Bioquímica Prática II Determinação do pH

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CENTRO UNIVERSITÁRIOCATÓLICO DE VITÓRIA - ES
BRENDA CESAR PIRES
DIANDRA PITTELLA FELIPE
FABRÍCIO COLODETTI DA SILVA
KETLEN MARCELINO MATIAS
ICA - AULA PRÁTICA: DETERMINAÇÃO DO pH
VITÓRIA
2017
CENTRO UNIVERSITÁRIO CATÓLICO DE VITÓRIA - ES
BRENDA CESAR PIRES
DIANDRA PITTELLA FELIPE
FABRÍCIO COLODETTI DA SILVA
KETLEN MARCELINO MATIAS
ICA - AULA PRÁTICA: DETERMINAÇÃO DO pH
Relatório do Curso de Graduação em Enfermagem apresentado ao Centro Universitário Católico de Vitória – Salesiano, como requisito parcial da disciplina Bioquímica ministrada pelo professor Geraldo Gomes.
VITÓRIA
2017
1 INTRODUÇÃO
Ao falarmos de composição celular de forma minuciosa, mais que de organelas, podemos falar de sua estrutura molecular, na qual a maior parte das reações químicas ocorrem devido às variações de pH. Em nós, seres humanos, o pH plasmático ótimo deve medir cerca de 7,4 dentro de uma escala que pode ser medida de 0 a 14. Uma possível queda de medida beirando a neutralidade que mede 7,0 pode resultar em consequências graves. No interior celular as reações não são diferentes, as reações do pH acontecem pela sua interação com as enzimas em suas atividades, as quais têm função catalisadora. Grande parte do processo de reações deste tipo acontecem por ocorrer liberação ou captação de prótons do meio aquoso no qual estão as substâncias contidas na célula. Todavia, o pH plasmático e celular, mantém-se em sua escala ótima que ocorre graças aos sistemas-tampão (MARZZOCO; TORRES, 1999).
Tratando-se hoje de acidez e basicidade na ótica química, há uma enorme aplicabilidade e abrangência. Desde o momento em que estudos concluíram a existência de funções ácidas e básicas, grande parte das reações químicas foram melhor compreendidas. Hoje, o conhecimento sobre os ácidos e bases é uma importante ferramenta utilizada em indústrias, pesquisas, produção de medicamentos, estudos ambientais, etc (MORENO; MARTINS; RAJAGOPAL, 2015). 
Em épocas pré-históricas, antes de haver qualquer conceito de acidez e basicidade, o ser humano teve a experiência. Por exemplo, quando ao degustar frutas e notar que umas são mais azedas que outras, mesmo que elas sejam do mesmo tipo. Essa percepção não se restringe apenas aos seres humanos (MORENO; MARTINS; RAJAGOPAL, 2015). 
Findando o século XVII e iniciando o XVIII, nos laboratórios já estavam sendo utilizadas técnicas bastante eficientes, como destilação, recristalização, redução/oxidação, decomposição, etc. Nesta época, muitos cientistas, como por exemplo: Jan van Helmont (1577-1644); Robert Boyle (1627- 91); Georg Stahl (1660-1734); Carl Scheele (1742-1786) e Antoine Lavoisier (1743-94), elucidaram teorias dos compostos ácidos que tiveram muita relevância (MORENO; MARTINS; RAJAGOPAL, 2015). 
Acidez e basicidade hoje podem ser definidos com certa relatividade. Para que as reações ácido-base possam ser interpretadas, os íons hidroxila não tem mais relevância e as forças consideradas estão associadas à capacidade de doar ou receber espécies como o próton (H+ ) ou pares de elétrons (MORENO; MARTINS; RAJAGOPAL, 2015). 
Sobre as teorias de ácido-base, é adequado dizer que na verdade são definições dos ácidos e bases, o raciocínio teórico não se parece, por exemplo, com o da teoria da ligação de valência, ou com a teoria de orbitais moleculares. Os ácidos podem até ser manipuláveis no sentido de tornarmos eles em outra coisa, os diferentes tipos de conceito não enfatizam o que é certo, mas as formas com as quais eles podem ser utilizados em situações distintas. Definições que foram dadas ao longo da história científica às reações dos ácidos e bases são complementares umas às outras (AYALA, [20__]).
De forma generalizada, podemos falar a respeito das inúmeras definições de ácido-base observando suas similaridades mais comuns. O ácido é sempre definido como doador de espécies positivas H+ , ou sempre recebe de espécies negativas como um íon de óxido por exemplo. Já a base em sua definição, é tida como doadora de espécies negativas, ou receptora de espécies positivas. Seguindo desta forma, pode-se definir que a acidez possui uma natureza positiva que diminui por reagir com uma base e basicidade uma natureza negativa que diminui pela reação com o ácido (AYALA, [20__]).
Os instrumentos que podem ser usados em laboratório para determinar o pH podem ser: corantes indicadores que mudam de cor em um intervalo específico de pH; pHmetro que é um aparelho medidor do pH, este possui mais precisão; papel indicador universal, fornece valores aproximados do pH.
2 OBJETIVOS
Analisar o pH (potencial de hidrogênio) de diferentes soluções usando o método colorimétrico com as fitas de pH. 
3 MATERIAIS
Para o experimento foram utilizados os itens abaixo:
�
6 Tubos de ensaio;
Estantes para tubos;
Pipetas;
 Ácido Clorídrico (HCL) ;
Azul de Bromotimol;
Água destilada;
 Hidróxido de Sódio (NaOH );
Vermelho de metila;
Fenolftaleína;
Fita Colorimétrica;
Papel absorvente
�
4 RESULTADO DOS PROCEDIMENTOS PRÁTICOS
Neste procedimento realizado utilizamos os indicadores: Azul de bromotimol, Vermelho de metila e fenolftaleína. 
O azul de bromotimol é um indicador de pH que em solução ácida fica amarelo, em solução básica fica azul e em solução neutra fica verde. Ele atua como um ácido fraco em solução.
Vermelho de metila ou vermelho de metilo, também chamado C.I., é um corante indicador de pH que se torna vermelho em soluções ácidas.
A fenolftaleína é um indicador de pH com a fórmula C20H14O4. 
Os indicadores mudaram a cor da solução em um intervalo específico de pH.
Obtivemos os resultados nas cores representadas no quadro a seguir:
Experimento:
	Tubo
	Indicador
	Substância
	Cor
	01
	Azul de bromotimol
	HCI 4mL
	Amarelo
	02
	Azul de bromotimol
	NaOH 4mL
	Azul
	03
	Vermelho de metila
	HCI 4mL
	Rosa Claro
	04
	Vermelho de metila
	NaOH 4mL
	Amarelo Claro
	05
	Fenolftaleína
	HCI 4mL
	Branco
	06
	Fenolftaleína
	NaOH 4mL
	Rosa
2º Procedimento:
Neste procedimento foi medido o pH das amostras com o auxilio da fita colorimétrica. Em cada amostra foi introduzida uma fita, após alguns segundos comparou-se sua cor resultante com a tabela de cores apresentada na caixa das fitas, chegando assim ao pH d e cada uma delas.
	Tubo
	Substância
	pH
	Conclusão: 
ácido, básico ou neutro
	07
	Água destilada
	5-6
	Ácido
	08
	Água de bebedouro
	6-7
	Ácido
	09
	Água de coco
	5
	Ácido
	10
	Coca-Cola
	-
	-
	11
	Suco de limão
	2
	Ácido
	12
	Leite
	7
	Neutro
	13
	Solução de Catchup
	4
	Ácido
	14
	Maçã triturada
	4
	Ácido
	15
	Vinagre
	3
	Ácido
	16
	Café
	5
	Ácido
	17
	Caldo de chuchu
	7
	Neutro
	18
	Suspensão oral Mylanta
	10
	Básico
	19
	Suco de couve
	6
	Ácido
	20
	Suco de berinjela
	5
	Ácido
	21
	Tomate
	5
	Ácido
	22
	Suco de mostarda
	3-4
	Ácido
A fita indicadora universal de pH é um método mais prático e simples para medir o pH de um substância. Não necessita de calibrador e manutenção, é usado e logo após descartado. As tiras aponta a escala do pH do ácido ao básico através de uma variedade de cores, com isso, é possível classificar a solução analisada. 
5 CONSIDERAÇÕES FINAIS 
Através da aula prática realizada pela turma, foi possível compreender o método de determinação de potencial hidrogeniônico utilizado, assim como obter o domínio de classificação desses produtos de acordo com o pH. 
Concomitante a isto, as buscas feitas na literatura foram de extrema importância na elucidação dos conceitos e métodos existentes, proporcionando um melhor entendimento pela equipe, principalmente no que diz respeito à importância da conservação dos alimentosdo ponto de vista microbiológico e físico-químico. Uma vez que, os teores de proteína, água e o próprio pH podem indicar o tipo mais adequado de manipulação, produção e/ou beneficiamento e conservação desses produtos, aumentando desta forma, sua integridade, vida de prateleira e a garantia de consumo seguro pela população.
REFERÊNCIAS
AYALA, José Danilo. Definições de Ácidos e Bases: Química de Ácidos e Bases. MG: UFMG, [20__]. 1 p. Disponível em: <http://qui.ufmg.br/~ayala/matdidatico/acidobase.pdf>. Acesso em: 10 nov. 2017.
MARZZOCO, Anita; TORRES, Bayardo Baptista. Bioquímica Básica. 2ª. ed. Rio de Janeiro: Guanabara Koogan, 1999. 355 p. v. 1.
MORENO, E.L; MARTINS, E.; RAJAGOPAL, K. Basicidade e Acidez, da Pré-História aos Dias Atuais . Revista Virtual de Química, Rio de Janeiro, v. 7, n. 3, p. 893-902, fev. 2015. Disponível em: <http://rvq.sbq.org.br/imagebank/pdf/v7n3a09.pdf>. Acesso em: 08 nov. 2017.