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Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 1 Caracterizar: O potencial hidrogeniônico; Conceito dos eletrólitos; Constante de ionização e a teoria de Bronsted-Lowry; Escalas do pH e pOH e Dissociação da água; Sistemas tampão - Mecanismo de ação; Dois métodos da determinação do pH: o colorimétrico e o potenciométrico; Indicadores e pH-metros; Eletrodos da referencia e da medida; Potenciais e reações eletroquímicos nos eletrodos; Equação de Nernst; Esquema das conexões externos do pH-metro; Simples pH-metros; PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL pH-metria OBJETIVOS: Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 2 INTRODUÇÃO Os íons hidrogênio (H+) e hidroxila (OH−) possuem propriedades particulares, especialmente importantes do ponto de vista biológico. Todos os fluidos corporais apresentam em sua composição grande proporção de água e, portanto, contêm H+ e OH−. Sendo constituintes da água, estes íons estão presentes em todas as soluções aquosas; determinam a acidez e a alcalinidade das soluções e exercem profunda influência em um grande número de funções orgânicas. A reação de uma solução depende das concentrações relativas de H+ e OH− que ela contém. Se a concentração de H+ de uma solução aquosa for maior do que a concentração de OH−, a solução terá uma reação ácida; se as concentrações de H+ e OH− forem idênticas, a reação será neutra (o caso da água); quando houver predominância de OH−, a reação será alcalina. pH-metria Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 3 [H+] > [OH−] : Reação Ácida [H+] = [OH−] : Reação Neutra [H+] < [OH−] : Reação Alcalina A concentração de H+ de uma solução aquosa pode ser determinada por método colorimétrico ou eletrométrico (potenciométrico). O resultado da medida é expresso por um símbolo conhecido como pH. pH é o símbolo para a grandeza físico-química “potencial hidrogeniônico” Introdução Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 4 ORIGEM E SIGNIFICADO DO pH A concentração de H+ nas soluções, geralmente, é muito pequena. Numa solução neutra, por exemplo, a concentração de H+ é de aproximadamente 0.0000001 g/l. Valores desta magnitude acarretam dificuldade no seu manuseio. Por isso, a notação foi abreviada utilizando-se potências negativas. Assim, em vez de: [H+] = 0,0000001 g/l expressa-se da seguinte forma: [H+] = 10−7 g/l = 10−7 M/l Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 5 ORIGEM E SIGNIFICADO DO pH Uma forma ainda mais simples para expressar as concentrações de H+ foi proposta por Sörensen; consiste em utilizar o logaritmo negativo destas concentrações. O valor assim expresso foi chamado de pH (potencial de hidrogênio). Portanto, pH é o logaritmo negativo da concentração do íon hidrogênio Matematicamente, o pH pode ser definido pela expressão: pH = − log10 [H+] Assim, para uma solução neutra na qual: [H+] = 10−7 M pH = − log 10−7 pH = − (− 7) pH = 7 A letra p minúscula lembra a palavra potencial, de sorte que também costuma-se dizer: pH = potencial hidrogeniônico da solução pOH = potencial hidroxiliônico da solução Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 6 ELETRÓLITOS Um eletrólito apresenta como característica fundamental a capacidade de em solução se dissociar em partículas portadoras de carga elétrica. Tais partículas, que podem ser um átomo ou grupo de átomos, são chamadas de íons. Conforme a natureza da carga que portam, os íons podem ser positivos (+) ou negativos (−). Assim, quando, por exemplo, o NaCl se dissolve numa solução produz íons Na+ e Cl−. Introduzindo-se dois eletrodos numa solução contendo íons, e fazendo-se passar uma corrente elétrica, os íons positivos (cátions) migrarão para o eletrodo negativo (cátodo) e os negativos (ânions) se dirigirão para o eletrodo positivo (ânodo). Isto ocorre em virtude da atração entre cargas opostas. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 7 ELETRÓLITOS É importante lembrar que íons de cargas opostas existem simultaneamente. Isto é, um íon positivo está sempre pareado com um íon negativo, com o qual está em equilíbrio. É impossível preparar uma solução contendo um único tipo de íon. Tanto nas soluções preparadas em laboratório, como nos líquidos biológicos, a carga positiva total é exatamente equilibrada pela carga negativa total. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 8 Teoria de Bronsted-Lowry para ácidos e bases Ao reagir com a água, ácidos e bases exibem funções opostas. Enquanto uma molécula de ácido doa um próton, uma molécula de base recebe um próton de uma molécula de água. Este fato originou uma ampla definição de ácidos e bases, proposta por J. N. Bronsted e J. M. Lowry, em 1923. Segundo estes autores, um ácido é um doador de prótons, e uma base é um receptor de prótons; isto ficou conhecido como a definição de Bronsted-Lowry, ou simplesmente de Bronsted. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 9 Constante de ionização Todos os compostos eletrolíticos - ácidos, bases e sais - em solução aquosa, ionizam-se até um certo grau. Cada composto exibe um grau próprio de ionização. Um ácido, por exemplo, em solução, libera H+; a tendência para a liberação de H+ é uma medida da força de um ácido. Assim, um ácido forte é aquele que exibe uma forte tendência a doar prótons; analogamente, de acordo com Bronsted-Lowry, uma base forte é a que possui uma forte tendência a receber prótons. Um exemplo de ácido forte é ilustrado pelo ácido clorídrico (HCl), que tem grande facilidade para doar H+; por sua vez, o ácido acético (CH3COOH) constitui um exemplo de ácido fraco, pois libera H+ em pequena proporção. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 10 Constante de ionização Embora as dissociações dos eletrólitos, em geral, sejam reversíveis, o sentido predominante da reação depende da afinidade dos componentes ionizáveis. Ao se dissolver um ácido em solução aquosa, há produção de H+ (prótons) e A− (ânions). Quando se trata de um ácido forte, a maior parte das moléculas se dissocia, formando os prótons e os ânions correspondentes; se for um ácido fraco, grande parte das moléculas permanece na forma neutra, não dissociada (HA), sem carga elétrica, e uma pequena parte se dissocia formando os prótons (H+) e os ânions (A−) correspondentes. (ácido forte) HCl⇔ H+ + Cl− [HCl] << [ H+] (ácido fraco) CH3COOH ⇔ CH3COO− + H+ [CH3COOH ] >> [H+] A equação geral: HA ⇔ H+ + A− Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 11 Constante de ionização As proporções diferentes em que os ácidos se dissociam dependem de uma qualidade intrínseca de cada ácido: a constante de ionização. Segundo a lei de ação das massas, no equilíbrio, a relação entre os produtos das concentrações de ambos os lados da equação química é constante, para uma determinada temperatura. Assim, Esta relação indica que, independente da quantidade da substância presente na solução, a uma determinada temperatura, o grau de dissociação é constante. Ka – constante de ionização, também chamado de constante de dissociação acida. ][ ]][[ HA AH aK −+ = Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 12 Constante de ionização Da mesma maneira como definimos constante de ionização para ácidos, podemos fazê-lo para bases. A constante de dissociação base é simbolizada por Kb, e para ela valem conclusões análogas ás que tiramos para Ka. Para amônia, por exemplo, a expressão é: NH4OH ⇔ NH4+ + OH- ][ ]][[ 4 4 OHNH OHNH bK −+ = Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 13 Constante de ionização Diácidos, triácidos Quando um ácido apresenta mais de 1 hidrogênio ionizável, podemos escrever uma constante da acidez para cada etapa da ionização. Assim, porexemplo, para ácido fosfórico: 3 1 43 42 14243 101.7;....][ ]][[;.... − −+ −+ ×==+⇔ K POH POHHKPOHHPOH 13 32 4 3 4 3 3 4 2 4 103.4;....][ ]][[;.... −− −+ −+− ×==+⇔ K HPO POHKPOHHPO 8 2 42 2 4 2 2 442 103.6;....][ ]][[;.... −− −+ −+− ×==+⇔ K POH HPOHKHPOHPOH Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 14 Tabela 1. As constantes de ionização alguns ácidos -7~107HCl⇔ H+ + Cl- -3~103H2SO4 ⇔ H+ + HSO4- -1.6443.6HNO3 ⇔ H+ + NO3- 2.157.1 ⋅10-3H3PO4 ⇔ H+ + H2PO4- 4.751.8 ⋅10-5CH3COOH⇔ H+ + CH3COO- 6.34.3 ⋅10-7H2CO3 ⇔ H+ + HCO3- 710-7H2S⇔ H+ + HS- 7.26.3 ⋅10-8H2PO4- ⇔ H+ + HPO42- 9.34.9⋅ 10-10HCN ⇔ H+ + CN- 10.334.7 ⋅10-11HCO3- ⇔ H+ + CO32- 12.374.3 ⋅10-13HPO42- ⇔ H+ + PO43- 1410-14HS-⇔ H+ + S2- pKaKaÁcido ⇔ H+ + Anion- Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 15 Tabela 1. As constantes de ionização alguns ácidos 1.99-3H2SO4sulphuric acid* 12.357.202.15H3PO4phosphoric acid 9.89C6H5OHphenol -7HClO4perchloric acid* 4.271.25(COOH)2oxalic acid -1HNO3nitric acid* 11.967.04H2Shydrogen sulfide -4HClhydrochloric acid* 10.256.37H2CO3carbonic acid 6.404.763.13C6H8O7citric acid 4.75CH3COOHacetic (ethanoic) acid pKa3pKa2pKa1formulaname Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 16 Super ácidos e super bases =14mostbasic>---------- ------- ------ least basic neut ral least acidic -------- --------------< most acidic pOH01234567891011121314pOH pH14131211109876543210pH BaseneutralAcid Escalas do pH e pOH http://pt.wikipedia.org/wiki http://www.ausetute.com.au/phscale.html Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 17 Na água também se realiza o processo de ionização; a dissociação de uma molécula de água produz H+ e OH−, representada pela seguinte equação: H2O ⇔ H+ + OH− A reação é reversível e a dissociação é bastante reduzida. Como cada molécula de água se dissocia em um H+ e uma OH−, isto significa que haverá igual quantidade de OH− e de H+. Aplicando-se a lei de ação das massas Dissociação da água ][ ]][[ 2OH OHHKc −+ = constante de dissociação da água Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 18 Como a proporção de moléculas não dissociadas é extraordinariamente grande em relação as dissociadas, pode-se considerar o valor da [H2O] constante. Considere 1 L de água pura, a massa de água nele presente é 1000g, pois a densidade de água é 1 g/ml. Sabendo, que massa molar da água é 18 g/mol, podemos calcular a sua concentração molar: Dissociação da água Lmol Lmolg g VM m V nOH /56.55 0.1/18 10001][ 2 =⋅=⋅== Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 19 Para facilitar, os químicos resolveram incorporar esse valor invariável da concentração do solvente na constante de dissociação da água: Kw = Kc [H2O] = [H+][OH−] De forma que [H+][OH−] = 10-7 x 10-7 Kw = [H+][OH−] = 10-14 (em temperatura 25o C) Este produto constante é chamado PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA e é representado por Kw (o índice w sendo da palavra inglesa – water). Este valor permanece constante, independente das proporções relativas de H+ e OH−. Isto significa que aumentando a [H+], diminui a de [OH−], de forma que o produto [H+][OH−] permanece sempre 10-14 (em temperatura 25o C). Dissociação da água Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 20 Tabela. Dependência do produto iônico da água de temperatura. 13.52.92⋅10-1440 13.81.47⋅10-1430 141.00⋅10-1425 14.170.68⋅10-1420 14.50.29 ⋅10-1410 pKwKwTemperatura (C°) Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 21 A dissociação da água pura é um exemplo clássico de reação neutra, isto é, [H+] = [OH−]. Embora as concentrações de H+ e OH− estejam intimamente relacionadas, na prática se utiliza a [H+] para se expressar a alcalinidade ou acidez das soluções. Para a água pura o pH é o seguinte: pH = - log [H+] Como [H+] = 10-7 pH = - log (10-7) pH = - (-7 log 10) pH = 7 Analogamente, pOH = 7 Na realidade, o H+ não pode existir no estado livre, encontrando-se, habitualmente, hidratado, formando o íon hidrônio (H3O+). H+ + H2O ⇔ H3O+ No entanto, para fins práticos, costuma-se usar a forma simplificada H+. Dissociação da água Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 22 pH alguns produtos, todos a 25o C Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 23 < 5.6Chuva ácida 5.5Chá 5.0Café 4.5Cerveja 3.5Sumo de laranja ou maçã 2.9Vinagre 2.5refrigerante tipo Cola 2.4Sumo de limão 2.0Suco gástrico <1.0Ácido de bateria pHSubstância 13.5Hidróxido de sódio caseiro 12.5"Água sanitária" 11.5Amônia caseira 9.0 - 10.0 Sabonete de mão 8.0Água do mar 7.34 - 7.45 Sangue 6.5-7.4Saliva humana 7.0Água pura 6.5Leite Alguns valores comuns de pH http://pt.wikipedia.org/wiki/PH#Defini.C3.A7.C3.A3o Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 24 SISTEMAS TAMPÃO Conceito Algumas soluções são capazes de impedir acentuadas variações de pH. Tais soluções, conhecidas como tampão, mantêm o pH do meio, apesar da adição de ácidos ou bases. Nos organismos vivos, os sistemas tampão são essenciais para a manutenção da constância do meio interno, garantindo um pH adequado à realização de muitas funções. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 25 SISTEMAS TAMPÃO Mecanismo de ação Em geral as soluções tampão são constituídas por um ácido fraco e um sal deste ácido. Como, por exemplo, a mistura de ácido acético e acetato de sódio. Numa solução preparada com esta mistura ocorre: 1) a total ionização do sal, gerando uma alta concentração de íons acetatos: CH3COONa ⇔ Na+ + CH3COO− (acetato de sódio) 2) o ácido acético se dissocia, liberando H+: CH3COOH ⇔ CH3COO− + H+ 3) os íons acetato se combinam com os H+ provenientes da dissociação do ácido acético: CH3COO− + H+ ⇔ CH3COOH 4) o resultado final será uma mistura de acetato de sódio totalmente dissociado e ácido acético muito pouco dissociado. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 26 SISTEMAS TAMPÃO Mecanismo de ação A adição de um ácido forte, por exemplo HCl, a uma solução tampão, como a formada por ácido acético/acetato de sódio, produzirá uma variação mínima no pH, pelo seguinte: O HCl se dissocia, liberando H+ : HCl ⇔ Cl− + H+ Os H+ liberados pelo HCl se combinam com os íons acetato para formar ácido acético: H+ + CH3COO- ⇔ CH3COOH A equação geral da reação é a seguinte: HCl + CH3COONa ⇔ NaCl + CH3COOH Desta forma, um ácido forte, muito ionizado, é transformado em um ácido fraco, pouco ionizado. Como os H+ desaparecem, captados pelo acetato, a modificação do pH é mínima. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 27 SISTEMAS TAMPÃO Mecanismo de ação Quando se adiciona uma base forte, NaOH por exemplo, o processo é semelhante: NaOH ⇔ Na+ + OH− Os OH− provenientes da dissociação da base forte se combinam com os H+ liberados pelo ácido acético para formar água: Na+ + OH− + CH3COOH ⇔ CH3COONa + H2O Assim, os OH− que poderiam modificar o pH desaparecem, e o efeito da adição da base será muito discreto. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 28 SISTEMAS TAMPÃO Cálculo do pH de soluções tampão Como visto anteriormente, um ácido fraco, em solução, se dissocia muito pouco. Esta dissociação é regida pela equação: HA ⇔ H+ + A- ][ ]][[ HA AHKa −+ = Transformando esta equação em forma logarítmica, temos: ⎟⎟⎠ ⎞ ⎜⎜⎝ ⎛= −+ ][ ]][[loglog HA AHKa ⎟⎟⎠ ⎞ ⎜⎜⎝ ⎛+= − + ][ ][log]log[log HA AHKa Ou Por definição, − log [H+] = pH e − log Ka = pKa. Assim, ⎟⎟⎠ ⎞ ⎜⎜⎝ ⎛−= − ][ ][log HA ApHpKa ⎟⎟⎠ ⎞ ⎜⎜⎝ ⎛+= − ][ ][log A HApHpKa pKdum acido é valor de pH do meio onde metade das moléculas do acido estão em estado desprotonado ou, falando sobre uma única molécula, onde ela está no estado desprotonado metade do tempo. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 29 SISTEMAS TAMPÃO Cálculo do pH de soluções tampão Uma outra versão da mesma expressão é conhecida como equação de Henderson-Hasselbach. ⎟⎟⎠ ⎞ ⎜⎜⎝ ⎛+= − ][ ][log HA ApKpH a Levando-se em conta que, numa solução tampão quase todos os íons provêm do sal, que está totalmente dissociado, pode-se considerar, sem grande erro, que [A−] ≈ [sal]; e, como o ácido se encontra muito pouco dissociado, pode-se considerar [HA] ≈ [ácido]. Destarte, a equação pode ser formulada de outra maneira: ⎟⎟⎠ ⎞⎜⎜⎝ ⎛+= ][ ][log ácido salpKpH a ⎟⎟⎠ ⎞⎜⎜⎝ ⎛−−= ][ ][log14 base salpKpH b Tampão ácido fraco/sal do ácido. Tampão base fraca/sal da base Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 30 Determinação do pH Dois métodos são comumente usados para determinar o pH de soluções: o colorimétrico e o potenciométrico ou eletrométrico. Um indicador de pH, também chamado indicador ácido-base, é um composto químico que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução e que permite saber se essa solução é ácida ou alcalina. Normalmente, em da adição do indicador de pH, a cor da solução varia, dependo do seu pH. Os indicadores de pH, são freqüentemente, ácidos ou bases fracas. Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos íons H+ ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração eletrônica dos indicadores, e conseqüentemente, altera-lhes a cor. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 31 Método colorimétrico Os indicadores de pH são freqüentemente usados em titulações em experiência de Química Analítica ou de Bioquímica para determinar a extensão de uma reação Química. As indicadores - substâncias que variam de cor em função da [H+]. Constituem-se de ácidos ou bases fracas, cuja dissociação depende da [H+]. A molécula não dissociada e o íon resultante da dissociação apresentam cores diferentes. Um indicador constituído por um ácido fraco apresenta a seguinte dissociação: HI ⇔ H+ + I− Cor 1 Cor 2 Onde I− representa o íon resultante da dissociação da molécula do indicador HI. A característica fundamental de um indicador é que as formas não dissociada (HI) e a dissociada (I−) apresentam cores diferentes, podendo, inclusive, uma dessas formas ser incolor. http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 32 Método colorimétrico Titulação Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 33 Método colorimétrico Titulação Strong and weak diprotic acid http://www.bcpl.net/~kdrews/titration/titrationcurve.html Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 34 Método colorimétrico Aplicando-se a lei de ação das massas à equação de dissociação de um indicador, obtém-se: http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal Como Ki é constante, a relação cor de HI / cor de I− varia em função da [H+]. Aplicando-se a equação de Henderson-Hasselbach: ][ ]][[ HI IHKi −+ = ⎟⎟⎠ ⎞ ⎜⎜⎝ ⎛= −+ ][ ][][ I HIKH i ⎟⎟⎠ ⎞ ⎜⎜⎝ ⎛+= − ][ ][log HI IpKpH i Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 35 amarelo11.4-13.0azulCarmim de Indigo vermelho10.1-12.0amareloAmarelo de Alizarina R azul9.4-10.6incolorTimolftaleína rosa-carmim8.2-10.0incolorFenolftaleína azul8.0-9.6amareloAzul de Timol (2 transição) vermelho6.6-8.0amareloVermelho de Fenol amarelo4,4-6,2vermelhoVermelho de Metila azul6.0-7.6amareloAzul de Bromotimol violeta5.2-6.8amareloPúrpura de Bromocresol amarelo3.1-4.4vermelhoLaranja de Metilo vermelho3.0-5.2azulVermelho do Congo violeta3.0-4.6amareloAzul de Bromofenol amarelo2.9-4.0vermelhoAmarelo de Metilo amarelo1.2-2.8vermelhoAzul de Timol (1 transição) azul-arroxeado1.0-6.9vermelhoAzul de Tornassol azul-púrpura0.0-1.6amareloVioleta de Metilo Cor a pH altoΔpH de transCor a pH baixoIndicador Tabela. Alguns indicadores Método colorimétrico. “Pontos de virada" dos Indicadores. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 36 Tabela. Alguns indicadores Método colorimétrico. Escala de pH. www2.muw.edu/~melioff/chapter4.html Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 37 Método colorimétrico Indicador universal Indicador universal é uma mistura de indicadores de pH, normalmente em solução ou secos em tiras de papel absorvente, que apresentam larga faixa de pH com múltiplas mudanças de cor em cada faixa de pH. Uma formulação de indicador universal facilmente produzível com gama de cores variando em pH 1,0 a 12,0 pode ser a seguinte: Etanol (1000 mL) Azul de bromotimol (0,500g) Vermelho de metila (0,120g) Fenolftaleína (1,00g) Hidróxido de sódio a 0.05 mol.L-1 (algumas gotas até a obtenção de uma tonalidade verde) http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 38 Método colorimétrico Soluções naturais de indicadores Algumas soluções de substâncias naturais, especialmente originárias de plantas, comportam-se como soluções de indicadores de pH: *A solução aquosa de chá preto - A sua solução aquosa é avermelhada/ amarelada, adquirindo cor amarelo-pálida em contacto com soluções ácidas e, cor acastanhada em contacto com soluções básicas. *A solução aquosa de Beterraba - A sua solução aquosa adquire cor vermelha em contacto com soluções ácidas e, cor roxa em contacto com soluções básicas. *A solução aquosa dos rabanetes - A sua solução aquosa adquire cor vermelha em contacto com soluções ácidas e, cor acastanhada em contacto com soluções básicas. *A solução aquosa da pêra - A sua solução aquosa adquire cor vermelha em contacto com soluções ácidas e, cor verde-seco em contacto com soluções básicas. *A solução aquosa da couve roxa adquire cor Roxa avermelhada escura em pH Neutro; Vermelho em pH acido; Azul em pH alcalino fraco e Verde em pH alcalino forte. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 39 Os indicadores podem se encontrar embebidos em papéis ou na forma de soluções. No caso do papel indicador, a coloração produzida pelo contato com a solução deve ser comparada com uma escala de cores padrão para que se possa identificar a cor igual ou a mais parecida. Pelo método das soluções, um indicador é adicionado a várias soluções de pH conhecido, de maneira a formar uma escala de cores; o mesmo indicador é adicionado à solução de pH desconhecido, e a cor assumida por esta solução é comparada com a escala de cores formada pelas soluções de pH conhecido. Método colorimétrico Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 40 Método colorimétrico Indicador universal http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal http://shop.miniscience.com/navigation/categorylist.asp?CatID=51 http://www.amazon.com/pH-Test-Strips-1-14-vial/dp Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 41 Dada a subjetividade em determinar a mudança de cor, os indicadores de pH não são aconselháveis para determinações precisas de pH. Um medidor de pH é freqüentemente usado em aplicações onde é necessária uma rigorosa determinação do pH da solução. Método colorimétrico A determinação eletrométrica do pH é feita através de aparelhos chamados pH-metros ou potenciômetros, constituindo-se num método mais preciso do que o colorimétrico. Baseia-se o método eletrométrico na formação de potenciais elétricos entre duas soluções com concentrações (ou atividades) iônicas diferentes. Neste caso em particular, a espécie iônica de interesse é o H+. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 42 Método eletrométricoou potenciométrico O método exige a utilização um voltímetro especifico (pH-metro). Para qualquer medida do DDP precisamos dois eletrodos onde um dele sempre é o eletrodo da referencia. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 43 Método eletrométrico ou potenciométrico Um elemento importante deste método é os eletrodos da referencia. Ag+/AgCl Cu2+/CuSO4 Hg+/Hg2Cl2 H+/H2 Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 44 Método eletrométrico ou potenciométrico Potenciais dos eletrodos da referencia Standard hydrogen electrode (SHE) (E=0.000V) also known as "normal hydrogen electrode" (NHE) H+/H2 Saturated calomel electrode (SCE) (E=+0.242V saturated) Hg+/Hg2Cl2 Copper-copper(II) sulfate electrode (E=-0.318V) Cu2+/CuSO4 Silver Chloride Electrode (E=0.225V saturated) Ag+/AgCl Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 45 Método eletrométrico ou potenciométrico Potenciais e reações eletroquímicos nos eletrodos da referencia são constantes por causa das reações eletroquimicas Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 46 Método eletrométrico ou potenciométrico O funcionamento do eletrodo de vidro (seletivo á H+) tem como base a diferença de potencial elétrico (ddp) entre duas soluções separadas por uma membrana de vidro especial, com concentrações de H+ diferentes. Desta forma, o eletrodo funciona como uma membrana seletivamente permeável á H+ , cuja diferença de potencial é dada pela equação de Nernst: ⎟⎟⎠ ⎞ ⎜⎜⎝ ⎛⎟⎠ ⎞⎜⎝ ⎛= ][ ][ln e i H H zF RTddp onde: ddp = diferença de potencial elétrico através da membrana do vidro seletivo z = valência do íon F = número de Faraday (96500 Coulomb/mol) R = constante dos gases perfeitos (8,3143 J/(K⋅mol) T = temperatura absoluta (°K) [Hi] = concentração de H+ no interior [He] = concentração de H+ na solução Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 47 Método eletrométrico ou potenciométrico Substituindo os símbolos pelos valores correspondentes, para um íon monovalente, a 25 °C (298 °K), temos: Convertendo ln em log (0.02568 x 2.3) e fazendo [Hi] = 1 temos: ⎟⎟⎠ ⎞ ⎜⎜⎝ ⎛⎟⎠ ⎞⎜⎝ ⎛ × ×= ][ ][ln 965001 2983143.8 e i H Hddp ⎟⎟⎠ ⎞ ⎜⎜⎝ ⎛= ][ ][ ln02568.0 e i H Hddp ⎟⎟⎠ ⎞ ⎜⎜⎝ ⎛= ][ ][ log059.0 e i H Hddp ⎟⎟⎠ ⎞ ⎜⎜⎝ ⎛= + ][ 1log059.0 H ddp Como pH H =⎟⎟⎠ ⎞⎜⎜⎝ ⎛ + ][ 1log a relação entre o potencial elétrico (ddp, em Volt) e o pH se dá através das equações: pHddp ×= 059.0 059.0/ddppH = Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 48 Método eletrométrico ou potenciométrico Elétrodo combinado = eletrodo da referencia + eletrodo seletivo H+. O eletrodo da referencia está também no dentro do eletrodo seletivo! Sem o conector poroso o eletrodo combinado não funciona. As concentrações, onde os eletrodos da referencia se encontra, determina o próprio potencial deles e empurrar o valor registrado por pH-metro. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 49 Método eletrométrico ou potenciométrico All glass pH electrodes have extremely high electric resistance from 50 to 500 MOhm. Therefore, the glass electrode can be used only with a high impedance measuring device like a pH meter, http://en.wikipedia.org/wiki/pH_meter Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 50 Método eletrométrico ou potenciométrico www.mt.com/ph-meters Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 51 Método eletrométrico ou potenciométrico http://www.milwaukeetesters.com/ Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 52 Método eletrométrico ou potenciométrico Esquema das conexões externos dum pH-metro. Para medir os valores corretos do ddp no eletrodo seletivo todos os outros resistências deve ser centenas vezes menor do que a resistência da membrana seletiva do eletrodo (6), qual em sua vez deve ser centenas vezes menor do que a resistência interna do pH- metro (V). 1 e 2 são resistências dos contatos Cu/Ag e respectivos potenciais; 3 e 4 são resistências e respectivos potenciais Ag/AgCl eletrodos em internos soluções KCl ou HCl; 5 é resistência e respectivo potencial do vidro poroso conectando o meio aquoso do eletrodo da referencia com solução experimental. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 53 Método eletrométrico ou potenciométrico Simples pH-metros http://www.66pacific.com/ph/simplest_ph.aspx Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 54 Método eletrométrico ou potenciométrico Determinação do pH e outras íons e moléculas nas células. Biologia Molecular da célula Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 55 Antes de sua utilização o pH-metro (ligado previamente) precisa ser calibrado. Este procedimento, portanto, é obrigatório, pois, objetiva deixar o aparelho em condições de realizar, com precisão, medidas de pH. Para tanto, faz-se uso de soluções tampão de pH conhecido, que servirão de referencial para o aparelho. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1. CALIBRAÇÃO do pH-metro Atenção: Para obter os dados confiáveis o pH-metro, como qualquer aparelho eletrônico da precisão, deve ser ligado pelo menos 15 minutos antes do usar. (Para saber o tempo mínimo exato consulta o manual). Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 56 Material necessário a) Equipamento: pH-metro e agitador magnético b) Vidraria: - tubos de ensaio - beckers c) Soluções: - solução tampão padrão pH = 7.0 - solução tampão padrão pH = 4.0 d) Outros: - estante para tubos de ensaio - papel absorvente - pisseta com água destilada PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 57 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro 1) Ligue o aparelho, verifique se o mesmo se encontra no modo “stand by”; caso não esteja, coloque-o no referido modo e espera ~15 minutes; 2) Retire o eletrodo da solução (3M KCl) onde o ele está, lave com o auxílio de uma pisseta com água destilada, enxugue-o com papel absorvente e coloque no 10 ml- becker contendo a barra magnética e água, por o conjunto no centro um agitador magnético e liga-o. 3) Coloque as soluções de calibração (pH=7.0 e pH=4.0) em beckers pequenos (`10 ml) devidamente identificados; NÃO É PRECISO PIPETAR, basta despejar da solução até, aproximadamente, da marca “10 ml” no becker; 4) Retire o eletrodo do becker com água destilada e enxugue-o delicadamente; 5) Coloque o eletrodo no becker contendo a solução de pH=7.0; 6) Ponha o aparelho no modo de leitura de pH e espera a estabilização do valor apresentado no visor do aparelho (não esquece a agitação da solução); 7) Ajuste o controle de calibração até que o valor coincida com o pH da solução, 7.0; 8) Coloque o aparelho no modo “stand by”; 9) Retire o eletrodo do becker e lave o eletrodo com o auxílio de uma pisseta e enxugue-o com papel absorvente; Atenção: para o precisão, todas as medidas do pH e calibração do pH-metro deve ser feito sobre agitação das soluções com agitador (magnético). Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 58 10) Coloque o eletrodo no becker contendo a solução de pH=4.0; 11) Coloque o aparelho no modo de leitura de pH (não esquece a agitação da solução); 12) Ajuste o controle de sensibilidade até que o aparelho apresente no visor o valor 4.0; 13) Coloque o aparelho no modo “stand by” e retire, cuidadosamente, o eletrodo do becker e lave o eletrodo com o auxílio de uma pisseta e enxugue-o com papel absorvente; 14) Repita os itens 5 e 6 e leia o pH; caso a leitura seja diferente do pH especificado, repita o item 7; 15) Repita os itens 08 a 11;caso a leitura seja diferente do pH especificado, repita o item 12; 16) Coloque o aparelho no modo “stand by”, retire cuidadosamente o eletrodo do becker, lave-o com água destilada e deixe-o parcialmente imerso num becker com água destilada; 17) Devolva as soluções de calibração aos seus respectivos frascos. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro Lembre-se que o eletrodo não pode ficar mais do que 1 min no ar. Ele deve ser ou na água (no tempo curto) ou na solução de 3M KCl! Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 59 Este procedimento visa medir o pH de soluções utilizando o pH-metro. Material necessário a) Equipamento: pH-metro e agitador magnético b) Vidraria: 8 tubos de ensaio; 1 pipeta de 5 ml; 1 pipeta de 10 ml; beckers de 125 ml e de 10 ml c) Soluções: fosfato dibásico de sódio (Na2HPO4) 25 mM; fosfato monobásico de sódio (NaH2PO4) 25 mM d) Outros: estante para tubos de ensaio; papel absorvente; pisseta com água destilada 2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 60 Preparação das soluções Duas soluções, designadas A (fosfato ácido de sódio, NaH2PO4) e B (fosfato básico de sódio, Na2HPO4), devem ser misturadas da maneira descrita em Tabela. 2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH Descrição do procedimento pH calculado pH medido 9.59.08.07.06.05.04.03.0VB (ml); Na2HPO4 0.51.02.03.04.05.06.07.0VA (ml); NaH2PO4 87654321Tubos Soluções 1) Separe numa estante oito tubos de ensaio e numere-os de 1 a 8; 2) Pipete em cada tubo as duas soluções nas proporções indicadas; 3) Agite os tubos para homogeneizar as soluções; 4) Faça a leitura do pH. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 61 1) Certifique-se de que o pH-metro está calibrado. 2) Coloca a solução do tubo 1 no 10 ml-becker para medição do pH. (O becker já deveria contem a pequena barra magnética). Por o becker encima do agitador magnético e liga dele. 3) Retire o eletrodo do becker com água destilada, enxugue-o cuidadosamente e mergulhe-o na solução 1; 4) Coloque o aparelho no modo de leitura de pH e observe o valor indicado no visor e anote-o; este será o pH da solução 1; 5) Ponha o aparelho no modo “stand by”, retire cuidadosamente o eletrodo da solução 1, lave-o, enxugue-o. Devolva a solução 1 ao seu respectivo tubo, lave o Becker da medida com água destilada e coloque a solução 2; 6) Repita estes procedimentos para todos os tubos, anotando os respectivos valores de pH observados; 7) Ao terminar as leituras, lave o eletrodo e deixe-o novamente no becker com água destilada. 2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH Leitura do pH Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 62 A determinação matemática do pH é feita através da equação de Henderson-Hasselbach. Para tanto, é necessário conhecer as concentrações e a constante de dissociação (pKa) dos constituintes da solução. Adotaremos como referencial as soluções preparadas, a partir da mistura das soluções A e B. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH 3. Cálculo do pH Equação de Henderson-Hasselbach ⎟⎟⎠ ⎞⎜⎜⎝ ⎛+= ][ ][log A BpKpH a Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 63 Dados: [A]0 = 25 mM; VA = 5.0 ml; [B]0 = 25mM; VB = 5.0 ml; pKa = 7.2 Assim DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH 3. Exemplo: cálculo do pH da solução do tubo 3 Isto indica que, quando as concentrações são equivalentes, o pH=pK mM VV VAA BA A 5.12 )55( 525 )( ][][ 0 =+⋅=+⋅= mM VV VBB BA B 5.12 )55( 525 )( ][][ 0 =+⋅=+⋅= 2.70.1log2.7 5.12 5.12log2.7 =+=⎟⎠ ⎞⎜⎝ ⎛+=pH Usando a equação de Henderson-Hasselbach, calcule o pH teórico das demais soluções. Organize uma tabela contendo os valores experimental e teórico do pH, relacionando-os com as respectivas soluções e explique por que o pH das soluções 1 a 8 apresentou-se de forma crescente. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 64 Colorimetricamente, o pH pode ser determinado usando papel indicador ou através de soluções. Adicionando-se um indicador a várias soluções de pH conhecido forma-se uma escala de cores. 1) Às soluções preparadas anteriormente, adicione duas gotas do vermelho de fenol (indicador); 2) Agite os tubos para homogeneizar as soluções; 3) Identifique as cores obtidas, dando-lhes nomes ou códigos, de forma a configurar uma escala. 4) Adicione o mesmo indicador a uma solução de pH desconhecido; homogeneíze a solução; 5) Compare a cor assumida pela solução de pH desconhecido com as soluções coloridas de pH conhecido; 6) Determine o pH. 7) Explique por que, em conseqüência da adição do indicador, as soluções apresentaram cores diferentes. 4. Determinação colorimétrica do pH Construção de uma escala Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 65 Neste procedimento será verificado o efeito que o CO2 do ar expirado produz numa solução de bicarbonato de sódio. Material necessário a) Equipamento: pH-metro e agitador magnético b) Vidraria: tubos de ensaio; beckers; pipeta de 10 ml c) Soluções: bicarbonato de sódio (NaHCO3) 25 mM; vermelho de fenol d) Outros: estante para tubos de ensaio; papel absorvente; pisseta com água destilada Efeito da adição do CO2 o pH uma solução de bicarbonato de sódio 4. Determinação calorimétrica e eletrométrica do pH Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 66 Descrição do procedimento 1) Num recipiente apropriado (um tubo de ensaio grande), coloque 5 ml de uma solução de bicarbonato de sódio (NaHCO3) 25 mM e 5 ml de água; 2) Adicione quatro gotas de vermelho de fenol à solução; 3) Agite o tubo para homogeneizar a solução; 4) Determine o pH utilizando o pH-metro; anote o valor observado; 5) Com o auxílio de uma pipeta, borbulhe exaustivamente o ar expirado até mudar a cor da solução; 6) Determine, colorimetricamente, o pH da solução após a mudança de cor: compare com as soluções da escala colorimétrica construída anteriormente; 7) Faça a leitura potenciométrica do pH. Elabore uma explicação para a mudança de cor da solução de bicarbonato de sódio após o borbulhamento do ar expirado. Efeito da adição do CO2 o pH uma solução de bicarbonato de sódio 4. Determinação calorimétrica e eletrométrica do pH Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 67 Usando setas para indicar aumento ou diminuição complete a tabela abaixo: Efeito da adição do CO2 o pH uma solução de bicarbonato de sódio alcalose acidose ConseqüênciaspH[H+][H2CO3][CO2] Elabore uma explicação das variações na concentração de CO2 no sangue e suas conseqüências fisiológicas. Dept. Biofísica, 2008 Prof. Oleg Krasilnikov 68 1. 5 Steps to a 5 AP Chemistry (mcgraw-Hill) doi:10.1036/0071412751 2. http://www.virtlab.com/index.aspx 3. http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal 4. http://pt.wikipedia.org/wiki/PH#Defini.C3.A7.C3.A3o 5. http://shop.miniscience.com/navigation/categorylist.asp?CatID=51 6. http://www.milwaukeetesters.com; 7. www.mt.com/ph-meters 8. http://www.amazon.com/pH-Test-Strips-1-14-vial/dp 9. http://www.ausetute.com.au/titrcurv.html 1. Adelar Bracht e Emy Luiza Ishii-Iwamoto “Métodos de Laboratorio em Bioquímica” Manole, 2003 2. Kathy Barker “Na Bancada” Artmed, Editora S.A., 2002 3. Marzocco, A. & Torres, B. B. Bioquímica Básica,Guanabara, 1990. 4. Campbell, J. M. & Campbell, J. B. Matemática de Laboratório. 3a Ed. Roca, São Paulo, 1986. 5. Hargreaves, A. B. Métodos Físicos de Análises (Fotocolorimetria e pH-metria). Livraria Atheneu, Rio de Janeiro, 1979. 6. Vieira, E. C.; Gazzinelli, B. & Mares-Guia, M. Química Fisiológica, Livraria Atheneu, Rio de Janeiro, 1979. BIBLIOGRAFIA
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