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RELATORIO de Biofisica - pHmetria

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de 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 permite