Relatório PREPARO E MANUSEIO DE SOLUÇÕES (PH E TAMPÕES)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
CENTRO DE CIÊNCIAS 
DEPARTAMENTO DE BIOQUÍMICA E BIOLOGIA MOLECULAR 
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS DE BIOFÍSICA 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA I - PREPARO E MANUSEIO DE SOLUÇÕES (PH E TAMPÕES) 
 
 
 
 
 
 
GABRIELA ALVES VALENTIM 
 
 
 
 
 
 
 
 
FORTALEZA 
OUTUBRO DE 2017 
1. INTRODUÇÃO 
Os seres vivos são muito sensíveis as variações de pH em seu meio 
interno, sendo que alterações superiores a 0,3 podem gerar consequências graves, 
levando até mesmo a morte (HENEIDE, 2010; SOUZA & ELIAS, 2006). 
O pH, ou potencial hidrogeniônico, é definido como o cologaritmo da 
concentração hidrogeniônica do meio, como observado na equação 
 
 o que indica a acidez ou basicidade de uma solução. Valores de pH 
inferiores a 7 são chamados de ácidos, e acima deste valor ficam as soluções 
básicas (BROWN et al., 2017). 
O pH do sangue humano, em condições normais, é de 7,4 para o sangue 
arterial e 7,35 no sangue venoso, sendo estes regulados por processos fisiológicos 
(HALL, 2011). Quando o corpo não é capaz de regular o pH interno podem ocorrer 
os fenômenos de alcalose e acidose. O quadro de alcalose ocorre quando o pH 
sanguíneo aumenta para além de 7,4. Quando valores de pH acima de 7,8 são 
atingidos há risco de morte. A alcalose pode ser causada por respiração muito 
acelerada, uso de drogas e doenças pulmonares, entre outras causas. O quadro de 
acidose ocorre quando o pH sanguíneo diminui, alcançando valores abaixo de 7,35. 
A acidose está muito relacionada com doenças respiratórias, como asma e 
bronquite. O paciente com acidose sofre com falta de ar e desorientação, correndo 
risco de morte quando o pH atinge valores inferiores a 6,8 (SOUZA & ELIAS, 2006; 
FIORUCCI et al., 2001). 
A regulação do equilíbrio ácido-base nos organismos depende da atuação 
de sistemas tampões existentes no corpo (SOUZA & ELIAS, 2006). As soluções 
tampões recolhem prótons quando estes estão em excessos e fornece prótons 
quando estão ausentes, assim, as soluções são formadas por um aceptor e um 
doador de prótons (HENEIDE, 2010). Dessa forma, um sistema tampão é formado 
por um sal fraco e sua base conjugada ou uma base fraca e seu ácido conjugado 
(FIORUCCI et al., 2001). É importante ressaltar que não impede as mudanças de 
pH, mas suaviza essas mudanças, mantendo o pH mais estável apesar da adição de 
íons H+ e OH- (HENEIDE, 2010). 
Para estimar o pH de uma solução tampão ou determinar a concentração 
do aceptor e do doador de prótons para atingir um determinado pH podemos utilizar 
a equação de Henderson-Hasselbalch, determinada pela equação 
 
 
 
, sendo pKa = logaritmo da constante de dissociação ácida, [A] = 
concentração de aceptor de prótons e [D] = concentração do doador de prótons. 
O estudo dos sistemas tampões possui diversas aplicações na indústria e 
pesquisa. Um exemplo é a utilização de soluções tampões em pesquisas que 
trabalham com enzimas sensíveis a variações de pH. Na indústria química o controle 
do pH auxilia na realização de precipitação e de eletroposição de metais, além do 
controle de mecanismos de oxidação (FIORUCCI et al., 2001). Assim, o estudo e 
entendimento sobre os sistemas tampões são de vital importância para o 
desenvolvimento de novas tecnologias e evolução do conhecimento científico. 
 
2. OBJETIVOS 
 Tornar familiar o emprego da equação de Henderson-Hasselbalch e a 
preparação de soluções. 
 Comparar a capacidade tamponante da água com a de uma solução tampão 
de acetato. 
 
3. MATERIAIS E MÉTODOS 
No dia 14 de setembro de 2017, a prática aqui relatada foi realizada no 
Laboratório N1, localizado no bloco 907, Departamento de Bioquímica e Biologia 
Molecular, na Universidade Federal do Ceará (UFC), durante as aulas da disciplina 
de Biofísica, lecionadas pelo Prof. Dr. José Tadeu Abreu de Oliveira. 
Os materiais utilizados na prática aqui relatada foram balança eletrônica, 
béqueres, barra e agitador magnético, pHmetro, pipetas, proveta, balão volumétrico, 
ácido acético 2,0N (Mm=60,05 Da; d=1,33 g/cm³; pureza=99,7%; pka= 4,76), acetato 
de sódio trihidratado (Mm=136,09 Da) e soluções de NaOH 1N e HCl 1N. 
Inicialmente foi preparada uma solução de 100mL de tampão acetato de 
sódio 50mM e pH 5,2. Para tal a quantidade necessária do aceptor e doador de 
prótons foram calculadas utilizando-se a Equação de Henderson-Hasselbalch. Os 
cálculos foram apresentados na seção de resultados deste relatório. A seguir, a 
quantidade de acetato de sódio e ácido acético foram pesados e aferidos utilizando 
a balança eletrônica. A massa de 499mg de acetato de sódio foi solubilizada em 
70mL de água destilada com o auxílio de uma barra e um agitador magnético em um 
béquer. Em seguida, foram adicionados 666µL de uma solução de ácido acético de 
2N com o auxílio de uma pipeta automática. Em uma proveta o volume da solução 
foi ajustado para 90mL com água destilada. Por fim, o pH da solução, que 
inicialmente foi de 4,32, foi ajustado para 5,2 com a adição apenas de uma solução 
de NaOH 1N e auxílio de um pHmetro. A solução foi transferida para um balão 
volumétrico e seu volume foi aferido até 100mL. 
Em um segundo momento foi realizada a titulação de água destilada e da 
solução tampão de acetato de sódio pH 5,2. Dois béqueres foram utilizados. No 
primeiro béquer foi adicionado os 100mL da solução tampão e no segundo, 100mL 
de água destilada. Primeiro a titulação foi realizada na solução tampão, onde foi 
mergulhada a barra magnética e colocada sobre agitação suave. O pH foi 
novamente aferido, marcado o tempo zero. Em seguida, foram adicionadas 6 
alíquotas de 0,250mL de HCl 1N, uma por vez, sendo o pH aferido e anotado após 
cada adição de HCl e estabilização do pH. O mesmo procedimento foi realizado na 
titulação da água destilada. 
 
4. RESULTADOS 
Equação de Henderson-Hasselbalch 
Na solução preparada para esta prática, o aceptor de prótons é o acetato 
de sódio e o doador é o ácido acético. Para o cálculo das quantidades de aceptor e 
doador necessárias no preparo da solução de 100mL de tampão acetato de sódio 
50mM e pH 5,2, foi utilizada a equação de Henderson-Hasselbalch, 
 
 
 
, onde pKa = logaritmo da constante de dissociação ácida do ácido acético, [A] 
= concentração de acetato de sódio e [D] = concentração do ácido acético. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A concentração do doador somada a concentração do aceptor de prótons 
é igual a 50mM. Substituindo o valor da concentração do acetato de sódio ([A]) 
obtermos os seguintes cálculos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para calcular a massa do acetato de sódio são realizados os seguintes 
cálculos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Assim, para 100mL de solução, a massa necessária será de 499mg de 
acetato de sódio. 
Para calcular o volume do ácido acético são realizados os seguintes 
cálculos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sabendo que 60,05g do ácido em 1000mL ocasiona uma concentração 
de 1M, uma solução de 2M contém 120,1g em 1L. Assim, levando em consideração 
que a pureza do ácido acético é de 99,7%, o cálculo da pureza foi realizado: 
 
 
 
 
Por fim, o volume da solução de2N de ácido acético necessário para a 
preparação da solução tampão foi calculado. 
 
 
 
 
 
Logo, para 100mL de solução tampão, o volume necessário é de 666µL 
de ácido acético 2N. 
 
Titulação do tampão acetato de sódio 50mM e água destilada 
Os valores de pHs obtidos a partir da titulação do tampão acetato de 
sódio 50mM pH 5,2 e da água destilada podem ser observados na tabela 01. As 
variações no pH provocadas pela adição do HCl 1N estão destacadas na figura 01. 
Tabela 1 - Valores de pH encontrados na titulação de um tampão acetato de sódio 50mM pH 
5,2 e água destilada aferidos após a adição de alíquotas de 0,250mL de HCl 1N. 
Tempo Alíquota de HCl 1N 
pH Tampão Acetato de 
Sódio 50mM pH 5,2 
pH água destilada 
0 0 5,03 5,34 
1 + 250µL 5,02 3,66 
2 + 250µL 5,01 3,33 
3 + 250µL 5,01 3,13 
4 + 250µL 5,00 3,01 
5 + 250µL 5,00 2,91 
6 + 250µL 4,99 2,83 
 
 
 
 
5. DISCUSSÃO 
Uma solução tampão é uma solução composta por substâncias capazes 
de minimizar alterações de pH motivados pela adição de ácidos e bases adicionados 
a ela ou no meio onde ela se encontra (OLIVEIRA et al., 2012). Em geral, essas 
soluções são compostas por um ácido fraco e sua base conjugada ou por uma base 
fraca e seu ácido conjugado (FIORUCCI et al., 2001). 
O pKa é o cologaritmo da constante de dissociação ácida (Ka), como 
observado na expressão . O pKa de um ácido é um valor de pH que 
provoca 50% de dissociação de H+ (OLIVEIRA et al., 2012). Assim, quanto menor é 
o pKa de um ácido, maior é sua tendência de se ionizar e o ácido é considerado 
forte. O ácido acético é considerado um ácido fraco devido ao seu valor de 
pKa=4,76, o que significa que ele se ioniza pouco. O valor de pKa é essencial para o 
cálculo da equação de Henderson-Hasselbalch, dada pela expressão 
 
 
 
 , permitindo que saibamos a quantidade de doador e aceptor de prótons a 
serem utilizados em uma solução tampão. 
5,34 
3,66 
3,33 
3,13 3,01 2,91 2,83 
5,03 5,02 5,01 5,01 5 5 4,99 
0 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
0 1 2 3 4 5 6 
p
H
 
Tempo 
Água destilada Tampão Acetato de Sódio 50mM pH 5,2 
Figura 1 - Curva de variação do pH do tampão acetato de sódio 50mM pH 5,2 e da água 
destilada após a adição de alíquotas de 0,250mL de HCl 1N. 
Os cálculos na equação de Henderson-Hasselbalch são realizados com 
bases em condições padrões, levando em consideração que as quantidades 
utilizadas de aceptor e doador de prótons irão reagir sem interferência. No entanto, 
na prática é impossível garantir a reação de 100% dos compostos. Além disso, 
outros fatores podem alterar o pH final, como a utilização de reagentes mal 
conservados, temperatura ambiente, agitação e água destilada de baixa qualidade. 
Assim, quando os constituintes da solução tampão foram misturados o valor de pH 
foi diferente do esperado, sendo mensurado como 4,32. 
Caso fosse realizada a adição de HCl a esse tampão, o íon H+ liberado 
pelo HCl iria reagir com o íon acetato de sódio presente na solução, como 
observado na equação . Assim, os produtos 
finais seriam ácido acético e sal. Caso fosse adicionado NaOH ao tampão, o íon OH- 
liberado reagiria com o ácido acético, como observado na equação 
 . Os produtos finais seriam acetato de sódio e água. 
Observando os resultados, percebe-se a diferença entre o 
comportamento da água e da solução tampão quanto a adição das alíquotas de HCl 
1N. A solução tampão não apresentou alterações significantes de pH após a adição 
do ácido forte. A água, no entanto, teve seu pH bruscamente reduzido após a adição 
da mesma quantidade do ácido. Esse fenômeno ocorre devido a capacidade 
tamponante da solução tampão que é capaz de resistir a mudanças de pH após 
adição de um ácido ou base, já que quando íons H+ ou OH- são adicionados a esse 
tipo de solução, eles reagem com as substâncias ácidas e básicas presentes, sendo 
neutralizados e originando produtos que não são capazes de alterar fortemente o pH 
(FIORUCCI et al., 2001). A água, no entanto, não possui a mesma capacidade de 
minimizar a variação do pH, o que se vê refletido no gráfico 01. 
 
6. CONCLUSÃO 
O emprego da equação de Henderson-Hasselbalch permitiu a preparação 
da solução tampão acetato de sódio 50mM pH 5,2. A partir do experimento de 
titulação foi possível demonstrar que a solução tampão foi capaz de minimizar 
mudanças de pH, demonstrando a eficiência da prática. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
BROWN, T. E., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E., MURPHY, C., WOODWARD, P. 
Química: A Ciência Central. 13. ed. Pearson Prentice Hall, 2017. 
FIORUCCI, A. R., SOARES, M. H. F. B., CAVALHEIRO, E. T. G. O Conceito de 
Solução Tampão. Química Nova na Escola, n. 13, p. 18-21, mai. 2001. 
HALL, J. E. Tratado de Fisiologia Médica. Rio de Janeiro: Elsevier, 2011. 
HENEIDE, I. F. Biofísica básica. São Paulo: Editora Atheneu, 2010. 
OLIVEIRA, J. R., WACHTER, P. H., AZAMBUJA, A. A. Biofísica para Ciências 
Biomédicas. Porto Alegre: EDIPUCRS, 2002. 
SOUZA, M. H. L. & ELIAS, D. O. Fundamentos da Circulação Extracorpórea. 2. 
ed. Rio de Janeiro: Centro Editorial Alfa Rio, 2006.