DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS BÁSICAS DA SAÚDE

CURSO DE BIOMEDICINA

DISCIPLINA DE QUÍMICA GERAL E FÍSICO-QUÍMICA

FICHA DE AULA PRÁTICA

Nome: Luciane Kern e Everton Rafael Campos

Data: 17/10/2014

Prática: pH e tampões

Objetivos:

Estes experimentos têm como objetivo avaliar o funcionamento de tampões, testar a capacidade

de tamponamento da saliva, avaliar a capacidade tamponante com proporções sal/ácido constantes

e variáveis.

Resultados:

Experimento 1 - Funcionamento de tampões fosfato:

Tubos:

Reagentes:

1 2 3 4

Água destilada 2,0 ml - 2,0 ml -

Solução tampão - 2,0 ml - 2,0 ml

Indicador universal 3 gotas 3 gotas 3 gotas 3 gotas

pH 6,0 8,0 6,0 8,0

Solução ácida (HCl) - - 3 gotas 3 gotas

Solução básica

(NaOH) 3 gotas 3 gotas - -

pH 10,0 8,0 5,0 8,0

Neste experimento é possível observar que o pH se manteve constante apenas nas soluções que

continham tampão, soluções 2 e 4. Nas demais, houve mudança no valor de pH. Sabe-se portanto,

que solução tampão é uma solução que resiste a mudanças de pH quando pequenas quantidades de

ácidos ou bases são adicionadas ou quando ocorrer diluição.

Experimento 2 – Capacidade de tamponamento da saliva:

pH inicial da saliva: 6,5

pH após ingerir suco de limão: 3,5

pH após 20 min da ingestão de suco de limão: 7,0

A capacidade tampão da saliva é a propriedade que ela possui para manter seu pH constante

entre 6,9-7,0, graças aos seus tampões, mucinato/mucina, HCO3/H2CO3 e HPO4/H2PO4, que

bloqueiam a absorção de excesso de ácidos e bases. Nota-se que após a ingestão do suco de limão o

pH da saliva tornou-se ácido. Porém, passados 20 minutos este retornou ao seu pH padrão, devido a

capacidade tamponante da saliva.

Experimento 3 – Forças iônicas dos tampões:

Tubos:

Reagentes:

1 2

Solução tampão fosfato 10,0mL 2,5mL

Água destilada - 7,5mL

Indicador universal 7 gotas 7 gotas

pH 8,0 8,0

O experimento demonstra que mesmo a solução tampão estando diluída ela permanece com a

sua propriedade tamponante.

Experimento 4 – Capacidade tamponante com proporções sal/ácido constantes:

Tubos:

Reagentes:

1 2

Solução de H2SO4 1,0mL 1,0mL

pH 7,0 6,0

Solução de H2SO4 1,0mL 1,0mL

pH 7,0 5,0

Solução de H2SO4 1,0mL 1,0mL

pH 6,0 4,0

Adicionando-se a solução de H2SO4 aos tubos do experimento anterior, verifica-se que o tampão

resiste com a adição de 2mL da ácido apenas na solução concentrada. Entretanto, na solução diluída,

ele não resiste perdendo sua capacidade tamponante tornando-se muito ácido.

Experimento 5 – Capacidade tamponante com proporções sal/ácido variáveis:

Tabela 1: Os reagentes foram adicionados a 4 tubos, seguindo os valores expressos na tabela abaixo. Em seguida o pH foi

medido:

Tubos:

Reagentes:

1 2 3 4

CH3COONa

0,1mol/L 3,5mL 5,0mL 6,0mL 6,5mL

CH3COOH

0,1mol/L 3,5mL 2,0mL 1,0mL 0,5mL

pH 4,30 4,80 5,30 5,69

Tabela 2: O conteúdo dos 4 tubos foi repartido igualmente. Logo, foi adicionado base e ácido nas quantidades expressas na

tabela:

Tubos:

Reagentes:

1A 1B 2A 2B 3A 3B 4A 4B

CH3COONa 1,0mL - 1,0mL - 1,0mL - 1,0mL -

CH3COOH - 1,0mL - 1,0mL - 1,0mL - 1,0mL

pH obtido 4,55 4,11 4,92 4,47 5,36 4,71 5,83 4,91

Cálculo do pH teórico pela equação de Henderson-Hasselbalch:

pKa = - log Ka

pKa = - log (1,9x10-5)

pKa = 4,72

TUBO 1:

Ácido acético = Acetato de sódio

0,1 mol ----------- 1L

X mol ------------ 3,5 . 10-3 L

X = 3,5 . 10-4 mols de CH3COOH

Concentração molar = n mol/L

M = 3,5 . 10-4 / 7.10-3 = 0,05 mol . L-1

pH = 4,72 + log (0,05/0,05)

pH = 4,72 (Ácido acético = Acetato de sódio)

TUBO 2:

Acetato de sódio: 5,0mL Ácido acético: 2,0mL

C1 .V1 = C2 . V2 C1 .V1 = C2 . V2

0,1 . 5 = C2 . 7 0,1 . 2 = C2 . 7

C2 = 0,07 mol/L-1 C2 = 0,028 mol/L-1

pH = 4,72 + log (0,07/0,028)

pH = 5,12

TUBO 3:

Acetato de sódio: 6,0 mL Ácido acético: 1,0 mL

C1.V1 = C2. V2 C1.V1 = C2. V2

0,1 x 6 = C2 x 7 0,1 x 1 = C2 x 7

C2 = 0,086 mol/L-1 C2 = 0,0143 mol/L-1

pH = 4,72 + log (0,086/0,0143)

pH = 5,5

TUBO 4:

Acetato de sódio: 6,5 mL Ácido acético: 0,5 mL

C1.V1 = C2. V2 C1.V1 = C2. V2

0,1 x 6,5 = C2 x 7 0,1 x 0,5 = C2 x 7

C2 = 0,093 mol/L-1 C2 = 0,007 mol/L-1

pH = 4,72 + log (0,093/0,007)

pH = 5,84

O tubo 4 quando comparado o valor de pH obtido na tabela 1 com o da tabela 2 e também

comparado ao seu pH teórico, percebe-se uma pequena variação deste valor. Já nos demais tubos

nota-se uma maior variação.

A partir dos valores de pH teórico obtidos através da equação de Henderson-Hasselbalch, é

possível afirmar que o tubo com maior poder tamponante era o tubo 4, pois o sistema tampão tem

sua eficiência máxima quando existem simultaneamente, concentrações iguais de ácido e base

conjugados (50% ácido conjugado e 50% base conjugado).

Conclusões:

A capacidade tamponante de uma solução tampão é, qualitativamente, a habilidade desta

solução de resistir a mudanças de pH frente a adições de um ácido ou de uma base. Esta habilidade

em evitar uma mudança significativa no pH é diretamente relacionada à concentração total das

espécies do tampão (ácidas e básicas), assim como à razão destas. O pH de uma solução tampão pode

ser estimado pela equação de Henderson-Hasselbalch, como realizado no experimento 4.

As discrepâncias entre os valores de pH obtidos experimentalmente e os calculados é

justificado pela falta de precisão do pHmetro e sua possível má ambientação durante o experimento

além de prováveis erros de leitura do menisco no momento da pipetagem.