RELATORIO de Biofisica - pHmetria

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO
RELATÓRIO DE BIOFÍSICA
RECIFE, 19 DE SETEMBRO 2011
NOMES:
ALBERTO GALDINO
GABRIEL NERY DE ALBUQUERQUE
KÉCIA
LUCIANE DE FREITAS FIRMINO
MAYARA MOURA
ROBERTO GONÇALVES
RELATÓRIO DE BIOFÍSICA:
PH-METRIA
Relatório do primeiro período do curso de Biomedicina da Universidade Federal de Pernambuco para a primeira atividade prática da disciplina de Biofísica.
RECIFE, 19 DE SETEMBRO DE 2011
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO.....................................................................................4
OBJETIVO.............................................................................................5
SISTEMA TAMPÃO..............................................................................5
MATERIAIS E MÉTODOS...................................................................6
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL.................................................8
APLICAÇÕES.......................................................................................12
RESULTADOS E DISCUSSÃO...........................................................13
	
 
INTRODUÇÃO
	Phmetria envolve conceitos básicos como eletrólitos são íons dissociados em solução, apresentando cargas elétricas que na condução de corrente serão induzidos para eletrodos como, por exemplo, cargas positivas (cátions) migram para o eletrodo negativo (cátodo) e cargas negativas (ânions) migram para o eletrodo positivo (ânodo). A partir disso, estabelece-se uma relação entre dissociação de íons participando de um equilíbrio. Segundo Bronsted-Lowry, um ácido é toda espécie química, íon ou molécula, capaz de doar um próton; e base é toda espécie química; íon ou molécula, capaz de receber um próton. 
Portanto, cada composto exibe um grau próprio de ionização, dissolvendo 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. Com isso, obtemos no equilíbrio químico a lei de ação das massas que descreve uma relação entre os produtos das concentrações de ambos os lados da equação é constante, para uma determinada temperatura, dando o Ka e o Kb.
 Para água, aplica-se, também, a lei da ação das massas, porém a proporção de moléculas não dissolvidas é extraordinariamente grande em relação as dissociadas, por isso se considera o valor da concentração da água constante, não alterando significativamente medições de ph.
Em phmetria, definem-se ph como o potencial hidrogeniônico na qual reflete a concentração de H+ na solução, podendo ser considerada ácida, neutra e básica, dependendo da relação entre [H+] e [OH-]. Para calcular ph faz-se necessário o uso do logaritmo, logo matematicamente pode-se obter a expressão: 
PH= - LOG10 [H+] POH= - LOG10 [OH-]
 
RESUMO
Primeiramente, o conceito de pH foi abordado, assim como as fórmulas, a teoria ácido-base envolvida no processo, os sistemas tampão e os métodos para descobrir o pH em cada solução. Os métodos para a determinação do pH possuem uma eficiência distinta, pois o método colorimétrico é bastante subjetivo ao contrário do potenciométrico que converte a ddp entre os dois eletrodos de referencia em pH. Posteriormente, construímos uma escala com o auxílio do vermelho de fenol através da reação química entre o indicador e a solução que nos fornece uma cor própria de cada pH. Além disso, verificamos o efeito que o CO2 do ar expirado produz numa solução de bicarbonato de sódio.
OBJETIVO
	O principal objetivo da experiência é a determinação do ph das soluções, sabendo que a precisão vai se solução vai ser adquirida de acordo com os métodos estabelecidos.
SISTEMA TAMPÃO
Para o controle de uma variação brusca de ph há os conhecidos sistemas tamponantes, sendo constituídos por ácidos fracos e o seu sal conjugado, como por exemplo, o tampão fisiológico do sangue, formado pelo bicarbonato e gás carbônico: 
CO2 + H2O = H+ + HCO3-
HCO3- + NA+ = NAHCO3
	O calculo de pH na solução tampão é expresso na equação de Handerson-Hasselbach:
(1)
Onde HA é a forma protonada (ácido conjugado ou forma associada) e A- é a forma não protonada (base conjugada ou forma dissociada).
A constante de dissociação (Ka) de um ácido fraco é definida como:
 
(2)
A concentração de íons hidrogênio [H+] de uma solução de um ácido fraco é calculada conforme indicado na equação abaixo. A equação (2) pode ser rearranjada de modo a fornecer:
(3)
A equação (3) pode ser expressa em termos de um logaritmo negativo:
(4)
uma vez que o pH seja igual ao logaritmo negativo de [H+] e -log [H+] e pKa seja igual ao logaritmo negativo da constante de dissociação de um ácido fraco, - log Ka.
A equação de Henderson-Hasselbach, derivada da equação (4) e também mostrada a seguir, é útil para os sistemas de equilíbrio ácido-básico e freqüentemente é utilizada para o preparo de soluções tampão.
 
(5)
	A partir disso, a função principal do pK é demonstrar, em um dado pH do meio, que metade das moléculas do ácido estão em estado desprotonado ou no estado desprotonado metade do tempo, para uma única molécula.
MÉTODO COLORIMÉTRICO E POTÊNCIOMÉTRICO
	Em procedimentos laboratoriais dois métodos são comumente usados para determinar o pH: o colorimétrico e o petenciométrico ou eletrométrico.
	O método colorimétrico baseia-se na comparação entre a cor  obtida na amostra e a coloração dos padrões de uma escala pré-definida.
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 consequentemente, altera-lhes a cor.
Para medições de pH que não precisa ser muito preciso se usa substâncias chamadas indicadores , que variam em cor reversível dependendo do pH do meio em que estão dissolvidos. Podem ser adicionados diretamente para a solução ou uso como tiras de papel indicador:
Vale ressaltar que, dependendo da qualidade do teste colorimétrico que se utiliza, esta metodologia pode apresentar algumas dificuldades, pois nós enxergamos as cores de forma subjetiva, ou seja,  uma mesma cor pode ser interpretada de forma diferente por pessoas diferentes- o que pode parecer mais esverdeado para uma pessoa, por exemplo, pode ser mais azulado para outra. Algumas escalas colorimétricas disponíveis no mercado,  que aparentam ter cores bem diferenciadas entre um ponto e outro, facilitando assim a leitura,  muitas vezes comparam pontos de 0,5 em 0,5 ou até mais. 
 	O método potenciométrico necessita de um aparelho eletrônico (pH-metro), que normalmente é muito mais caro que os testes colorimétricos. Mas tem a vantagem de eliminar a subjetividade de quem está realizando o teste.
Neste caso, vale lembrar que a calibração do eletrodo de forma correta determinará a precisão do resultado do pH. Para garantir a qualidade e precisão no resultado, recomenda-se, portanto, fazer a calibração do eletrodo sempre que se for medir o pH.
	
MATERIAIS:
1.CALIBRAÇÃO DE PH-METRO
Materiais utilizados:
Equipamentos: pH-metro e agitador magnético
Vidrarias: tubos de ensaio e beckers
Soluções: solução tampão padrão pH=7.0 e solução tampão padrão pH=4.0 
2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO PH
Materiais utilizados:
Equipamentos: pH-metro e agitados magnético
Vidrarias: 8 tubos de ensaio; 1 pipeta de 5 mL; 1 pipeta de 10 mL; beckers de 125 mL e de 10 mL
Soluções: fosfato dibásico de sódio (Na2HPO4) 25 mM; fosfato
monobásicode sódio (NaH2PO4) 25 mM
3. EFEITO DA ADIÇÃO DO CO2 O PH DE UMA SOLUÇÃO DE
BICARBONATO DE SÓDIO
Materiais utilizados:
Equipamento: pH-metro e agitador magnético
Vidraria: tubos de ensaio; beckers; pipeta de 10 ml
Soluções: bicarbonato de sódio (NaHCO3) 25 mM; vermelho de fenol
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1.1 Calibração do pH-metro
Deve ligar o aparelho medidor de pH e colocá-lo no modo stand by no mínimo 15 minutos antes do uso. A calibração é um processo que dará ao aparelho um referencial. Tais referenciais são soluções tampão de pH já conhecido. No procedimento, utilizou-se soluções de pH 4 e de pH 7. 
De início, retirou-se o eletrodo da solução 3M KCl em que ele se encontrava, lavou com água destilada, e enxugando em seguida com o auxílio de um papel absorvente, embora não completamente, pois não se deve retirar toda a umidade do eletrodo. Em seguida, colocou dentro de um béquer contendo 10 ml de água destilada e uma barra magnética, o pôs em cima do agitador magnético, ligando o agitador em seguida; a barra magnética homogeneizou a solução.
Enquanto isso, pôs 10 ml das soluções tampão de pH 4 e de pH 7 já mencionadas, cada um em um béquer diferente. Retirou-se o eletrodo da água e o enxugou delicadamente. Colocou o eletrodo dentro do béquer de pH 7 com a barra magnética, sobre o agitador magnético. Pôs-se no pH-metro o modo de leitura de pH e esperou a numeração que apareceu em seguida no aparelho. Justamente nesse momento se dá a calibração, quando com o controle de calibração é indicado ao aparelho que aquela solução é de pH 7. Novamente se põe no modo stand by, lava o eletrodo. O mesmo procedimento acima descrito foi feito com a solução de pH 4, ajustando com o controle de calibração o pH de referencia, pondo em modo stand by. 
Esse procedimento foi repetido em seguida para as duas soluções, mas dessa vez de modo a inferir se os marcadores estavam corretos. Se não estivessem, a calibração teria de ser refeita. Mas tudo deu certo, e se pôde ir para o passo seguinte.
1.2 Determinação potenciométrico do pH
Oito tubos de ensaio foram separados e devidamente marcados. Dentro de cada um deles, foram preparadas soluções de fosfato ácido de sódio (NaH2PO4), e fosfato básico de sódio (Na2HPO4) em diferentes proporções. 
O primeiro tubo foi preenchido com 7 ml da primeira solução e com 3 ml da segunda; no segundo tubo, 6 ml da primeira e 4 ml da segunda solução. Valores diminuídos da primeira solução foram sendo postos nos tubos, e da segunda solução os valores foram aumentando de um, até o sétimo tubo, mas o volume final de 10 ml era exatamente o mesmo em cada uma das soluções final. No oitavo tubo, havia 0,5 ml da primeira solução e 9,5 ml da segunda. Todas as soluções foram homogeneizadas.
Fez a leitura do pH de cada uma das soluções nos mesmo parâmetro descrito na primeira parte. Despeja-se a solução do primeiro tudo no béquer de 10 ml, põe a barra magnética dentro do béquer. E em seguida liga-se o agitador magnético, pondo o pH-metro em modo stand by. O pH medido pelo pH-metro da primeira solução foi de... Em seguida, lava-se e enxuga-se o eletrodo, e o deixa repousando na solução de água destilada, retirando-o em seguida para repetir o procedimento em todas as outras soluções; lava-se também a cada etapa o pequeno béquer de 10 ml e a barra magnética. Os valores medidos pelo pH-metro estão demonstrados na tabela abaixo.
PH MEDIDO:
	6,2
	6,5
	6,6
	6,8
	7,0
	7,3
	7,5
	7,8
PH CALCULADO:
	6,84
	7,03
	7,20
	7,37
	7,56
	7,80
	8,15
	8,48
A fim de praticar os cálculos necessários para a obtenção dos valores teóricos de pH, obtidos através da equação de Henderson-Hasselbach, foram feitos os seguintes cálculos:
Cálculos teóricos do pH e da ddp:
Quando há a ionização do ácido fosfórico diferentes valores de pka são calculados, mas somente o pk2 será utilizado na experiência.Depois, faz-se uso da equação de Henderson-Hasselbach.
H2PO4- ⇔ H+ + HPO4 pka2= 7.2
Fórmulas:
[A]=[A0] x Va/Va+Vb [B]=[A0] x Vb/Va+Vb
pH=pKa + log[B]/[A] 
1)TUBO 1:
[A]=25x7/7+3=17.5mM [B]=25x3/7+3=7.5mM
pH=7.2 + log 7.5/17.5=6.84
2)TUBO 2:
[A]=25x6/10=15mM [B]=25x4/10=10mM
pH=7.2 + log10/15=7.03
3)TUBO 3:
[A]=25x5/5+5=12.5mM [B]=25x5/5+5=12.5mM
pH=7.2 + log12.5/12.5=7.20
4)TUBO 4:
[A]=25x4/10=10mM [B]=25x6/10=15mM
pH=7.2 + log15/10=7.37
5)TUBO 5:
[A]=25x3/10=7.5mM [B]=25x7/10=17.5mM
pH=7.2 + log17.5/7.5=7.56
6)TUBO 6:
[A]=25x2/10=5mM [B]=25x8/10=20mM
pH=7.2 + log20/5=7.80
7)TUBO 7:
[A]=25x1/10=2.5mM [B]=25x9/10=22.5mM
pH=7.2 + log22.5/2.5=8.15
8)TUBO 8:
[A]=25x0.5/10=1.25mM [B]=25x9.5=23.75mM
pH=7.2 + log23.75/1.25=8.48
Os valores acima descritos, indicados pelo pH-metro, diferiram um pouco dos pH calculados acima. Tais diferenças podem ter sido em decorrência de as concentrações terem sido levemente alteradas no processo manual de depositar, através de pipetagem, os valores de NaH2PO4 e de Na2HPO4, ou erro no aparelho, ou até mesmo procedimentos errados nos cálculos.
1.3Determinação colorimétrica do pH
Colorimetricamente, o pH pode ser medido através do papel indicador, ou utilizando uma solução específica nas soluções de pH já conhecido, o vermelho de fenol. Corantes são dotados de propriedades halocromáticas, a capacidade de mudar de coloração em função do pH do meio. Em cada um dos oito tubos, foram postas duas gotas da solução vermelho de fenol. Uma escala de cores se formou então. Nos tubos de 1 a 4, foram observadas pequenas variações crescentes na tonalidade amarela, sendo que era no tubo 4 a solução estava amarelo escuro. No tubo 5 e no tubo 6, o tubo estava em tonalidades crescentes de laranja. No sétimo, vermelho, e no oitavo, rosa. Ao ser adicionado nas soluções, o vermelho de fenol se liga aos íons H+ ou OH-, e em decorrência da mudança de sua configuração eletrônica, altera a cor. Em seguida ao analisamos uma solução X, cujo seu pH era desconhecido, após fazermos a sua coloração tivemos uma noção básica de qual seria seu pH, sendo sua cor mais próxima dos tubos 5 e 6. Ao medirmos seu pH nossa prevê analise se confirmou.
2.Determinação do pH de uma solução de Bicarbonato de Sódio com a adição de CO₂
No princípio do experimento, em um determinado recipiente, foi colocado 10 ml de uma solução de bicarbonato de sódio (NaHCO₃) 25 mM.
-Logo após, duas gotas de vermelho de fenol foram adicionadas à solução de NaHCO₃. Para homogeinezar a solução, o tubo foi agitado.
-Para determinar o pH desta solução, foi utilizado a escala das cores feita na experiência anterior, comparando as cores, no método colorimétrico, ficando pH=6,6.
-Com o auxílio do pH-metro, foi determinado o pH, ficou sendo o pH=8,3. Logo, este valor foi comparado com o valor conhecido pelo método colorimétrico.
-Com o uso da pipeta de 10 ml, através da borbulhação com o ar expirado, a solução foi borbulhada até mudar de cor.
-O pH desta solução foi determinado pelo método colorimétrico depois da mudança de cor, comparando-a com as demais soluçõesda escala colorimétrica, o qual foi construída anteriormente.
-Enfim, no método potenciométrico, foi feita a leitura do pH, comparando-se com os valores conhecidos pela colorimetria.
APLICAÇÕES:
A pHmetria esofágica é um exame no qual é medido a quantidade de ácido que sobe do estômago para o esôfago durante 24 horas, e quanto tempo esse ácido permanece no esôfago.É normal que o ácido suba do estômago para a parte final do esôfago algumas vezes ao dia, mas que permaneça lá pouco tempo. Se o ácido sobe até a garganta ou reflui ao esôfago muitas vezes ao dia ou fique parado no esôfago por muito tempo, isso pode levar a doenças como esofagite, úlceras, tosse crônica, asma e outras. A pHmetria é o único exame que permitea análise adequada do que acontece com o ácido no esôfago. 
RESULTADO E DISCUSSÃO
 Com base no nosso conhecimento teórico adquirido na aula discursiva e prática pudemos determinar de forma aproximada os valores de ph de cada solução.
 A acidez e a basicidade são determinadas por uma escala colorimétrica ou por um valor indicado pelo potenciômetro.Na escala colorimétrica, o vermelho de fenol é adicionado a fim de determinar a coloração de cada substância de acordo com suas características básicas ou ácidas.Já o potenciômetro precisa ser calibrado para que seja devidamente utilizado.Após todo o processo de ligamento do aparelho,de lavagem e transporte das soluções, faz-se a adição de 3 gotas de vermelho de fenol a uma solução de bicarbonato de sódio, agitação do tubo para homogeneizar a solução para que finalmente o pH seja determinado.Usando uma pipeta, borbulhamos até mudar a cor da solução e comparamos a coloração da solução do tubo com as demais soluções com pH predeterminado.Depois, realizamos a leitura potenciométrica do pH.
 Analisando o borbulhamento, verificamos a formação de um sistema tampão entre o ácido carbônico e o bicarbonato de sódio.Na determinação potenciométrica do pH, duas soluções de fosfato de sódio ácido e básico foram adicionadas em oito tubos os quais continham volumes distintos.Cada pH determinado pelo potenciômetro foi repassado para a tabela.Posteriormente,analisamos os valores de pH e concluímos que há uma divergência numérica, pois o erro humano e dos materiais influenciam o resultado final.