Universidade Federal Rural de Pernambuco – UFRPECurso de Bacharelado em Engenharia Florestal
SOLUÇÃO TAMPÃO
Recife, 2014
Universidade Federal Rural de Pernambuco – UFRPECurso de Bacharelado em Engenharia Florestal
SOLUÇÃO TAMPÃO
Relatório a ser entregue à ProfessoraFlávia Vasconcelos, referente à disciplina
de Fundamentos da Química Analítica.
Bacharelado em Engenharia Florestal – 1° PeríodoAlunos: Aline Amorim
Aline VelosoEdivania Maria
Gabriela AzevedoJoão FragosoJuliana BarrosLuanna MüllerMayanne Maia
Recife, 2014
OBJETIVO
Utilizar indicadores ácido-base para inferir o pH das soluções; Conceituar efeito do íon comum, efeito tampão e poder tamponante; Preparar soluções tampão.
INTRODUÇÃO
É possível verificar que em inúmeras reações químicas os reagentes
não são convertidos em produtos completamente. Ocorre que estas reações se
processam até atingir um estágio em que a velocidade de conversão entre
reagentes e produtos é igual. Nesta fase as concentrações dos elementos
(espécies) presentes não variam, a esse equilíbrio dinâmico é chamado
equilíbrio químico.
O íon presente neste equilíbrio químico é denominado íon comum, e
sua adição ou retirada provoca mudanças nas concentrações das espécies
presentes em equilíbrio. Este evento é chamado efeito do íon comum e pode
ser usado para deslocar uma reação química no sentido de formar produtos ou
reagentes. Ou seja. “é responsável pela redução da solubilidade de um
precipitado iônico quando um composto solúvel contendo um dos íons do
precipitado é adicionado à solução que está em equilíbrio com o precipitado”
(SKOOG et al., 2012).
Uma solução tampão “é uma mistura de um ácido fraco e sua base
conjugada ou base fraca e seu ácido conjugado, que resiste a variações de pH”
(SKOOG et al., 2012). O cálculo de uma solução contendo um ácido fraco, HÁ,
e sua base conjugada, A-, pode ser ácida, neutra ou básica, dependendo dos
equilíbrios envolvidos:
HA + H2OH3O+ + A- Ka = [H3O+] [A-]
[HA]
Segundo Skoog (2012) se o equilíbrio estiver para a direita que o
segundo, a solução é ácida (Ka). Já se o segundo equilíbrio é mais favorecido,
a solução é alcalina (Kb).
A- + H2O OH- + HA Kb = [OH-] [HA] = Kw
[A-] Ka
Estas fórmulas permitem calcular o pH envolvendo ácido ou base fraca e
seus pares conjugados. O pH de ácidos fortes é representado pela
concentração de H3O+:
pH = - log aH3O+ ou então, pH = - log [H3O+].
De mesmo modo o pOH é definido como:
pOH = - log a OH- ou então, pH = - log [OH-].
pH + pOH = pKw
A escala de pH é usada para indicar a molaridade dos íons H3O+ : pH = -
log [H3O+]. Um pH> 7 indica que a solução é básica, e um pH< 7 indica que ela
é ácida. Uma solução neutra tem pH = 7. (ATKINS, 2012)
MATERIAIS E REAGENTES
Ácido acético 3 mol/L
Acetato de sódio 3 mol/L
Soluções tampão de pH 4, 5, 6, 7, 8, 9 e 10
Indicador Universal para faixa de pH 4 a 10
Ácido clorídrico 0,1 mol/L
Hidróxido de sódio 0,1 mol/L
12 tubos de ensaio
01 estante para tubos de ensaio
01 pipeta graduada de 10mL
Etiquetas adesivas
PROCEDIMENTO
1. Escala de pH
Preparou-se uma escala de pH:
a) Numeraram-se sete tubos de ensaio com número de 4 a
10.
b) Colocou-se em cada tubo 1mL1 de solução tampão com pH
igual a numeração do mesmo.
c) Adicionou-se 2 gotas da solução do indicador universal em
cada tubo e se preencheu a tabela 1.
2. pH das soluções
2.1 Num tubo de ensaio, colocou-se 1mL de água e 2 gotas do indicador
universal, estimou-se o pH e se registrou na tabela 2; adicionou-se 1
gota de ácido clorídrico 0,1mol/L, estimou-se o pH e se registrou o
valor na tabela 2.
1 No tubo de ensaio n° 10 o valor colocado foi de aproximadamente 2 mL.
2.2 Num tubo de ensaio, colocou-se 1mL de água, 2 gotas do indicador
universal e 1 gota de hidróxido de sódio 0,1mol/L. Estimou-se o pH e
se registrou na tabela 2.
3. Deslocamento de equilíbrio
Num tubo de ensaio, preparou-se uma solução tampão misturando 1mL
de ácido acético 3mol/L com 1mL de acetato de sódio 3mol/L e se
adicionou 4 gotas do indicador universal; estimou-se o pH e se fez o
registro na tabela 2. Em seguida, dividiu-se a solução em 2 tubos de
ensaio enumerados “1 e 2”.
3.1 Estudo do efeito da adição de ácido forte no pH do meio tamponado.
À solução do tubo n° 1, adicionou-se 1 gota de ácido clorídrico
0,1mol/L; estimou-se o pH e se registrou o valor na tabela 2.
Posteriormente, continuou-se a adição gota a gota até destruir o
poder tamponante da solução (registrar volume gasto).
3.2 Estudo do efeito da adição de base forte no pH do meio tamponado.
À solução do tubo n° 2, adicionou-se 1 gota de hidróxido de sódio
0,1mol/L; estimou-se o pH e se registrou o valor na tabela 2. Em
seguida, continuou-se a adição gota a gota até destruir totalmente o
poder tamponante da solução (registrar volume gasto).
RESULTADOS E DISCUSSÃO
1. Preparar a escala de pH
Inicialmente, foram colocadas soluções tampão de pH 4, 5, 6, 7, 8, 9 e
10 nos tubos de ensaio de mesma numeração, em cada um foi adicionada 2
gotas do indicador universal para preenchimento da Tabela 1. De imediato,
observou-se a mudança de coloração na adição do solvente (figura 1). A tabela
1 foi utilizada como parâmetro para os outros experimentos
Tabela 1: Escala padrão do pH
pH 4 5 6 7 8 9 102
Cor Laranja Laranja
(escuro)
Amarelo Verde Azul Violeta Violeta
(escuro)
Figura 1 Escala padrão do pH
Fonte: SILVA, 2014
2 Neste tubo volume da solução 2mL.
2. pH das soluções
Em um tubo de ensaio se colocou 1mL de água mais 2 gotas do
indicador universal, registrando o pH na tabela 2. Posteriormente, houve a
adição de 1 gota de ácido clorídrico (HCl) a 0,1mol/L e se realizou a estimativa
de pH. Por ser um ácido forte, observou-se houve um mudança do pH da água,
pois este ácido é completamente desprotonado em água. Em outro tubo de
ensaio contendo água, 2 gotas do indicador universal e hidróxido de sódio
(NaOH) a 0,1 mol/L, realizou-se a estimativa do pH, e se observou a mudança
de valor, isto porque o base se dissocia em água (figura 2).
3. Deslocamento de equilíbrio
Em um tubo de ensaio se preparou uma solução tampão misturando
1mL de ácido acético (HAc) a 3 mol/L e 1 mL de seu par conjugado, acetato de
sódio (NaAc) a 3mol/L. Houve a adição de 4 gotas do indicador universal,
estimou-se o pH, posteriormente, dividiu-se esta solução em dois tubos
enumerados “1 e 2”.
No tubo nº 1 (figura 2) adicionou-se 1 gota de ácido clorídrico a 0,1mol/L,
registrou-se o pH na tabela 2 e foi realizada a adição gota a gota do ácido para
tentar destruir o poder tamponante da solução. Observamos que a solução
variou muito pouco de pH (coloração laranja claro), mesmo depois da adição
de 3mL de ácido clorídrico (60 gotas), isto porque a solução tampão tem como
função manter fixo o pH do meio, pois mantem quase imutável a concentração
de H+ mesmo quando adicionado ou retirado.
No tubo nº 2 (figura 2) adicionou-se 1 gota de hidróxido de sódio a
0,1mol/L, registrou-se o pH na tabela 2 e foi realizada a adição gota a gota do
ácido para tentar destruir o poder tamponante da solução. Como experimento
realizado anteriormente, observamos que a solução variou muito pouco de pH
(coloração laranja claro), neste caso foi adicionado 1mL de hidróxido de sódio
(20 gotas), e o resultado foi o mesmo porque a solução tampão resiste a
variação de pH.
Tabela 2 Soluções
Soluções pH
Água 6
Água + 1 gota HCl 0,1 M 5
Água + 1 gota de NaOh 0,1 M 9
Solução Tampão (HAc/ NaAc 1,5/1,5 M) 5
Solução Tampão + 1 gota HCl 0,1 M 5
Solução Tampão + 1 gota Na OH 0,1 M 5
Figura 2 Soluções
Fonte: SILVA, 2014
Legendas:
Experimento 2 Experimento 3
QUESTÕES
1) Calcular o pH das seguintes soluções:a) HCl 0,1 M pH= - log [H3O+] pH = - log 0,1 pH=1b) NaOH 0,1 M pH= -log [OH-] pH = -log 0,1 pH = 1/
Kw = pH + pOH 14=1 + pOH pOH = 13c) HAc 3M3 Ka = [H3O+] [A-] Ka = x.x/ (3-x) 1,8.10-5 = x2/ 3-x
[HA]
(1,8. 10-5). 3 – 1,8.10-5x = x2 x= 7,3.10-3
pH = - log [7,3.10-3] = pH = 2,13
d) NaAc 3M Kb = [OH-] [HA] Kb = x.x/ (3-x) 5,6.10-10 = x2/ 3-x
[A-]
(5,6.10-10). 3 – 5,6.10-10x = x2 x= 1.68.10-9
pOH = - log [1.68.10-9] = pOH = 2,25
e) HAc/ NaAc 1,5/1,5M[H3O+] = Ka .
cHA = [H3O+] = 1,8.10-5 x 1,5/1,5= 1,8. 10-5mol/L
cNaA
pH = - log [1,8.10-5 ] = pH = 2,55
2) Explicar todos os valores de pH registrados na Tabela 2.Considerando a tabela 1 de pH (parâmetro) fixou na tabela 2 o valor do pH
da água igual a 6, dentro dos limites estabelecidos. Após a adição de 1
gota de HCl observamos uma pequena variação do pH fixado em pH=5. Na
água adicionamos a base forte (NaOH), percebemos a mudança da
coloração para roxo e o pH foi registrado em pH=9, sendo assim houve a
dissociação da base e o meio tornou-se alcalino.
3) O que é solução tampão?
3 Valor do Ka Obtido na tabela Constantes de acidez em 25°C (ATKINS, 2012). O valor de x foi cortado por muito pequeno (10-5)
O conceito original de ação tamponante surgiu de estudos
bioquímicos e da necessidade do controle do pH em diversos aspectos da
pesquisa biológica, como por exemplo em estudos com enzimas que têm
sua atividade catalítica muito sensível a variações de pH. Neste contexto,
em 1900, Fernbach e Hubert, em seus estudos com a enzima amilase,
descobriram que uma solução de ácido fosfórico parcialmente neutralizado
agia como uma “proteção contra mudanças abruptas na acidez e
alcalinidade”. Esta resistência à mudança na concentração hidrogeniônica
livre de uma solução foi então descrita por estes pesquisadores como
“ação tamponante” (do inglês buffering). Seguindo esta constatação, em
1904, Fels mostrou que o uso de misturas de ácidos fracos com seus sais
(ou de bases fracas com seus sais) permitia a obtenção de soluções cuja
acidez (ou basicidade) não era alterada pela presença de traços de
impurezas ácidas ou básicas na água ou nos sais utilizados na sua
preparação, em decorrência de dificuldades experimentais tais como a
ausência de reagentes e de água com elevado grau de pureza.
O conceito de pH foi introduzido por Sørensen em 1909, com o intuito de
quantificar os valores de acidez e basicidade de uma solução. Ainda neste
ano, Henderson apontou o papel fundamental do íon bicarbonato
(monoidrogenocarbonato, segundo a IUPAC) na manutenção da
concentração hidrogeniônica do sangue, a qual podia ser definida pela
equação:[H+] = K [H2CO3]/[HCO3–] (1) onde K é a constante de equilíbrio da
reação da primeira ionização do ácido carbônico (H2CO3).
Esta constante K é a constante de equilíbrio químico a uma dada
temperatura e fornece uma maneira de descrever quantitativamente os
equilíbrios. K representa o quociente dos diferentes valores de
concentração das espécies, o qual tem um valor, constante no equilíbrio,
independente da concentração das espécies, mas dependente da
temperatura. Esta constante para a temperatura corporal (37 °C) é
diferente da padrão, para 25 °C, geralmente tabelada. Segundo estes
estudos, a um acréscimo de ácido carbônico (ou outros ácidos, como o
lático) na circulação, segue-se uma diminuição do pH sanguíneo, a menos
que ocorra uma elevação proporcional de bicarbonato, de modo a manter
constante a razão [H2CO3]/[HCO3–].Em 1916, Hasselbach colocou em forma
logarítmica a equação de Henderson, simplificando a sua aplicabilidade na
área clínica:pH = pK + log ([HCO3–]/[H2CO3]) (2)
4) Indicar substâncias químicas adequadas para se preparar soluções tampão de pH “5, 7 e 9”.
pH = 5 - Ácido acético e acetato de sódio
CH3COOH (aq) + H2O(l) H3O +(aq) + CH3COO-
(aq)
pH = 7 – Ácido carbônico e bicarbonato
H2CO3 (aq) + H2O (l) H3O+(aq) + HCO3
-(aq)
pH = 9 - Amônia e cloreto de amônio
NH3 (aq) + H2O(l) NH4+
(aq) + OH- (aq)
CONCLUSÃO
Foi possível observar as soluções tampão e o poder tamponate, já que
estas soluções são resistentes a variação de pH, ou seja, mantém constante o
pH do meio. Além disso, foi possível calcular as constantes de acidez
(ionização) e constante de basicidade (dissociação), percebendo
comportamento diferente entre ácidos e bases fortes e ácidos e bases fracas,
isto porque os primeiros se desprotonizam completamente em meio aquoso.
REFERÊNCIAS
ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Trad. Alencastro R. Porto Alegre: Bookman, 2012.
FELTRE, R. Química Geral. 6ª edição. São Paulo: Moderna, 2004.
NASCIMENTO, V. Química Geral Experimental. 2. Ed. rev– Recife: EDUUFRPE, 2008 75p.
SKOOG, D. A. [et al]. Fundamentos da Química Analítica. Tradução: Marco
Grassi.São Paulo: Cengage Learning, 2012