DETERMINAÇÃO ESPECTROFOTOMÉTRICA DO VALOR DO PKA DE UM INDICADOR ÁCIDO-BASE VERMELHO DE METILA

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1. INTRODUÇÃO
A variação da cor de um indicador ácido-base em função do pH, permite determinar o valor do seu pKa espectrofotometricamente, quando se faz o espectro de absorção de um indicador em sua forma ácida, outro espectro do indicador na sua forma básica em um mesmo gráfico, verifica-se que estes espectros se cortam em um ponto, chamado ponto isosbéstico.
Escolhem-se dois comprimentos de onda situados à esquerda e a direita do ponto isosbéstico. Nestas regiões, se situam a Amax da forma ácida e da forma básica.
Empregando-se os dois valores de l, constroem-se em um mesmo gráfico duas curvas A vs pH. O ponto de encontro das duas curvas corresponde a uma concentração igual da forma ácida e alcalina, indicando o pH que corresponde ao pKa.
O equilíbrio químico envolvendo ácidos e bases, principalmente em meio aquoso, é de fundamental importância, vista sua atuação em uma variedade de funções nos organismos vivos. Este equilíbrio pode ser representado como ilustrado na Equação 1, sendo HIn a forma ácida e In- a base conjugada, segundo a classificação de Bronsted-Lowry.
Esta equação 2 demonstra que a razão de concentrações da forma ácida pela básica pode ser controlada pela concentração de íons H3O+. Fazendo o logaritmo dos dois membros da igualdade nesta equação:
Reescrevendo a equação 2:
A Equação 4 mostra que, quanto mais ácida a substância menor será o valor de seu pKa e a Equação 5 Equação de Henderson-Hasselbalch. Desta Equação pode-se definir o pKa como sendo o valor de pH de uma solução, na qual a concentração da espécie ácida é igual à da básica (ou seja, [HIn]/[In-] = 1, logo log [HIn]/[In-] = 0). Mesmo não tendo esta igualdade, é possível determinar diretamente o pKa com o uso da equação de Henderson-Hasselbalch, desde que o pH e as concentrações das formas ácida e básica sejam conhecidos.
A classe de compostos investigada, quanto ao pka, é a de indicadores ácido-base utilizados em determinações de acidez através de curvas de titulação. Estes compostos são moléculas orgânicas cromóforas que absorvem na região do visível (corantes), cuja sensibilidade à concentração de íons H+ permite indicar o grau de acidez do ambiente onde estão inseridos. Esta propriedade advém do fato deles próprios serem substâncias ácidas ou básicas fracas e que têm seu sistema cromóforo fortemente influenciado pelo grupamento ácido/básico, bem como podendo ser decorrente de modificações estruturais complexas.
2. PARTE EXPERIMENTAL
2.1. Materiais
· Soluções tampão de pH 4,0 e 7,0 para calibração do pH-metro;
· Solução vermelho de metila 0,04%, fornecida pelo técnico;
· Soluções de HCl 0,1 M e 0,01 M, fornecidas pelo técnico;
· Soluções de NaOH 0,1 M e 0,01 M, fornecidas pelo técnico;
· 8 béqueres de 100 mL;
· 1 pipeta volumétrica de 1,00 mL;
· 1 proveta de 100 mL;
· 2 conta-gotas;
· 3 béqueres de 25 mL;
· 2 cubetas de vidro de caminho óptico 1,00 cm;
· 2 cubetas de plástico de caminho óptico 1,00 cm;
· Espectrofotômetro com registrador HP 8452A e
· Fotômetro simples Marte Spectro 560.
2.2. Metodologia experimental 
O pH-metro foi calibrado com as soluções tampão de pH 4,0 e 7,0 respectivamente. Foi preparada uma série de soluções com o indicador vermelho de metila, seguindo uma faixa de pH de 3,0 até 6,5. 
As soluções foram preparadas adicionando 1,00 mL do indicador em um béquer de 100 mL, completando-o com 70 mL de água destilada. Colocar o béquer sob agitação mecânica no pH-metro e adicionar solução de HCl ou NaOH com o conta-gotas, dependendo do pH que se deseja obter (3,0 a 6,5). O mínimo volume de ácido ou base foi adicionado para evitar diferença de concentração entre as soluções preparadas.
Os espectros de absorção da forma ácida e da solução forma básica foram medidos no espectrofotômetro, utilizando água destilada como branco, para verificação dos valores de λmáx de cada forma pura do indicador.
Utilizando o λmáx da forma mais sensível, ou seja, daquela que apresentou maior absorbância, foram determinadas as absorbâncias das outras cinco soluções.
3. RESULTADOS
Os espectros de absorção das formas ácida e básica do indicador foram traçados num mesmo gráfico, apresentada abaixo:
Figura 1: Gráfico da absorbância em função do comprimento de onda das formas ácida e básica do indicador.
O gráfico mostra que a absorção máxima da forma ácida é de 0,59859 no comprimento de onda de 524 nm, e que a absorção máxima da forma básica é de 0,27765 no comprimento de onda de 434 nm. Observa-se que o ponto isosbéstico está próximo de 470 nm. 
As leituras de todas as outras soluções devem ser feitas no comprimento de onda da forma mais sensível, ou seja, daquela que apresentou a maior absorbância, que este foi a solução ácida. Portanto, o comprimento de onda usado para a medição das outras soluções foi de 524 nm.
Com as absorbâncias medidas experimentalmente, foi montada a seguinte tabela:
	pH
	A535
	3,06
	0,829
	3,46
	0,790
	4,04
	0,491
	4,40
	0,368
	5,05
	0,128
	5,76
	0,077
	6,44
	0,037
Tabela 1 – pH e absorbância em 535 nm
Figura 2 - Curva de A vs pH.
O ponto de inflexão dessa curva corresponde ao pKa do indicador. Faz-se a derivada segunda da curva e obtém-se o ponto no qual a função muda o sinal. Calculado pelo programa OriginPro 8.5, foi 5,05. O ponto teórico encontrado na literatura para o pKa é 5,06.
Figura 3 - Derivada segunda mostrando ponto de inflexão.
O erro relativo percentual é de: 
Er%= 5,06 – 5,05 * 100 = 0,20 %
 5,06
Ka = 8,9 * 10-6 
4. Conclusão
Dos valores experimentais resultantes dos indicadores, foi utilizado método para a determinação de pKa por espectrofotometria de absorção na região do visível., pode-se analisar a influência destes sistemas sobre o equilíbrio ácido-base. Foi possível calcular o valor do pKa do indicador vermelho de metila: 5,05 (valor descrito na literatura: 5,06) corretamente e dentro de uma ínfima faixa de erro relativo percentual (0,20%). Assim, este experimento é simples e rápido e apresenta-se de maneira extremamente eficiente.
5. BIBLIOGRAFIA
Bates, R. G., Determination of pH. Theory and Practices; Wiley, New York 
1964.
Harris, D.C. - Análise Química Quantitativa - 8a. ed., (Afonso, J.C. e Barcia, D.E.), Rio de Janeiro, LTC-Gen, W.H. Freeman (2012), 898 p. 
Skoog, D.A.; West, D.M.; Holler, F.J. & Crouch, S.R. – Fundamentos de Química Analítica, 8ª ed., (Grassi, M.T. – tradutor e Célio Pasquini, revisão), São Paulo, Pioneira – Thomson Learning (2006), 999 p. 
Sabnis, R. W. – Handbook of Acid-Base Indicators, 1st Ed., Taylor & Francis
Group, LLC (2008), p. 231. 
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