Relatório 1 Soluções Tampão

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<p>Agnes dos Santos Melo</p><p>Alan Felipe da Silveira dos Santos</p><p>Ariane Braatz Golartt</p><p>Luiz Raul Martins Sathes</p><p>ANÁLISE DE SOLUÇÕES TAMPONANTES</p><p>Relatório de aula prática</p><p>CRUZ ALTA</p><p>2024</p><p>1 INTRODUÇÃO</p><p>A estabilidade do pH é fundamental para o bom funcionamento de processos químicos</p><p>e biológicos. Muitos desses sistemas precisam de um controle rigoroso do pH para que as</p><p>reações ocorram de maneira adequada. Uma forma eficiente de garantir essa estabilidade é por</p><p>meio do uso de soluções tampão, que são capazes de resistir a variações de pH quando pequenas</p><p>quantidades de ácidos ou bases são adicionadas.</p><p>Essas soluções são amplamente utilizadas em laboratórios, na indústria farmacêutica,</p><p>no controle de processos biológicos e até em sistemas fisiológicos, como o sangue humano,</p><p>onde o pH deve ser mantido entre 7,35 e 7,45 para garantir o funcionamento adequado do</p><p>organismo. O conceito básico por trás das soluções tampão envolve a combinação de um ácido</p><p>fraco e sua base conjugada, criando um equilíbrio que evita mudanças drásticas no pH da</p><p>solução.</p><p>Figura 1: Escala de pH.</p><p>A escala de pH, introduzida pelo bioquímico dinamarquês Søren Peter Lauritz</p><p>Sørensen em 1909, mede a acidez ou alcalinidade de uma solução, variando de 0 a 14, onde o</p><p>pH 7 é considerado neutro. Valores abaixo de 7 indicam acidez, e acima de 7, alcalinidade.</p><p>Cada unidade de pH representa uma variação de 10 vezes na concentração de íons hidrogênio</p><p>(H⁺), o que significa que pequenas mudanças numéricas no pH resultam em grandes variações</p><p>na acidez de uma solução.</p><p>Nesta prática, nosso objetivo foi analisar a capacidade tamponante de diferentes</p><p>soluções previamente preparadas compostas por ácido acético e acetato de sódio, observando</p><p>como elas se comportam após a adição de ácido clorídrico (HCl). A análise desse</p><p>comportamento nos permitirá aferir qual das soluções preparadas possui maior eficiência</p><p>tamponante.</p><p>2 MATERIAIS E MÉTODOS</p><p>2.1 Materiais e Reagentes</p><p>Figura 2: pHmetro Calibrado.</p><p>Figura 3: Béqueres de volumes variados.</p><p>Figura 4: Ácido Acético Glacial P.A</p><p>Figura 5: Acetato de Sódio P.A</p><p>Figura 6: Ácido Clorídrico (HCl) 1 M.</p><p>Figura 7: Pera de sucção.</p><p>Figura 8: Provetas de volumes variados.</p><p>Figura 9: Pipeta Graduada de 1 mL.</p><p>Figura 10: Água destilada.</p><p>2.2 Método Experimental</p><p>Inicialmente, foram preparadas três soluções tampão com diferentes concentrações de</p><p>acetato de sódio e ácido acético, conforme descrito a seguir:</p><p>• Solução 1: 0,002 M de acetato de sódio e 0,588 M de ácido acético.</p><p>• Solução 2: 0,02 M de acetato de sódio e 0,580 M de ácido acético.</p><p>• Solução 3: 0,3 M de acetato de sódio e 0,3 M de ácido acético.</p><p>Para as medições de pH, transferimos aproximadamente 50 mL de cada solução tampão</p><p>para béqueres separados. No entanto, ao invés de usar alíquotas distintas para cada medição,</p><p>utilizamos a solução mãe para medir o pH inicial de todas as amostras, o que pode ter causado</p><p>contaminação cruzada e, consequentemente, influenciado os resultados. Medimos o pH inicial</p><p>de cada solução utilizando um pHmetro previamente calibrado.</p><p>Em seguida, adicionamos 0,5 mL de ácido clorídrico (HCl) a cada béquer e realizamos</p><p>nova medição do pH. Após isso, adicionamos mais 1 mL de HCl a cada amostra e aferimos o</p><p>pH novamente. Para comparação, preenchemos uma proveta com cerca de 50 mL de água</p><p>destilada e medimos o pH. Repetimos a medição após a adição de 1 mL de HCl à água.</p><p>3 RESULTADOS E DISCUSSÃO</p><p>Após empregar os métodos listados acima, foram obtidos os seguintes resultados:</p><p>Solução pH Inicial</p><p>1 2,7</p><p>2 3,1</p><p>3 4,4</p><p>Tabela 1: pHs iniciais das soluções analisadas.</p><p>Como descrito acima, a aferição inicial do pH foi realizada utilizando a solução mãe</p><p>para todas as medições. Esse procedimento pode ter causado variações no pH inicial de cada</p><p>solução, resultando em valores diferentes dos previstos para cada concentração de acetato de</p><p>sódio e ácido acético. Esse efeito foi analisado utilizando a equação de Henderson-Hasselbalch.</p><p>A equação de Henderson-Hasselbalch é uma fórmula matemática usada para calcular o</p><p>pH previsto de uma solução tampão. Ela relaciona o pH com as concentrações do ácido e da</p><p>base conjugada presentes na solução. A equação é expressa como:</p><p>𝒑𝑯 = 𝒑𝑲𝒂 + 𝐥𝐨𝐠</p><p>[𝒃𝒂𝒔𝒆 𝒄𝒐𝒏𝒋𝒖𝒈𝒂𝒅𝒂]</p><p>[á𝐜𝐢𝐝𝐨]</p><p>A pka (constante de dissociação ácida) do ácido acético é de 4,76.</p><p>Assim foi possível calcular o pH previsto para cada uma das soluções analisadas.</p><p>•Solução 1</p><p>𝒑𝑯 = 𝟒, 𝟕𝟔 + 𝒍𝒐𝒈</p><p>𝟎, 𝟎𝟎𝟐 𝑴</p><p>𝟎, 𝟓𝟖𝟖 𝑴</p><p>pH = 2,29</p><p>•Solução 2</p><p>𝑝𝐻 = 4,76 + 𝑙𝑜𝑔</p><p>0,02 𝑀</p><p>0,580 𝑀</p><p>pH = 3,30</p><p>• Solução 3</p><p>𝑝𝐻 = 4,76 + 𝑙𝑜𝑔</p><p>0,3 𝑀</p><p>0,3 𝑀</p><p>pH = 4,76</p><p>Para entender se realmente houve uma variação considerável do valor previsto para o valor</p><p>obtido, calculamos o erro percentual com a seguinte equação:</p><p>𝐸𝑟𝑟𝑜 𝑃𝑒𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑢𝑎𝑙 =</p><p>𝑝𝐻 𝑚𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜 − 𝑝𝐻 𝑝𝑟𝑒𝑣𝑖𝑠𝑡𝑜</p><p>𝑝𝐻 𝑝𝑟𝑒𝑣𝑖𝑠𝑡𝑜</p><p>× 100</p><p>Ao comparar os valores de pH medidos com os previstos pela equação de Henderson-</p><p>Hasselbalch, foi possível observar variações nos erros percentuais entre as soluções. A primeira</p><p>apresentou um erro de aproximadamente 17,9%, indicando uma diferença considerável em</p><p>relação ao valor teórico. Já a segunda solução, com erro de 6,06%, e a terceira, com 7,56%,</p><p>mostraram desvios mais próximos do esperado.</p><p>Os Resultados das variações de pH das soluções e da água destilada após a adição do</p><p>HCl foram de:</p><p>Tabela 2: pHs após adição do ácido clorídrico (HCl).</p><p>A Solução 3 demonstrou a melhor capacidade tamponante, mantendo o pH quase</p><p>inalterado após a adição de 0,5 mL e 1 mL de HCl (variando de 4,4 para 4,5 e retornando a 4,4).</p><p>Esse desempenho pode ser explicado pela equação de Henderson-Hasselbalch, que indica maior</p><p>eficiência quando o pH se aproxima do pKa do ácido. No caso do ácido acético (pKa 4,76), a</p><p>proporção de 0,3 M de acetato de sódio para 0,3 M de ácido acético foi crucial para essa</p><p>estabilidade, ao contrário das outras soluções, que apresentaram desequilíbrio.</p><p>A Solução 2, com pH inicial de 3,1, mostrou uma capacidade moderada, caindo para 1,9</p><p>após 1 mL de HCl. A menor eficiência em neutralizar o ácido provavelmente se deve à</p><p>proporção menos equilibrada de ácido e base. A Solução 1 teve o pior desempenho, com pH</p><p>inicial de 2,7 e final de 1,8, indicando uma baixa capacidade tamponante, possivelmente por</p><p>concentração insuficiente de acetato de sódio.</p><p>Em contraste, a água destilada não apresentou capacidade tamponante, resultando em</p><p>uma queda abrupta no pH, de 8,2 para 2,1 após a adição de HCl. Isso evidencia a importância</p><p>das soluções tampão, especialmente a Solução 3, em contextos biológicos e químicos.</p><p>Média Aritmética Desvio Padrão</p><p>Após a adição de 1 mL de HCl, a média aritmética dos pHs obtidos para as três soluções</p><p>foi de 3,825, refletindo uma tendência geral de redução do pH. O desvio padrão de 3,13 indica</p><p>uma dispersão significativa entre os resultados, revelando comportamentos distintos das</p><p>soluções.</p><p>4 CONCLUSÕES</p><p>A análise das soluções tamponantes realizada na aula prática proporcionou uma</p><p>compreensão profunda de seu funcionamento e importância em contextos biológicos e</p><p>industriais. A experiência demonstrou que a capacidade de regular o pH é vital para processos</p><p>celulares, como a homeostase, onde pequenas variações podem afetar a atividade enzimática e</p><p>a saúde dos organismos. Além disso, a prática evidenciou como as soluções tamponantes são</p><p>cruciais em laboratórios e na indústria farmacêutica,</p><p>garantindo a qualidade de medicamentos</p><p>e produtos alimentícios. Portanto, este estudo não apenas reforçou conceitos teóricos, mas</p><p>também destacou a relevância das soluções tamponantes na manutenção da saúde e na</p><p>qualidade dos produtos, evidenciando sua importância em diversas aplicações práticas.</p><p>5 REFERÊNCIAS</p><p>ANDRADE, João Carlos de. Química analítica básica: soluções tampão ácido-base –</p><p>conceitos, teoria e prática. Revista Chemkeys, Campinas, SP, v. 2, n. ., p. e20001, 2020.</p><p>DOI: 10.20396/chemkeys.v2i.13548. Disponível em:</p><p>https://econtents.bc.unicamp.br/inpec/index.php/chemkeys/article/view/13548. Acesso em: 11</p><p>set. 2024.</p><p>MICHELLE DA SILVA GAMA, J. C. A. De Svant Arrhenius ao peagâmetro digital: 100</p><p>anos de medida de acidez. Disponível em:</p><p>https://qnint.sbq.org.br/qni/popup_visualizarConceito.php?idConceito=23&semFrame=1.</p><p>Acesso em: 11 set. 2024.</p><p>OHLWEILER, Otto Alcides. Química analítica quantitativa. 2.ed.. Rio de Janeiro/RJ:</p><p>Livros Técnicos e Científicos, 1976. V.1. 365 p.</p><p>SANTOS, Moabe J. Avaliação da estabilidade do ph de soluções tampão. Trabalho de</p><p>Conclusão de Curso (Bacharelado em Química) – Instituto Federal de Educação, Ciência e</p><p>https://econtents.bc.unicamp.br/inpec/index.php/chemkeys/article/view/13548</p><p>https://qnint.sbq.org.br/qni/popup_visualizarConceito.php?idConceito=23&semFrame=1</p><p>Tecnologia de Goiás, Goiânia, 2023. Disponível em:</p><p>http://repositorio.ifg.edu.br:8080/handle/prefix/1702. Acesso em: 11 set. 2024.</p><p>MATOS, P. M. A. Química Analítica IV. Disponível em:</p><p>https://www.ufjf.br/nupis/files/2012/03/aula-2-Erro-e-tratamento-de-dados-Quimica-</p><p>Analitica-IV-Curso-Farm%C3%A1cia-2012.1.pdf. Acesso em: 11 set. 2024.</p><p>MONTEIRO, Aguinaldo Pozes. Físico-química: segundo grau e vestibulares. Porto</p><p>Alegre/RS: Professor gaúcho, 1975. V.3. 290 р.</p><p>http://repositorio.ifg.edu.br:8080/handle/prefix/1702</p><p>https://www.ufjf.br/nupis/files/2012/03/aula-2-Erro-e-tratamento-de-dados-Quimica-Analitica-IV-Curso-Farm%C3%A1cia-2012.1.pdf</p><p>https://www.ufjf.br/nupis/files/2012/03/aula-2-Erro-e-tratamento-de-dados-Quimica-Analitica-IV-Curso-Farm%C3%A1cia-2012.1.pdf</p><p>3 RESULTADOS E DISCUSSÃO</p><p>𝒑𝑯= 𝒑𝑲𝒂+𝐥𝐨𝐠⁡,,𝒃𝒂𝒔𝒆 𝒄𝒐𝒏𝒋𝒖𝒈𝒂𝒅𝒂.-,á𝐜𝐢𝐝𝐨..</p><p>𝒑𝑯= 𝟒,𝟕𝟔+𝒍𝒐𝒈 ,𝟎,𝟎𝟎𝟐 𝑴-𝟎,𝟓𝟖𝟖 𝑴.</p><p>4 CONCLUSÕES</p><p>5 Referências</p>