ESTUDO DE SOLUÇÕES TAMPÃO

ESTUDO DE SOLUÇÕES TAMPÃO

Felipe Leon Nascimento de Sousa

Biomoléculas (tarde), Departamento de Química, Universidade Federal Rural de Pernambuco

Data de execução: 11/04/2014 Data de entrega: 16/05/2014

Resumo

O trabalho objetiva a compreensão teórica dos equilíbrios químicos que governam as soluções tampão, investigar o efeito da diluição nos equilíbrios da solução tampão e a capacidade tamponante de sistemas tampão e da água.

Palavras-Chave: solução tampão, capacidade tamponante, efeito de diluição, pH

1. INTRODUÇÃO

Soluções tampão são por definição um sistema que não sofre consideráveis variações de pH «em determinados limites de concentração» decorrentes de diluições ou adição de ácidos ou bases. O tampão é resultado da mistura de um ácido ou base fraca com sua base ou ácido forte conjugado.

O ponto chave para compreensão da ação das soluções tampão está no mecanismo de autorregulação do pH. [1] Considerando um tampão ácido fraco e sua base conjugada têm-se que o pH da mistura será baseado no valor do pKa, que corresponde a parcela do ácido dissociado. Dessa forma de forma progressiva até o ponto de equivalência a equação de Henderson-Hasselbalch (Eq. A) será válida:

K_a=([H^(1+) ][A^(1-)])/([HA]), aplicando a função –log:

-log⁡[H^(1+) ]=-log⁡〖K_a 〗+log ([A^(1-)])/([HA]),

pH=pK_a+log ([NaAc])/([HA]), Eq. A

O pH de uma solução tampão não tem grandes variações em função de diluições. Entretanto a diluição afetará o pH do sistema quando a concentração em equilíbrio dos constituintes do tampão for menor que o contributo da auto ionização da água.

A tomar o conceito de capacidade tamponante como a habilidade de um tampão de prevenir uma variação significativa do pH, define-se capacidade tamponante como o número de mol de um ácido ou base forte que varia em uma unidade, o pH de um 1 L da solução tampão.

β=(dc_a)/dpH=-(dc_b)/dpH

A importância dos tampões tange as mais diversas áreas da ciência. São exemplos de tampões em meios biológicos a -Alanina, aminoácido que juntamente com a Histidina é responsável pela síntese de Carnosina, um importante tamponante para a fadiga localizada comum nos exercícios físicos de alta intensidade inibindo a formação de ácido lático. [2]

2. Parte Experimental

2.1 Materiais e Reagentes

pHmêtro, pipetas graduadas (2, 10) mL, 3 balões volumétricos (100, 200) mL, 4 béqueres de 250 mL, bastão de vidro. Soda cáustica, solução de ácido acético (HAc) 1 molL-1, HCl 0.1 molL-1, e água destilada.

2.2 Procedimento

1) Preparação da solução de HAc 0,67 molL-1: Coletou-se uma alíquota de 134 mL da solução 1 molL-1 HAc e volume acertado com água destilada, para 200 mL em balão volumétrico.

2) Preparo das soluções tampão: Foram coletados 2,7159 g de soda caustica e adicionados à solução 0,67 molL-1 preparada.

3) Diluições do tampão: A partir da solução tampão preparada executou-se duas diluições: 10x e 100x.

(Realizou-se a medição do pH da solução tampão original).

2) Verificação da capacidade tamponante:

Para cada uma das soluções numeradas foram adicionadas variados volumes da solução de HCl suficientes para alterar o pH das soluções até níveis idênticos.

(Os dados foram dispostos em gráfico Volume de HCl (mL) x pH da solução).

3. Resultados e Discussão

Para a preparação da solução de ácido acético 0,67 molL-1 foram coletados 134 mL do HAc original. (Ka=1,75.10-5).

Como não utilizou-se hidróxido de sódio puro para a preparação da solução tampão, esperava-se um desvio negativo para o pH das soluções preparadas.

A solução tampão preparada pela adição de 2,7159 g de Soda cáustica em 0,2 L de 0,67 molL-1 HAc tem pH de 3,99.

A título de cálculo considerou-se que 100 % da massa de soda cáustica utilizada era composta por NaOH e num segundo experimento será feita a comparação entre os dados teóricos e dados experimentais, em função de pH.

Cálculo do pH da solução tampão preparada:

Como primeiro passo faz-se a estimativa do número de mol de ácido em solução e do número de mol da base conjugada:

[HAc]≈c_HAc=(0.134 mol)/(0.2 L)=0.67 M

[NaAc]≈c_NaAc=((2.7159 g)/(40 gmol^(-1) )).(1/(0.2 L))=0.34 M

Utilizando a Equação A, calcula-se o pH da solução tampão:

pH=pK_a+log ([NaAc])/([HA]),

pH=-log⁡(〖1,75.10〗^(-5) )+log (0.34 M)/(0.67 M)=4,75-0,29=4.46

Percebe-se que existe a diferença de 0.47 graus de pH entre o pH calculado e o pH experimental, reflexo da impureza da soda cáustica.

A diluição em 0.1 tem os seguintes efeitos:

[HAc]=0.067 M e [NaAc]= 0.034 M

[HAc] =6,7.10-2 M » [H+água] =10-7

Como o valor de concentração do ácido ainda é muito maior que a concentração dos íons H+ provenientes da auto ionização da água, diferença de cinco ordens de grandeza, o efeito da diluição pode ser desconsiderado e calcula-se o pH de acordo com a equação A:

pH=-log⁡(〖1,75.10〗^(-5) )+log (0.034 M)/(0.067 M)=4,75-0,29=4.46

A diluição em 0.01 tem os seguintes efeitos:

[HAc] = 0.0067 M e [NaAc] = 0.0034 M.

A concentração do ácido acético