relatorio enzimologia

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Universidade Brasil
RELATÓRIO
Experimento I – Sistema Tampão
Aline dos Reis Trindade
Sandra da Silva Santana 
Sirlene J. V. Medeiros
Suely Maria de Oliveira Morretto
Curso: Farmácia, 7 e 8º semestre – manhã
Disciplina: Enzimologia e Tecnologia das Fermentações 
Professor: Roberto R. R.
INTRODUÇÃO TEÓRICA
As soluções tampão são formadas por um ácido fraco e um sal desse ácido, ou por uma base fraca e um sal dessa base. Elas são preparadas dissolvendo-se os solutos em água.
Soluções tampão são soluções que atenuam a variação dos valores de pH, mantendo-os constantes mesmo com a adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases, ou quando ocorre diluição. A função de um agente tamponador é conduzir uma solução ácida ou alcalina a um certo pH e prevenir a mudança deste pH. Essa resistência do pH é resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão. Usando o princípio de Le Chatelier "quando se provoca uma perturbação sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido que tende a anular esta perturbação, procurando ajustar-se a um novo equilíbrio”, portanto um agente tamponador sustenta esta faixa de concentração por prover o ácido ou base conjugada correspondente para estabilizar o pH ao que está sendo adicionado.
Existe, porém um limite para as quantidades de ácido ou de base adicionadas a uma solução tampão antes que um dos componentes seja totalmente consumido. Este limite é conhecido como a capacidade tamponante de uma solução tampão e é definido como a quantidade de matéria de um ácido ou base forte necessária para que 1 litro da solução tampão sofra uma variação de uma unidade no pH.
Quando uma gota de ácido forte é adicionada à água, o pH muda significativamente. Quando a mesma quantidade, porém, é adicionada a um tampão, o pH praticamente não muda.
Assim como uma esponja só pode absorver certa quantidade de água, um tampão também só pode tamponar certa quantidade de prótons. As fontes e ralos de prótons se esgotam quando quantidades muito grandes de ácidos ou bases fortes são adicionadas a solução. A capacidade tamponante é a quantidade máxima de ácido ou de base que pode ser adicionada sem que o tampão perca sua capacidade de resistir à mudança de pH. O tampão se exaure quando a maior parte da base fraca é convertida em ácido ou quando a maior parte do ácido fraco é convertido em base. Um tampão mais concentrado tem maior capacidade do que um tampão diluído.
A capacidade do tampão também depende das concentrações relativas do ácido fraco e da base fraca. De um modo geral, o que se verifica experimentalmente é que o tampão tem alta capacidade quando a quantidade da base presente é, pelo menos, cerca de 10% da quantidade de ácido. Se isto não acontece, a base é rapidamente consumida quando um ácido forte é adicionado. De forma semelhante, o tampão tem alta capacidade quando a quantidade de ácido presente é, pelo menos, cerca de 10% da quantidade de base. Se isso não acontece, o ácido é rapidamente consumido quando uma base forte é adicionada.
Podem-se usar esses números para expressar a faixa ótima da ação do tampão em termos do pH da solução. A equação de Henderson-Hasselbalch mostra que quando o ácido é 10 vezes mais abundante do que a base ([HA]=10[A-]), o pH da solução é:
Da mesma maneira, quando a base é 10 vezes mais abundante que o ácido ([A-] = 10[HA]), o pH é:
A faixa de concentração, determinada experimentalmente, corresponde a uma faixa de pH igual a 1. Isto é, o tampão age efetivamente dentro de uma faixa de 1 unidade de pKa. Por exemplo, como o pKa de H2PO4- é 7,21, um tampão KH2PO4/K2HPO4 deve ser mais efetivo entre 6,2 e 8,2.
A equação de Henderson-Hasselbalché uma forma rearranjada da expressão da constante de equilíbrio Ka. Além de permitir encontrar a proporção exata dos constituintes para a obtenção do pH desejado, possibilita estimar variações no pH dos tampões, quando se adicionam H+ ou OH–. Também permite o cálculo do pH do tampão, quando a proporção dos componentes é conhecida.
Um dos sistemas tampões mais importantes é o do sangue, que permite a manutenção das trocas gasosas e das proteínas. O pH do sangue é de 7,4 e o principal sistema tampão é um equilíbrio entre o ácido carbônico e o íon a ele associado, o bicarbonato. Este sistema evita variações de 0.3 unidades de pH as quais poderiam trazer graves consequências ao ser humano.
OBJETIVO
Preparar 100 mL de tampão acetato 1 mol/L e verificar sua capacidade tamponante. 
MATERIAIS E MÉTODOS
- Balão volumétrico de 100 mL
- Béquer de 100, 250 mL
- Pisseta com água destilada
- Proveta de 50 mL
- Funil analítico pequeno
- Bastão de vidro
- Ácido acético glacial
- Acetato de sódio (sólido)
- Papel toalha 
- Pipeta graduada
- Solução de HCl 0,1 mol/L
- Solução de NaOH 0,1 mol/L
- pHmetro
- Soluções tampões para calibrar o pHmetro
- Papel indicador universal
- Balança
- Espátula
- Pêra de borracha.
PROCEDIMENTOS:
Preparação das Soluções Tampões
Preparou-se uma solução de 100 mL de tampão acetato 1mol/L, pH 4,5 a partir de solução de ácido acético e acetato de sódio 1 mol/L.
Calculou –se o volume de ácido acético glacial necessário para preparar 100mL de solução 2mol/L. (d= 1,05 g/mL) (% m/m= 99,7)
V= 100 mL = 0,1 L 100mL= 36,7 mL (CH3COONa.3H2O) + 63,3 mL (CH3COOH)
M = n1 = m1 = M1. V1 = M2.V2 = 17,44. V1 = 1. 100
 V(L) MM. V V1= V2 = 5,73 mL (ácido acético)
1m ----- 100mL CH3COOH = 60g/mol
 CH3COONa = 136g/mol
C = 10. D.P
C = 10. 1,05. 99,7 = 1046g/L
M = C = 1046 = 17,44 m
 MM1 60 
Preparou-se então 100 mL de cada uma das seguintes soluções tampões.
3. Calculou- se a massa de acetato de sódio necessária para preparar 100 mL de solução a 1 mol/L. 
CH3COONa. 3 H2O = 136 g/mol
M1 = M. MM. V(L) = M1= 1. 136. 0,1 = 13,6g (acetato de sódio).
4. Preparou-se 100ml de cada solução, que cuidados devem ser observados durante o preparo das soluções. R: adicionar o ácido na água. 
5. Calculou-se os volumes de soluções de ácido acético e acetato de sódio necessários para preparar 100mL de tampão 1 mol/L, pH 4,5 Ka 1,8 x 10 -5.
Ka = 1,8 x 10-5 = pKa = - log Ka
pKa = - log 1,8 x 10-5 = 4,74
pH = pKa + log [A+]
4, 5 = 4, 74 + log [A+]
- 0, 24 = log [sal] = Nsal = 0, 58 = NT= 0, 58 + 1= 1, 58 mol
 [ácido] N ácido 1
1, 58 ------100% 1, 58 ------- 100%
1 ---------- % Hac 0, 58 -------- % sal
% Hac = 63, 3% % sal = 36,7 %
Como sabemos, em uma solução tampão, o pH resultante não é exatamente o esperado. Utilizou-se o pHmetro para determinar o pH exato de cada uma das soluções, como mostra a abaixo: 
*OBS: DEVE –SE TOMAR O MÁXIMO CUIDADO AO SE TRABALHAR COM O PHMETRO, EM ESPECIAL COM O SEU ELETRODO.
Determinação da capacidade tamponante das soluções
Adição de um ácido forte:
Preparou-se uma alíquota de 20 mL do tampão preparado para um béquer de 100 mL. Adicionou – se 1 mL de HCl 0,1mol/L. agitou – se e mediu –se o pH.
pH antes da adição= 4,35 pH após a adição= 4,18.
Adição de uma base forte:
Preparou-se uma alíquota de 20 mL do tampão preparado para um béquer de 100 mL. Adicionou – se 1 mL de NaOH 0,1mol/L. agitou – se e mediu –se o pH.
pH antes da adição= 4,35 pH após a adição= 4,25.
Cuidados e Advertências:
Para manuseio de ácido clorídrico: O ácido clorídrico é uma solução aquosa, fortemente ácida e extremamente corrosiva, devendo ser manuseado com cuidado. O HCl é irritante e corrosivo para qualquer tecido com o qual tenha contato. A ingestão é extremamente tóxica, podendo ser fatal; suainalação também pode ser fatal, portanto não respire sem máscaras. Em contato com a pele pode causar queimaduras severas e em contato com os olhos é extremamente irritante.
Para manuseio de hidróxido de sódio: altamente corrosivo e pode produzir queimaduras, cicatrizes e cegueira devido à sua elevada reatividade. A ingestão pode causar danos graves e permanentes ao sistema gastrointestinal. Sua inalação em pequenas exposições causa irritação, porém em altas doses pode ser danoso ou mortal. Em contato com a pele os sintomas vão desde irritações leves até úlceras graves. Nos olhos pode causar queimaduras, danos a córnea ou conjuntiva.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
O sistema tampão ácido acético e acetato de sódio, em solução aquosa estará completamente dissociado desde que o sal (acetato de sódio) é um eletrólito forte. O ácido acético estará em equilíbrio com seus íons:
CH3COOH(aq)  CH3COO–(aq) + H+(aq)
Na solução tampão, a principal contribuição para a concentração de íons acetato, a base conjugada do ácido acético, é proveniente do sal. Portanto, a ionização do ácido acético é desprezível frente ao excesso de sal (efeito do íon comum), assim como é desprezível a hidrólise do íon acetato frente ao excesso de ácido acético. Por isso, é possível reescrever a expressão da constante de equilíbrio para o ácido acético, substituindo- se o termo [CH3COO–] (que representa a base conjugada do ácido) por [Sal]: Assim, é possível verificar o que acontece com uma solução tampão, composta por ácido acético e acetato de sódio, quando a ela for adicionado um ácido ou uma base fortes.
CH3COOH(aq) + H2O H3O+(aq) + CH3CO2-
Quando um ácido forte é adicionado a uma solução que contém íons CH3CO2- e moléculas CH3COOH, em concentrações aproximadamente iguais, os íons H3O+ recém chegados transferem prótons para os íons CH3CO2- para formar moléculas CH3COOH e H2O. Como os íons hidrônio adicionados são removidos pelos íons acetato, o pH se mantém, quase inalterado. Se, ao contrário uma pequena quantidade de base for adicionada, os íons OH- da base removem os prótons das moléculas CH3COOH para produzir íons CH3CO2- e moléculas H2O. Como uma base forte foi substituída por uma base fraca, a concentração dos íons OH- permanece praticamente inalterada. Consequentemente, a concentração de H3O+ (e o pH) também se mantém quase constante.
QUESTÕES
1. Discutir a importância dos sistemas tampões para os sistemas biológicos.
R: Manter o pH constante.
2. Que danos poderão ser causados as enzimas devido a variações bruscas de pH? Explique.
R: Fator que afeta a forma das proteínas é o grau de acidez do meio, também conhecido como pH (potencial hidrogeniônico). A escala de pH vai de 0 a 14 e mede a concentração relativa de íons hidrogênio (H+) em um determinado meio. O valor 7 apresenta um meio neutro, nem ácido nem básico. Valores próximos de 0 são os mais ácidos e os próximos de 14 são os mais básicos (alcalinos). Cada enzima tem um pH ótimo de atuação, no qual a sua atividade é máxima. O pH ótimo para a maioria das enzimas fica entre 6 e 8, mas há exceções. A pepsina, por exemplo, uma enzima digestiva estomacal, atua eficientemente no pH fortemente ácido de nosso estômago (em torno de 2), onde a maioria das enzimas seria desnaturada. A tripsina, por sua vez, é uma enzima digestiva que atua no ambiente alcalino do intestino, tendo um pH ótimo situado em torno de 8.
3. Representar todos os cálculos desenvolvidos no item 3 do experimento.
V= 100 mL = 0,1 L 100mL= 36,7 mL (CH3COONa.3H2O) + 63,3 mL (CH3COOH)
M = n1 = m1 = M1. V1 = M2.V2 = 17,44. V1 = 1. 100
 V(L) MM. V V1= V2 = 5,73 mL (ácido acético)
1m ----- 100mL CH3COOH = 60g/mol
 CH3COONa = 136g/mol
C = 10. D.P
C = 10. 1,05. 99,7 = 1046g/L
M = C = 1046 = 17,44 m
 MM1 60 
CH3COONa. 3 H2O = 136 g/mol
M1 = M. MM. V(L) = M1= 1. 136. 0,1 = 13,6g (acetato de sódio).
Ka = 1,8 x 10-5 = pKa = - log Ka
pKa = - log 1,8 x 10-5 = 4,74
pH = pKa + log [A+]
4, 5 = 4, 74 + log [A+]
- 0, 24 = log [sal] = Nsal = 0, 58 = NT= 0, 58 + 1= 1, 58 mol
 [ácido] N ácido 1
1, 58 ------100% 1, 58 ------- 100%
1 ---------- % Hac 0, 58 -------- % sal
% Hac = 63, 3% % sal = 36,7 %
4. Completar os espaços em branco com os dados obtidos no experimento:
A – pH teórico do tampão: 4,5
B – pH real do tampão preparado: 4,35
C – pH do tampão após a adição de 1mL de solução de HCl 0,1mol/L
D – pH do tampão após a adição de 1mL de solução de NaOH 0,1mol/L.
5. Que conclusão se pode tirar do experimento realizado?
R: A capacidade do tampão também depende das concentrações relativas do ácido fraco e da base fraca. De um modo geral, o que se verifica experimentalmente é que o tampão tem alta capacidade quando a quantidade da base presente é, pelo menos, cerca de 10% da quantidade de ácido. Se isto não acontece, a base é rapidamente consumida quando um ácido forte é adicionado. De forma semelhante, o tampão tem alta capacidade quando a quantidade de ácido presente é, pelo menos, cerca de 10% da quantidade de base. Se isso não acontece, o ácido é rapidamente consumido quando uma base forte é adicionada.
CONCLUSÃO
Obtivemos êxito na realização do experimento. Os objetivos foram alcançados, pois, a solução tampão foi produzida e testada. 
REFERÊNCIAS
Apostila de Química Analítica A, Profº. Soraya Moreno Palácio. 1º semestre, UNIOESTE-Toledo-PR.
BACAN, Nivaldo. Introdução à semimicroanalise qualitativa, 7º edição, Campinas, SP, editora da Unicamp.
CAMPBELL, M. K. Bioquímica, Artmed, Porto Alegre, 2000.
REMIÃO, J. O. R.; DE SIQUEIRA A. J. S.; DE AZEVEDO, A. M. P. Bioquímica: Guia de aulas práticas, Edipucrs, Porto Alegre, 2003.
SEGEL, I. H. Bioquímica: Teoria e problemas. LTC, Rio de Janeiro, 1979.
VOGEL, Arthur Israel, 1905 - Química analítica qualitativa/ Arthur I. Vogel - São Paulo: Mestre Jou, 1981.