 2 mL; de HCl 0,1M, com o auxílio de uma pipeta de 2 mL e bomba de sucção (pêra), mediu-se o pH a cada adição de volume, com a ajuda do pHmetro

RESULTADOS E DISCUSSÔES:

QUADRO 1: VARIAÇÃO DO pH DA ÁGUA COM ADIÇÃO DE ÁCIDO E BASE:

VOLUME *pH DA ÁGUA

ÁGUA DESTILADA 30 mL 6,6

ADIÇAÕ DE HCl A 0,1 M 0,5 mL 5,2

*O pH DA ÁGUA FOI OBTIDO ATRAVÉS DE UM pHMETRO;

Na adição do ácido (HCl) à água destilada, verificou-se a ineficiência tamponante da água, visto que há uma grande variação de pH (QUADRO 1). A água não constitui um sistema tampão fruto de sua grande concentração molar 55,5 M (55,5 mol em 1 L).

QUADRO 2: VARIAÇÃO DO pH DA SOLUÇÃO TAMPÃO ácido acético/ acetato de sódio

VOLUME ADICIONADO DE HCl A 0,1 M *pH DA SOLUÇÃO TAMPÃO (C2H4O2/ C2H3NaO2)

------- 5,3

0,5 mL 5,32

1 mL 5,39

2 mL 5,36

*O pH FOI OBTIDO DA SOLUÇAO TAMPÃO(C2H4O2/ C2H3NaO2) ATRAVÉS DE UM pHmetro

No sistema tampão (ácido acético/ acetato de sódio) foi verificado uma pequena variação de pH, na adição do ácido, (chegando – se a desconsiderar pelo fato da alteração ser na terceira casa decimal conhecida como a casa duvidosa), evidenciando que o sistema contém um Tampão Ideal.(QUADRO 2 ).

A ação tamponante está relacionada À capacidade do sistema em absorver tanto H+ do ácido, quanto HO⁻ da base, através da reversibilidade da dissociação do ácido acético. O doador de prótons, Ácido acético (C2H4O2), contém uma reserva de H+ ligada, que pode ser liberada para neutralizar uma adição de HO⁻ ao sistema, formando H2O (EQUAÇÃO 1).

EQUAÇÃO 1: NEUTRALIZAÇÃO DA ADIÇÃO DE HO⁻ AO SISTEMA:

C2H4O2 + HO⁻ C2H3O2- + H2O

Isso acontece porque o produto [H+] . [HO⁻] transitoriamente excede Kw (1,0 . 10-14). O equilíbrio rapidamente se ajusta de forma que este produto iguala-se a 1,0 . 10-14 M2 (a 25° C), reduzindo transitoriamente a concentração do H+. Porém nesse momento o quociente [H+] .[ C2H3O2-] é menor que Ka, de forma que o Ácido acético (C2H4O2) se dissocia para restaurar o equilíbrio.

Semelhante mente, a base conjugada acetato (C2H3O2-) pode reagir com os íon H+ adicionados ao sistema (EQUAÇÃO 2).

EQUAÇÃO 2: NEUTRALIZAÇÃO DA ADIÇÃO DE H+ AO SISTEMA:

C2H3O2- + H+ C2H4O2

Assim, ambas as reações de ionização simultaneamente chegam ao equilíbrio. Dessa forma, um par de conjugado ácido-base como o Ácido acético e sua base conjugada o acetato, tendem a resistir à alteração de pH quando pequenas quantidades de ácido ou base são adicionadas.

A ação tamponante é simplesmente a conseqüência de duas reações que se realizam simultaneamente e alcançam seus pontos de equilíbrio: Kw e Ka.

CÁLCULOS:

Considerando a solução tampão ácido acético-acetato 0,1 M (0,1 mol em 1 L de solução), com pKa = 5,3, obtêm-se os seguintes cálculos.

0,1 M -------- 1000 mL

X------- 25 mL

X = 2,5 . 10-3 M (CONCENTRAÇÃO DO ÁCIDO E DA BASE CONJUGADA)

pH = pKa + log [B] / [A]

pH = pKa + log [( 2,5 . 10-3) / ( 2,5 . 10-3)]

pH = 5,3 + 0

pH = 5,3 (pH INICIAL DA SOLUÇÃO TAMPÃO)

*observa-se aqui o ponto de máxima eficiência tamponante.

*observa-se também que o pH=pKa, ou seja, o Tampão é Ideal.

ADIÇÃO DE ÁCIDO (HCl):

• ADIÇÃO DE 0,5 mL DE HCl 0,1 M:

0,1 M -------- 1L

X -------0,0005L

X = 5,0 . 10-5M

pH = 5,3 + log [2,5 . 10-3 – 5,0 . 10-5] / [2,5 . 10-3 + 5,0 . 10-5]

pH= 5,3 + log [2,45 . 10-3] / [2,55 . 10-3]

pH = 5,3 – 0,01

pH = 5,29

• ADIÇÃO DE 1 mL DE HCl 0,1 M:

0,1 M -------- 1 L

X ------- 0,001 L

X = 1. 10-4 M

pH = 5,3 + log [ 2,5 . 10-3– 1 .10-4] / [ 2,5. 10-3+ 1 .10-4]

pH= 5,3 + log [2,4 . 10-3]/[2,6 . 10-3]

pH = 5,3 – 0,03

pH = 5,27

• ADIÇÃO DE 2 mL DE HCl 0,1 M:

0,1 M -------- 1L

X -------0,002L

X = 2,0 . 10-4 M

pH = 5,3 + log [2,5. 10-3– 2,0 . 10-4] / [2,5 . 10-3 + 2,0 . 10-4]

pH = 5,3 + log [2,3 . 10-3] / [2,7 . 10-3]

pH = 5,3 – 0,07

pH = 5,23

Na prática, quando uma solução é preparada cuidadosamente e seu pH medido com exatidão, através de um pHmetro, observa-se que o pH medido e os cálculos muitas vezes não se correlacionam (como foi o caso). O erro pode ter sido no preparo da solução tampão pelo fato de ser uma das primeiras soluções preparada pelos alunos.Outra razão é uma margem de incerteza, mesmo que pequena, pode estar presente quando se calibra o pHmetro, ou quando não lava com frequência a água onde se encontrava o eletrodo mergulhado.

CONCLUSÃO:

Um sistema tampão resiste a variação de pH quando lhe for adicionado H+ ou HO-. Com esse conceito teórico foi percebido na prática que a solução tampão Ácido acético-acetato resiste a variação de pH. Portanto foi possível compreender as propriedades desta solução e através de cálculos concluir que no pH inicial de 5,3 existe a maior eficiência tamponante, já que as concentrações de ácido e base conjugada são iguais. Evidenciou-se também que a água não possui propriedades tamponantes por possuir uma grande concentração molar.

Enfim, através da prática foi concluído que soluções tampão podem ser preparadas pela mistura de ácido ou bases conjugadas fracas e um de seus sais e que estas tem a capacidade de absorver pequenas quantidades de um ácido ou de uma base sem grandes alterações de pH.

BIBLIOGRAFIA:

• LEHNINGER, Albert L. Lehninger princípios de bioquímica. 4ª Ed. - São Paulo – SAVIER, 2006;

• http://pt.wikipedia.org/wiki/PHmetro

• MARZZOCO, Anita e TORRES , B. Baptista; Bioquímica básica, 2ª Ed.; Editora Guanabara Koogan – Rio de Janeiro, 1999;

• CONN, E. Edward e STUMPF, P. Karl; Introdução à bioquímica, 4ª Ed.; Editora Edgard Blucher – Califórnia, 1980