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