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pH metriapH-metria OBJETIVOS: Caracterizar: O potencial hidrogeniônico; C it d l t ólitConceito dos eletrólitos; Constante de ionização e a teoria de Bronsted-Lowry; Escalas do pH e pOH e Dissociação da água; Sistemas tampão Mecanismo de ação;Sistemas tampão - Mecanismo de ação; Dois métodos da determinação do pH: o colorimétrico e o potenciométrico; Indicadores e pH metros;Indicadores e pH-metros; Eletrodos da referencia e da medida; Potenciais e reações eletroquímicos nos eletrodos; Equação de Nernst;Equação de Nernst; Esquema das conexões externos do pH-metro; Simples pH-metros; PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 1 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL pH metriapH-metria INTRODUÇÃO Os íons hidrogênio (H+) e hidroxila (OH) possuem propriedades particulares especialmente importantes do ponto de vista biológicoparticulares, especialmente importantes do ponto de vista biológico. Todos os fluidos corporais apresentam em sua composição grande proporção de água e, portanto, contêm H+ e OH. Sendo constituintes da água, estes íons estão presentes em todas asconstituintes da água, estes íons estão presentes em todas as soluções aquosas; determinam a acidez e a alcalinidade das soluções e exercem profunda influência em um grande número de funções orgânicas.g A reação de uma solução depende das concentrações relativas de H+ e OH que ela contém. Se a concentração de H+ de uma solução aquosa for maior do que a concentração de OH, a solução terá uma reação ácida; se as concentrações de H+ e OH forem idênticas, a reação será neutra (o caso da água); quando houver predominância de OH, a reação será alcalina. Prof. Oleg Krasilnikov 2Dept. Biofísica, 2011 I t d ãIntrodução H+ > OH : Reação Ácida ç H+ = OH : Reação Neutra H+ < OH : Reação Alcalina A concentração de H+ de uma solução aquosa pode ser determinada por método colorimétrico ou eletrométrico (potenciométrico). O resultado da medida é expresso por um símbolo conhecido como pH. pH é o símbolo para a grandeza físico-química “potencial hidrogeniônico” Prof. Oleg Krasilnikov 3Dept. Biofísica, 2011 ORIGEM E SIGNIFICADO DO pH A concentração de H+ nas soluções, geralmente, é muito pequena. Numa solução neutra por exemplo a concentração de H+ é deNuma solução neutra, por exemplo, a concentração de H é de aproximadamente 0.0000001 g/l. Valores desta magnitude acarretam dificuldade no seu manuseio. Por isso, a notação foi abreviada utilizando-se potências negativas. p g Assim, em vez de: H+ = 0,0000001 g/l g expressa-se da seguinte forma: H+ = 107 g/l = 107 M/l Prof. Oleg Krasilnikov 4Dept. Biofísica, 2011 ORIGEM E SIGNIFICADO DO pH Uma forma ainda mais simples para expressar as concentrações de H+ foi proposta por Sörensen; consiste em utilizar o logaritmo negativo destas t õ O l i f i h d d H ( t i l dconcentrações. O valor assim expresso foi chamado de pH (potencial de hidrogênio). Portanto, pH é o logaritmo negativo da concentração do íon hidrogêniopH é o logaritmo negativo da concentração do íon hidrogênio Matematicamente, o pH pode ser definido pela expressão: pH = log H+pH = log10 H Assim, para uma solução neutra na qual: H+ = 107 M pH = log 107 pH = ( 7) pH = 7 A letra p minúscula lembra a palavra potencial de sorte que tambémA letra p minúscula lembra a palavra potencial, de sorte que também costuma-se dizer: pH = potencial hidrogeniônico da solução pOH = potencial hidroxiliônico da solução Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 5 pOH potencial hidroxiliônico da solução ELETRÓLITOSELETRÓLITOS Um eletrólito apresenta como característica fundamental a capacidade de em solução se dissociar em partículas portadoras de carga elétrica Taisem solução se dissociar em partículas portadoras de carga elétrica. Tais partículas, que podem ser um átomo ou grupo de átomos, são chamadas de íons. Conforme a natureza da carga que portam, os íons podem ser positivos (+) ou negativos ( ) Assim quando por exemplo o NaCl se dissolve numa(+) ou negativos (). Assim, quando, por exemplo, o NaCl se dissolve numa solução produz íons Na+ e Cl. Introduzindo se dois eletrodos numa solução contendo íons e fazendo seIntroduzindo-se dois eletrodos numa solução contendo íons, e fazendo-se passar uma corrente elétrica, os íons positivos (cátions) migrarão para o eletrodo negativo (cátodo) e os negativos (ânions) se dirigirão para o eletrodo positivo (ânodo) Isto ocorre em virtude da atração entre cargaseletrodo positivo (ânodo). Isto ocorre em virtude da atração entre cargas opostas. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 6 ÓELETRÓLITOS É importante lembrar que íons de cargas opostas existem simultaneamente. Isto é, um íon positivo está sempre pareado com um í ti l tá ilíb i É i í líon negativo, com o qual está em equilíbrio. É impossível preparar uma solução contendo um único tipo de íon. Tanto nas soluções preparadas em laboratório como nos líquidosTanto nas soluções preparadas em laboratório, como nos líquidos biológicos, a carga positiva total é exatamente equilibrada pela carga negativa total. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 7 Teoria de Bronsted-Lowry para ácidos e bases Ao reagir com a água, ácidos e bases exibem funções opostas. Enquanto uma molécula de ácido doa um próton, uma molécula de base recebe um próton de uma molécula de água.base recebe um próton de uma molécula de água. Este fato originou uma ampla definição de ácidos e bases, proposta por J. N. Bronsted e J. M. Lowry, em 1923. Segundo estes autores, um á id é d d d ót b é t d ótácido é um doador de prótons, e uma base é um receptor de prótons; isto ficou conhecido como a definição de Bronsted-Lowry, ou simplesmente de Bronsted. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 8 Constante de ionização Todos os compostos eletrolíticos - ácidos, bases e sais - em solução aquosa, ionizam-se até um certo grau. Cada composto exibe um grau q , g p g próprio de ionização. Um ácido, por exemplo, em solução, libera H+; a tendência para a liberação de H+ é uma medida da força de um ácido. Assim, um ácido forte é aquele que exibe uma forte tendência a doar prótons; analogamente de acordo com Bronsted-Lowry uma base forte é a queanalogamente, de acordo com Bronsted-Lowry, uma base forte é a que possui uma forte tendência a receber prótons. Um exemplo de ácido forte é ilustrado pelo ácido clorídrico (HCl), que tem grande facilidade para doar H+; por sua vez, o ácido acético (CH3COOH) constitui um exemplo de ácido fraco, pois libera H+ em pequena proporção. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 9 Constante de ionização Embora as dissociações dos eletrólitos, em geral, sejam reversíveis, o sentido predominante da reação depende da afinidade dos componentes ionizáveis. Ao se dissolver um ácido em solução aquosa há produção de H+ (prótons) eAo se dissolver 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 formase for um ácido fraco, grande parte das moléculas permanece na forma neutra, não dissociada (HA), sem carga elétrica, e uma pequena parte se dissocia formando os prótons (H+) e os ânions (A) correspondentes. (ácido forte) HCl H+ + Cl [HCl] << [ H+] (ácido fraco) CH COOH CH COO + H+ [CH COOH ] >> [H+](ácido fraco) CH3COOH CH3COO + H+ [CH3COOH ] >> [H+] A equação geral: HA H+ + A Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 10 Constante de ionização As proporções diferentes em que os ácidos se dissociam dependem de uma qualidade intrínseca de cada ácido: a constante de ionização. Segundo a lei de ação das massas no equilíbrio a relação entre osSegundo a lei de ação das massas, no equilíbrio, a relação entre os produtos das concentraçõesde ambos os lados da equação química é constante, para uma determinada temperatura. Assim, ][ ]][[ HA AH aK Esta relação indica que, independente da quantidade da substância presente na solução, a uma determinada temperatura, o grau de dissociação é constante. Ka – constante de ionização, também chamadodissociação é constante. Ka constante de ionização, também chamado de constante de dissociação acida. apKaKLog )( Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 11 apag )( Constante de ionização Da mesma maneira como definimos constante de ionização para ácidos, podemos fazê lo para bases A constante de dissociação base épodemos fazê-lo para bases. A constante de dissociação base é simbolizada por Kb, e para ela valem conclusões análogas ás que tiramos para Ka. Para amônia, por exemplo, a expressão é: NH4OH NH4+ + OH- ][ ]][[ 4 4 OHNH OHNH bK ][ 4 Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 12 Constante de ionizaçãoConstante de ionização Diácidos, triácidos Quando um ácido apresenta mais de 1 hidrogênio ionizável, podemos escrever uma constante da acidez para cada etapa da ionização Assim porescrever uma constante da acidez para cada etapa da ionização. Assim, por exemplo, para ácido fosfórico: 342 1017]][[ KPOHHKPOHHPOH 31 43 42 14243 101.7;....][ ]][[;.... K POH KPOHHPOH 8 2 2 ]][[ HPOH 3 ]][[ POH 8 2 42 4 2 2 442 103.6;....][ ]][[;.... K POH HPOHKHPOHPOH 13 32 4 4 3 3 4 2 4 103.4;....][ ]][[;.... K HPO POHKPOHHPO Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 13 Tabela 1. As constantes de ionização alguns ácidos Memorize alguns valores do pKa Ácido H+ + Anion- Ka pKa HS- H+ + S2- 10-14 14 HPO42- H+ + PO43- 4.3 10-13 12.37 HCO3- H+ + CO32- 4.7 10-11 10.33 HCN H+ + CN- 4 9 10-10 9 3HCN H + CN 4.9 10 9.3 H2PO4- H+ + HPO42- 6.3 10-8 7.2 H2S H+ + HS- 10-7 7 H CO H+ + HCO 4 3 10 7 6 3H2CO3 H+ + HCO3- 4.3 10-7 6.3 CH3COOH H+ + CH3COO- 1.8 10-5 4.75 H3PO4 H+ + H2PO4- 7.1 10-3 2.15 HNO3 H+ + NO3- 43.6 -1.64 H2SO4 H+ + HSO4- ~103 -3 HCl H+ + Cl- ~107 -7 Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 14 Tabela 1. As constantes de ionização alguns ácidos name formula pKa1 pKa2 pKa3 acetic (ethanoic) acid CH3COOH 4 75acetic (ethanoic) acid CH3COOH 4.75 citric acid C6H8O7 3.13 4.76 6.40 carbonic acid H2CO3 6.37 10.25 hydrochloric acid* HCl -4 hydrogen sulfide H2S 7.04 11.96 nitric acid* HNO3 -1 oxalic acid (COOH)2 1.25 4.27 perchloric acid* HClO 7perchloric acid* HClO4 -7 phenol C6H5OH 9.89 phosphoric acid H3PO4 2.15 7.20 12.35 sulphuric acid* H2SO4 -3 1.99p 2 4 Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 15 Escalas do pH e pOHEscalas do pH e pOH Acid neutral Base pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pH pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 pOH most acidic < ---- ----- ---- -------- - least acidic neut ral least basic ----- ------- - ----- ----- > most basic =14 Super ácidos e super bases Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 16 http://pt.wikipedia.org/wiki http://www.ausetute.com.au/phscale.html Dissociação da água Na água também se realiza o processo de ionização; a dissociação de uma molécula de água produz H+ e OH, representada pela seguinte equação:g g H2O H+ + OH A reação é reversível e a dissociação é bastante reduzida. Como cada molécula de água se dissocia em um H+ e uma OH, isto significa que haverá igual quantidade de OH e de H+. Aplicando-se a lei de ação das massas ][ ]][[ 2OH OHHKc constante de dissociação da água Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 17 Di i ã d áDissociação da água Como a proporção de moléculas não dissociadas é extraordinariamente grande em relação as dissociadas, pode-se id l d [H O] t t C id 1 L d áconsiderar o valor da [H2O] constante. Considere 1 L de água pura, a massa de água nele presente é 1000g, pois a densidade de água é 1 g/ml. Sabendo, que massa molar da água é 18 g/mol, podemos calcular a sua concentração molar: Lmol Lmolg g VM m V nOH /56.55 0.1/18 10001][ 2 Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 18 Dissociação da água Para facilitar, os químicos resolveram incorporar esse valor invariável da concentração do solvente na constante de dissociação da água: Kw = Kc [H2O] = [H+][OH] De forma que [H+][OH] = 10-7 x 10-7q [ ][ ] Kw = [H+][OH] = 10-14 (em temperatura 25o C) Este produto constante é chamado PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA e é representado por Kw (o índice w sendo da palavra inglesa – water). Este valor permanece constante independente das proporções relativas de H+ evalor permanece constante, independente das proporções relativas de H e OH. Isto significa que aumentando a [H+], diminui a de [OH], de forma que o produto [H+][OH] permanece sempre 10-14 (em temperatura 25o C). Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 19 TabelaTabela. Dependência do produto iônico da água de temperatura. T t K KTemperatura (C) Kw pKw 10 0.29 10-14 14.5 20 0.6810-14 14.17 25 1.0010-14 14 30 1 47 10 14 13 830 1.4710-14 13.8 40 2.9210-14 13.5 Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 20 Dissociação da água A dissociação da água pura é um exemplo clássico de reação neutra, isto é, [H+] = [OH]. Embora as concentrações de H+ e OH estejam intimamente [ ] [ ] ç j relacionadas, na prática se utiliza a [H+] para se expressar a alcalinidade ou acidez das soluções. Para a água pura o pH é o seguinte: pH = - log [H+] ComoComo [H+] = 10-7 pH = - log (10-7) pH = - (-7 log 10) pH = 7 Analogamente pOH = 7Analogamente, pOH = 7 Na realidade, o H+ não pode existir no estado livre, encontrando-se, h bit l t hid t d f d í hid ô i (H O+)habitualmente, hidratado, formando o íon hidrônio (H3O+). H+ + H2O H3O+ No entanto, para fins práticos, costuma-se usar a forma simplificada H+. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 21 pH alguns produtos, todos a 25o C Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 22 Alguns valores comuns de pH Substância pH Ácido de bateria <1 0 Leite 6.5 Ácido de bateria <1.0 Suco gástrico 2.0 Suco de limão 2.4 Água pura 7.0 Saliva humana 6.5-7.4 Sangue 7 34 refrigerante tipo Cola 2.5 Vinagre 2.9 S d l j ã 3 5 Sangue 7.34 - 7.45 Água do mar 8.0 Suco de laranja ou maçã 3.5 Cerveja 4.5 Café 5.0 Sabonete de mão 9.0 - 10.0 Amônia caseira 11 5Café 5.0 Chá 5.5 Chuva ácida < 5.6 Amônia caseira 11.5 "Água sanitária" 12.5 Hidróxido de sódio caseiro 13.5 Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 23 http://pt.wikipedia.org/wiki/PH#Defini.C3.A7.C3.A3o SISTEMAS TAMPÃO Conceito Algumas soluções são capazes de impedir acentuadas variações de pH. Tais soluções, conhecidas como tampão, mantêm o pH do meio, apesar da adição de ácidos ou bases.apesar da adição de ácidos ou bases. Nos organismos vivos, os sistemas tampão são essenciais para a manutenção da constância do meio interno, garantindo um pH adequado à realização de muitas funçõesrealização de muitas funções. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 24 SISTEMAS TAMPÃOSISTEMAS TAMPÃO Mecanismo de ação Em geral as soluções tampão são constituídas por um ácido fraco e um sal deste ácido. Como, por exemplo, a mistura de ácido acético e , p p , acetato de sódio. Numa solução preparada com esta mistura ocorre: 1) a total ionização do sal, gerando uma alta concentração de íons acetatos: CH3COONa Na+ + CH3COOacetatos: CH3COONa Na + CH3COO (acetato de sódio) 2) o ácido acético se dissocia, liberando H+: CH COOH CH COO + H+CH3COOH CH3COO + H 3) os íons acetato se combinam com os H+ provenientes da dissociação do ácido acético: CH COO + H+ CH COOHCH3COO + H+ CH3COOH 4) o resultado final será uma mistura de acetato de sódio totalmente dissociado e ácido acético muito pouco dissociado. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 25 SISTEMAS TAMPÃOSISTEMAS TAMPÃO Mecanismo de ação A adição de umácido forte, por exemplo HCl, a uma solução tampão, como a formada por ácido acético/acetato de sódio, produzirá uma variação mínima no H l i tpH, pelo seguinte: O HCl se dissocia, liberando H+ : HCl Cl + H+ Os H+ liberados pelo HCl se combinam com os íons acetato para formar ácido acético:acético: H+ + CH3COO- CH3COOH A equação geral da reação é a seguinte:A equação geral da reação é a seguinte: HCl + CH3COONa NaCl + CH3COOH Desta forma, um ácido forte, muito ionizado, é transformado em um ácido fraco, pouco ionizado. Como os H+ desaparecem, captados pelo acetato, a modificação do pH é mínima. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 26 modificação do pH é mínima. SISTEMAS TAMPÃOSISTEMAS TAMPÃO Mecanismo de ação Quando se adiciona uma base forte, NaOH por exemplo, o processo é semelhante:semelhante: NaOH Na+ + OH Os OH provenientes da dissociação da base forte se combinam com os p ç H+ liberados pelo ácido acético para formar água: Na+ + OH + CH3COOH CH3COONa + H2O3 3 2 Assim, os OH que poderiam modificar o pH desaparecem, e o efeito da adição da base será muito discreto. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 27 SISTEMAS TAMPÃOSISTEMAS TAMPÃO Cálculo do pH de soluções tampão Como visto anteriormente, um ácido fraco, em solução, se dissocia muito pouco. Esta dissociação é regida pela equação: HA H+ + A-HA H + A ][ ]][[ HA AHKa Transformando esta equação em forma logarítmica, temos: ][ ]][[loglog HA AHKa ][ ][log]log[log HA AHKa Por definição log [H+] = pH e log K = pK Assim Ou Por definição, log [H+] = pH e log Ka = pKa. Assim, ][ ][log HA ApHpKa ][ ][log A HApHpKa pK dum acido é valor de pH do meio onde metade das moléculas do acido estão em estado desprotonado ou, falando sobre uma única molécula onde ela está no estado desprotonado metade do tempo Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 28 molécula, onde ela está no estado desprotonado metade do tempo. SISTEMAS TAMPÃOSISTEMAS TAMPÃO Cálculo do pH de soluções tampão Uma outra versão da mesma expressão é conhecida como equação de Henderson-Hasselbach. ][A ][ ][log HA ApKpH a Levando-se em conta que numa solução tampão quase todos os íons provêm doLevando se em conta que, numa solução tampão quase todos os íons provêm do sal, que está totalmente dissociado, pode-se considerar, sem grande erro, que [A] [sal]; e, como o ácido se encontra muito pouco dissociado, pode-se considerar [HA] [ácido]. Destarte, a equação pode ser formulada de outra maneira:[HA] [ácido]. Destarte, a equação pode ser formulada de outra maneira: ][ ][log ácido salpKpH a ][ ][log14 base salpKpH b Tampão ácido fraco/sal do ácido. Tampão base fraca/sal da base Tampão se chama “equilibrada” se possui a mesma capacidade de impedir acentuadas variações de pH provocadas por adição de ácidos e bases Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 29 acentuadas variações de pH provocadas por adição de ácidos e bases. Determinação do pH Dois métodos são comumente usados para determinar o pH de soluções: o colorimétrico e o potenciométrico ou eletrométrico. Um indicador de pH, também chamado indicador ácido-base, é um composto químico que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução e que permite saber se essa solução é ácida ou alcalina. Normalmente, em da adição do indicador de pH, a cor da solução varia, dependo do seu pH. Os indicadores de pH, são freqüentemente, ácidos ou bases fracas. Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos íons H+ OH A li ã t í lt ã d fi ãH+ ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração eletrônica dos indicadores, e conseqüentemente, altera-lhes a cor. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 30 Método colorimétricoMétodo colorimétrico Os indicadores de pH são freqüentemente usados em titulações em experiência de Química Analítica ou de Bioquímica para determinar a extensão de uma reação Químicaextensão de uma reação Química. As indicadores - substâncias que variam de cor em função da [H+]. Constituem-se de ácidos ou bases fracas, cuja dissociação depende da [H+] A molécula não dissociada e o íon resultante da dissociação[H ]. A molécula não dissociada e o íon resultante da dissociação apresentam cores diferentes. Um indicador constituído por um ácido fraco apresenta a seguinte dissociação: HI H+ + IHI H I Cor 1 Cor 2 Onde I representa o íon resultante da dissociação da molécula do indicador HI. p ç A característica fundamental de um indicador é que as formas não dissociada (HI) e a dissociada (I) apresentam cores diferentes, podendo, inclusive, uma dessas formas ser incolor. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 31 http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal Método colorimétricoMétodo colorimétrico Aplicando-se a lei de ação das massas à equação de dissociação de um indicador, obtém-se: ][ ]][[ HI IHKi ][ ][][ I HIKH i Como Ki é constante, a relação cor de HI / cor de I varia em função da [H+]. Aplicando-se a equação de Henderson-Hasselbach: ][I ][ ][log HI IpKpH i E H K d l ã i t d ( d / d )Em pH=pKi o cor da solução = mistura dos cores (cor de HI / cor de I ) Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 32 http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal Tabela. Alguns indicadores Indicador Cor a pH baixo ΔpH de trans Cor a pH alto Método colorimétrico. “Pontos de virada" dos Indicadores. Violeta de Metilo amarelo 0.0-1.6 azul-púrpura Azul de Tornassol vermelho 1.0-6.9 azul-arroxeado Azul de Timol (1 transição) vermelho 1.2-2.8 amarelo Amarelo de Metilo vermelho 2.9-4.0 amarelo Azul de Bromofenol amarelo 3.0-4.6 violeta Vermelho do Congo azul 3.0-5.2 vermelho Laranja de Metilo vermelho 3.1-4.4 amarelo Púrpura de Bromocresol amarelo 5.2-6.8 violeta Azul de Bromotimol amarelo 6.0-7.6 azul V lh d M il lh 4 4 6 2 lVermelho de Metila vermelho 4,4-6,2 amarelo Vermelho de Fenol amarelo 6.6-8.0 vermelho Azul de Timol (2 transição) amarelo 8.0-9.6 azul Fenolftaleína incolor 8 2 10 0 rosa carmimFenolftaleína incolor 8.2-10.0 rosa-carmim Timolftaleína incolor 9.4-10.6 azul Amarelo de Alizarina R amarelo 10.1-12.0 vermelho Carmim de Indigo azul 11 4-13 0 amarelo Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 33 Carmim de Indigo azul 11.4-13.0 amarelo Tabela. Alguns indicadores Método colorimétrico. Escala de pH. www2 muw edu/~melioff/chapter4 html “Pontos de virada" são iguais aos pH=pKi dos Indicadores. A “escala” da utilização dos indicadores – pKi ±1pH Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 34 www2.muw.edu/~melioff/chapter4.html Método colorimétricoMétodo colorimétrico Indicador universal Indicador universal é uma mistura de indicadores de pH, normalmente em solução ou secos em tiras de papel absorvente que apresentam largaem solução ou secos em tiras de papel absorvente, que apresentam larga faixa de pH com múltiplas mudanças de cor em cada faixa de pH. Uma formulação de indicador universal facilmente produzível com gama de ç p g cores variando em pH 1,0 a 12,0 pode ser a seguinte: Etanol (1000 mL) ( ) Azul de bromotimol (0,500g) Vermelho de metila (0,120g) Fenolftaleína (1,00g) Hidróxido de sódio a 0.05 mol.L-1 (algumas gotas até a obtenção de uma tonalidade verde) Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 35 http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal Método colorimétricoMétodo colorimétrico Soluções naturais de indicadores Algumas soluções de substâncias naturais, especialmente originárias de plantas, comportam-se como soluções de indicadores de pH: *A solução aquosa de chá preto - A sua solução aquosa é avermelhada/ amarelada, adquirindo cor amarelo-pálida em contacto com soluçõesácidas e, cor acastanhada em contacto com sol ções básicasem contacto com soluções básicas. *A solução aquosa de Beterraba - A sua solução aquosa adquire cor vermelha em contacto com soluções ácidas e, cor roxa em contacto com soluções básicas. *A solução aquosa dos rabanetes - A sua solução aquosa adquire cor vermelha em ç q ç q q contacto com soluções ácidas e, cor acastanhada em contacto com soluções básicas. *A solução aquosa da pêra - A sua solução aquosa adquire cor vermelha em contacto com soluções ácidas e, cor verde-seco em contacto com soluções básicas. *A l ã d d i R lh d H*A solução aquosa da couve roxa adquire cor Roxa avermelhada escura em pH Neutro; Vermelho em pH acido; Azul em pH alcalino fraco e Verde em pH alcalino forte. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 36 Método colorimétrico Os indicadores podem se encontrar embebidos em papéis ou na formaOs indicadores podem se encontrar embebidos em papéis ou na forma de soluções. No caso do papel indicador, a coloração produzida pelo contato com a solução deve ser comparada com uma escala de cores padrão para que se possa identificar a cor igual ou a mais parecidapadrão para que se possa identificar a cor igual ou a mais parecida. Pelo método das soluções, um indicador é adicionado a várias soluções de pH conhecido de maneira a formar uma escala de cores; o mesmopH conhecido, de maneira a formar uma escala de cores; o mesmo indicador é adicionado à solução de pH desconhecido, e a cor assumida por esta solução é comparada com a escala de cores formada pelas soluções de pH conhecido.soluções de pH conhecido. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 37 Método colorimétricoMétodo colorimétrico Indicador universal http://shop.miniscience.com/navigation/categorylist.asp?CatID=51 http://www.amazon.com/pH-Test-Strips-1-14-vial/dp Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 38 http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universal Método colorimétrico Dada a subjetividade em determinar a mudança de cor, os indicadores de pH não são aconselháveis para determinações precisas de pH. Um medidor de pH é freqüentemente usado em aplicações onde é necessária uma rigorosa determinação do pH da solução. A determinação eletrométrica do pH é feita através de aparelhos h d H t t iô t tit i dchamados pH-metros ou potenciômetros, constituindo-se num método mais preciso do que o colorimétrico. Baseia-se o método eletrométrico na formação de potenciais elétricos entre duas soluções com concentrações (ou atividades) iônicas diferentessoluções com concentrações (ou atividades) iônicas diferentes. Neste caso em particular, a espécie iônica de interesse é o H+. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 39 Método eletrométrico ou potenciométrico O método exige a utilização um voltímetro especifico (pH-metro). Para qualquer medida do DDP precisamos dois eletrodos onde um dele sempre é o eletrodo da referencia. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 40 Método eletrométrico ou potenciométrico Um elemento importante deste método é os eletrodos da referencia. Ag+/AgCl Cu2+/CuSO4 Hg+/Hg2Cl2 H+/H2 Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 41 Potenciais e reações eletroquímicos Potenciais e reações eletroquímicos nos eletrodos Prata/Cloreto de Prata Prata/Cloreto de Prata; Ag/AgCl AgCl + e-↔ Ago + Cl- o CVoltE log0590)( ClCVoltE log059.0)( Concentração do Cl- Eº VoltConcentração do Cl E , Volt 0.1M 0.288 1.0M 0.229 Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 42 Método eletrométrico ou potenciométrico pHEo 059.0 1Cla Clo aE log059.0 1Cla Clo aE log059.0 124 SOa 24log0295.0 SOo aE pHE o 059.0 12 Cua 2log0295.0 Cuo aE pHEo 059.0 1Cla Clo aE log059.0 1Cla Clo aE log059.0 124 SOa 24log0295.0 SOo aE pHE o 059.0 12 Cua 2log0295.0 Cuo aE Potenciais e reações eletroquímicos nos diversos eletrodos da referencia são constantes por causa das reações eletroquímicas Nome do eletrodo Reação oxido-redução e Potencial equilíbrio de Nernst Condições Potencial (V vs. SHE) Coef. de Temp. (mV °C-1) Eletrodo de referência de Hidrogênio (SHE);H2/2H+ 2H+ + 2e-↔ H2 (Volt) pH = 0 0.00 Prata/Cloreto de Prata; Ag/AgCl AgCl + e-↔ Ago + Cl- 0 2224 0 6Prata/Cloreto de Prata; Ag/AgCl AgCl + e ↔ Ago + Cl 0.2224 -0.6 (Volt) 0.1M KCl 0.288 “ 1.0M KCl 0.229 “ KCl Saturado 0.199 “ Água do mar -0.250 “ Calomelo Mercúrio/Cloreto de Mercúrio; Hg/Hg2Cl2 Hg2Cl2+2 e-↔ 2Hgo + 2Cl- 0.268 “ (Volt) 0.1M KCl 0.3337 -0,06 1.0M KCl 0.280 -0,24 KCl Saturado 0.241 -0.65 Mercúrio/Sulfato de Mercúrio; Hg/Hg2SO4 Hg2SO4+2e-↔ 2Hgo+SO4-2 0.6151 (Volt) Mercúrio/Óxido de mercúrio; Hg/HgO HgO + 2e-+ 2H+↔ Hgo + H2O 0.926; g g g g 2 (Volt) Cobre/Sulfato de Cobre; Cu/CuSO4 Cu+2 + 2e-↔ Cuo (Solução de sulfato) 0.340 Saturado 0.318 Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 43 Método eletrométrico ou potenciométrico O funcionamento do eletrodo de vidro (seletivo á H+) tem como base a diferença de potencial elétrico (ddp) entre duas soluções separadas por uma b d id i l t õ d H+ dif t D tmembrana de vidro especial, com concentrações de H+ diferentes. Desta forma, o eletrodo funciona como uma membrana seletivamente permeável á H+ , cuja diferença de potencial é dada pela equação de Nernst: ][ ][ln e i H H zF RTddp onde: ddp = diferença de potencial elétrico através da membrana do vidro seletivo z = valência do íon F = número de Faraday (96500 Coulomb/mol)F = número de Faraday (96500 Coulomb/mol) R = constante dos gases perfeitos (8,3143 J/(Kmol) T = temperatura absoluta (K) [Hi] = concentração de H+ no interior [H ] = concentração de H+ na solução Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 44 [He] = concentração de H na solução Método eletrométrico ou potenciométrico Substituindo os símbolos pelos valores correspondentes, para um íon monovalente, a 25 C (298 K), temos valor de DDP na vidro seletivo á H+ : Convertendo ln em log (0 02568 x 2 3) e fazendo [Hi] = 1 M/L temos: ][ ][ln 965001 2983143.8 e i H Hddp ][ ][ln02568.0 e i H Hddp Convertendo ln em log (0.02568 x 2.3) e fazendo [Hi] 1 M/L temos: ][ ][ log059.0 e i H Hddp ][ 1log059.0 H ddp Como pH H ][ 1log a relação entre o potencial elétrico (ddp, em Volt) e o pH se dá através das equações: Hdd 0590 0590/ddHpHddp 059.0 059.0/ddppH O sistema de logaritmos neperianos possui como base o número irracional e (e = 2,718...). Esse sistema também é conhecido como sistema de logaritmos Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 45 ( ) g naturais Método eletrométrico ou potenciométrico Elétrodo combinado = eletrodo da referencia + eletrodo seletivo H+. Atenção: Um outro eletrodo da referencia do mesmo tipo está também no dentro do eletrodo seletivo!de o do e e odo se e o Sem o conector poroso o eletrodo combinado nãoeletrodo combinado não funciona. As concentrações do Cl-, onde os eletrodos daonde os eletrodos da referencia se encontra, determina o próprio potencial deles e empurrarpotencial deles e empurrar o valor registrado por pH- metro. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 46 Método eletrométrico ou potenciométrico Esquema das conexões externos dum pH-metro. Para medir os valores t d dd l t d l ticorretos do ddp no eletrodo seletivo todos os outros resistências deve ser centenas vezes menor do que a resistência da membrana seletiva do eletrodo (6) q al em s a edo eletrodo (6), qual em sua vez deve ser centenas vezes menor do que a resistência interna do pH- metro (V). 1 e 2 são resistências dos contatos Cu/Ag e respectivoscontatos Cu/Ag e respectivos potenciais; 3 e 4 são resistências e respectivos potenciais Ag/AgCl eletrodos em internos soluções KCl ou HCl; 5 é resistência e respectivoou HCl; 5 é resistência e respectivo potencial do vidroporoso conectando o meio aquoso do eletrodo da referencia com solução experimental. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 47 Método eletrométrico ou potenciométrico All glass pH electrodes have extremely high l t i i t felectric resistance from 50 to 500 MOhm. Therefore, the glass l t d b delectrode can be used only with a high impedance measuring device like a pH meterdevice like a pH meter, Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 48 http://en.wikipedia.org/wiki/pH_meter Método eletrométrico ou potenciométrico t / h t Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 49 www.mt.com/ph-meters Método eletrométrico ou potenciométrico http://wwwmilwaukeetesters com/ Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 50 http://www.milwaukeetesters.com/ Método eletrométrico ou potenciométrico Simples pH-metros http://www 66pacific com/ph/simplest ph aspx Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 51 http://www.66pacific.com/ph/simplest_ph.aspx Método eletrométrico ou potenciométrico Determinação do pH e outras íons e moléculas nas células. Biologia Molecular da célula Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 52 Biologia Molecular da célula PROCEDIMENTO EXPERIMENTALPROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1. CALIBRAÇÃO do pH-metro At ã P bt d d fiá i H tAtenção: Para obter os dados confiáveis o pH-metro, como qualquer aparelho eletrônico da precisão, deve ser ligado pelo menos 15 minutos antes do usar. (Para saber o tempo mínimo exato consulta o manual) Antes de sua utilização o pH-metro (ligado previamente) precisa ser calibrado Este procedimento portanto é obrigatório pois objetiva exato consulta o manual). calibrado. Este procedimento, portanto, é obrigatório, pois, objetiva deixar o aparelho em condições de realizar, com precisão, medidas de pH. Para tanto, faz-se uso de soluções tampão de pH conhecido, que servirão de referencial para o aparelho.que servirão de referencial para o aparelho. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 53 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1 Calibração do pH metroPROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro Material necessário a) Equipamento: pH-metro e agitador magnético b) Vidraria: - tubos de ensaio b k- beckers c) Soluções: - solução tampão padrão pH = 7.0 solução tampão padrão pH = 4 0- solução tampão padrão pH = 4.0 d) Outros: - estante para tubos de ensaio papel absorvente- papel absorvente - pisseta com água destilada Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 54 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro Atenção: para o precisão, todas as medidas do pH e calibração do pH-metro deve ser feito sobre agitação das soluções com agitador (magnético). 1) Ligue o aparelho, verifique se o mesmo se encontra no modo “stand by”; caso não esteja, coloque-o no referido modo e espera ~15 minutes; 2) Retire o eletrodo da solução (3M KCl) onde o ele está. (A solução 3M é igual a ) ç ( ) ( ç g solução que banha o eletrodo da referencia interno e que conecta-se com a solução externa através do conector poroso). Lave o eletrodo com o auxílio de uma pisseta com água destilada, enxugue-o com papel absorvente e coloque no 10 ml becker contendo a barra magnética e ág a por o conj nto no centro m10 ml-becker contendo a barra magnética e água, por o conjunto no centro um agitador magnético e liga-o. 3) Coloque a solução de calibração (pH=7.0 ) em becker pequeno (~10 ml) devidamente identificado; NÃO É PRECISO PIPETAR, basta despejar da solução ; , p j ç até, aproximadamente, da marca “10 ml” no becker; 4) Retire o eletrodo do becker com água destilada e enxugue-o delicadamente; 5) Coloque o eletrodo no becker contendo a solução de pH=7.0; 6) P h lh d d l it d H t bili ã d l6) Ponha o aparelho no modo de leitura de pH e espera a estabilização do valor apresentado no visor do aparelho (não esquece a agitação da solução); Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 55 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro Atenção: para o precisão, todas as medidas do pH e calibração do pH-metro deve ser feito sobre agitação das soluções com agitador (magnético). 7) Ajuste o controle de calibração até que o valor coincida com o pH da solução, 7.0; “Controle de calibração” está ajustando um ponto de referencia do pH-metro (0 mV nesse ç j p p ( caso). Teó 100 200 Inclinação da dependência teórica é do 59mV/pH (25C). m V eórico -100 0 Experimental D D P , m 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 -200 100 tal H Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 56 pH PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1 Calibração do pH metroPROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro Lembre-se que o eletrodo não pode ficar mais do que 1 min no ar. Ele deve ser ou na água (no tempo curto) ou na solução de 3M KCl! 8) Coloque o aparelho no modo “stand by”; 9) Retire o eletrodo do becker e lave o eletrodo com o auxílio de uma pisseta e l b tenxugue-o com papel absorvente; 10) Coloque o eletrodo no becker contendo a solução de pH=4.0; 11) Coloque o aparelho no modo de leitura de pH (não esquece a agitação da solução);solução); 12) Ajuste o controle de sensibilidade até que o aparelho apresente no visor o valor 4.0; “Controle de sensibilidade” está ajustando a inclinação dependência experimental DDP na membrana seletiva do vidro do pH do meio á dependência teórica!DDP na membrana seletiva do vidro do pH do meio á dependência teórica! Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 57 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1 Calibração do pH metroPROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – 1. Calibração do pH-metro Lembre-se que o eletrodo não pode ficar mais do que 1 min no ar. Ele deve ser ou na água (no tempo curto) ou na solução de 3M KCl! 13) C l lh d “ t d b ” ti id d t l t d13) Coloque o aparelho no modo “stand by” e retire, cuidadosamente, o eletrodo do becker e lave o eletrodo com o auxílio de uma pisseta e enxugue-o com papel absorvente; 14) Repita os itens 5 e 6 e leia o pH; caso a leitura seja diferente do pH14) Repita os itens 5 e 6 e leia o pH; caso a leitura seja diferente do pH especificado, repita o item 7; 15) Repita os itens 08 a 11; caso a leitura seja diferente do pH especificado, repita o item 12; 16) C l lh d “ t d b ” ti id d t l t d d16) Coloque o aparelho no modo “stand by”, retire cuidadosamente o eletrodo do becker, lave-o com água destilada e deixe-o parcialmente imerso num becker com água destilada; 17) Devolva as soluções de calibração aos seus respectivos frascos.) ç ç p Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 58 2 DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH Este procedimento visa medir o pH de soluções utilizando o pH-metro. Material necessário a) Equipamento: pH-metro e agitador magnético b) Vidraria: 8 tubos de ensaio; 1 pipeta de 5 ml; 1 pipeta de 10 ml; beckers de 125 ml e de 10 ml ) S l õ f f t dibá i d ódi (N HPO ) 25 M f f tc) Soluções: fosfato dibásico de sódio (Na2HPO4) 25 mM; fosfato monobásico de sódio (NaH2PO4) 25 mM d) O t t t t b d i l b t i td) Outros: estante para tubos de ensaio; papel absorvente; pisseta com água destilada Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 59 2 DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH Descrição do procedimento Preparação das soluções Duas soluções, designadas A (fosfato ácido de sódio, NaH2PO4) e B (fosfato básico de sódio Na HPO ) devem ser misturadas daB (fosfato básico de sódio, Na2HPO4), devem ser misturadas da maneira descrita em Tabela. Tubos Soluções 1 2 3 4 5 6 7 8 Soluções VA (ml); NaH2PO4 7.0 6.0 5.0 4.0 3.0 2.0 1.0 0.5 VB (ml); Na2HPO4 3.0 4.0 5.0 6.0 7.0 8.0 9.0 9.5 pH medido pH calculado 1) Separe numa estante oito tubos de ensaio e numere-os de 1 a 8; 2) Pipete em cada tubo as duas soluções nas proporções indicadas; 3) Agite os tubos para homogeneizar as soluções; 4) Faça a leitura do pH. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 60 ) 2 DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH2. DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICADO pH Leitura do pH 1) Certifique-se de que o pH-metro está calibrado. 2) Retire o eletrodo do becker com água destilada e enxugue-o cuidadosamente2) Retire o eletrodo do becker com água destilada e enxugue o cuidadosamente. 3) Coloca a solução do tubo 1 no 10 ml-becker para medição do pH. (O becker já deveria contem a pequena barra magnética). Por o becker encima do agitador magnético, mergulhe o eletrodo na solução e liga do agitador magnético. 4) C l lh d d l it d H b l i di d4) Coloque o aparelho no modo de leitura de pH e observe o valor indicado no visor e anote-o; este será o pH da solução 1; 5) Ponha o aparelho no modo “stand by”, retire cuidadosamente o eletrodo da solução 1, lave-o, enxugue-o. Devolva a solução 1 ao seu respectivo tubo, lave osolução 1, lave o, enxugue o. Devolva a solução 1 ao seu respectivo tubo, lave o becker da medida com água destilada e coloque a solução 2; 6) Repita estes procedimentos para todos os tubos, anotando os respectivos valores de pH observados; 7) A t i l it l l t d d i t b k7) Ao terminar as leituras, lave o eletrodo e deixe-o novamente no becker com água destilada. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 61 DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pHDETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH 3. Cálculo do pH A determinação matemática do pH é feita através da equação de Henderson-Hasselbach. Para tanto, é necessário conhecer as concentrações e a constante de dissociação (pKa) dos constituintes da solução. Adotaremos como referencial as soluções preparadas, a partir da mistura das soluções A e B. ][log BpKpH ][log ApKpH a Equação de Henderson-Hasselbach Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 62 DETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pHDETERMINAÇÃO POTENCIOMÉTRICA DO pH 3. Exemplo: cálculo do pH da solução do tubo 3 Dados: [A]0 = 25 mM; VA = 5.0 ml; [B]0 = 25mM; VB = 5.0 ml; pKa = 7.20 A 0 B a Assim mMVV VAA BA A 5.12 )55( 525 )( ][][ 0 V 5 Porque o valormM VV VBB BA B 5.12 )55( 525 )( ][][ 0 2701log275.12log27 pH Porque o valor do pKa utilizado = 7.2? Isto indica que, quando as concentrações são equivalentes, o pH=pK 2.70.1log2.7 5.12 log2.7 pH p p Usando a equação de Henderson-Hasselbach, calcule o pH teórico das demais soluções. Escolhe o valor de pK e justifique. Organize uma tabela contendo os valores experimental e teórico do pH, relacionando-os com as respectivas soluções e explique por Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 63 que o pH das soluções 1 a 8 apresentou-se de forma crescente. 4 D t i ã l i ét i d H4. Determinação colorimétrica do pH Construção de uma escala Colorimetricamente, o pH pode ser determinado usando papel indicador ou através de soluções. Adicionando-se um indicador a várias soluções de pH conhecido forma-se uma escala de coresvárias soluções de pH conhecido forma-se uma escala de cores. 1) Às soluções preparadas anteriormente, adicione duas gotas do vermelho de fenol (indicador); 2) Agite os tubos para homogeneizar as soluções;2) Agite os tubos para homogeneizar as soluções; 3) Identifique as cores obtidas, dando-lhes nomes ou códigos, de forma a configurar uma escala. 4) Adicione o mesmo indicador a uma solução de pH desconhecido;4) Adicione o mesmo indicador a uma solução de pH desconhecido; homogeneíze a solução; 5) Compare a cor assumida pela solução de pH desconhecido com as soluções coloridas de pH conhecido;ç p ; 6) Determine o pH. 7) Explique por que, em conseqüência da adição do indicador, as soluções apresentaram cores diferentes. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 64 Efeito da adição do CO2 o pH uma solução de bicarbonato de sódio 4. Determinação calorimétrica e eletrométrica do pH Neste procedimento será verificado o efeito que o CO2 do ar expirado produz numa solução de bicarbonato de sódio. Material necessário a) Equipamento: pH-metro e agitador magnético b) Vidraria: tubos de ensaio; beckers; pipeta de 10 mlb) Vidraria: tubos de ensaio; beckers; pipeta de 10 ml c) Soluções: bicarbonato de sódio (NaHCO3) 25 mM; vermelho de fenol d) Outros: estante para tubos de ensaio; papel absorvente;) p ; p p ; pisseta com água destilada Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 65 Efeito da adição do CO2 o pH uma solução de bicarbonato de sódio Descrição do procedimento bicarbonato de sódio 4. Determinação calorimétrica e eletrométrica do pH Descrição do procedimento 1) Num recipiente apropriado (um tubo de ensaio grande), coloque 10 ml de uma solução de bicarbonato de sódio (NaHCO3) 12.5 mM; 2) Adicione duas gotas de vermelho de fenol à solução;) g 3) Agite o tubo para homogeneizar a solução e determine o pH utilizando a escala dos cores estabelecida na experiência anterior (soluções coloridas de pH conhecido; o método colorimétrico); Faça isso em acordo com o conhecimentos obtidas na aula de fotocolorimetria e do Lei Lambert Beer; anote o valor observado;fotocolorimetria e do Lei Lambert-Beer; anote o valor observado; 4) Determine o pH utilizando o pH-metro; anote o valor observado e compara com o valor obtidos por colorimetria; 5) Com o auxílio de uma pipeta, borbulhe exaustivamente o ar expirado até mudar a cor da solução; 6) Determine, colorimetricamente, o pH da solução após a mudança de cor: compare com as soluções da escala colorimétrica construída anteriormente; 7) Faça a leitura potenciométrica do pH compara com o valor obtidos por colorimetria7) Faça a leitura potenciométrica do pH, compara com o valor obtidos por colorimetria. Elabore uma explicação para a mudança de cor da solução de bicarbonato de sódio após o borbulhamento do ar expirado. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 66 Efeito da adição do CO2 o pH uma solução de bicarbonato de sódio Usando setas para indicar aumento ou diminuição complete a tabela abaixo: [CO2] [H2CO3] [H+] pH Conseqüências idacidose alcalose Elabore uma explicação das variações na concentração de CO2 no sangue e suas conseqüências fisiológicas. Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 67 BIBLIOGRAFIA 1. 5 Steps to a 5 AP Chemistry (mcgraw-Hill) doi:10.1036/0071412751 2. http://www.virtlab.com/index.aspx 3. http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_universalp p p g _ 4. http://pt.wikipedia.org/wiki/PH#Defini.C3.A7.C3.A3o 5. http://shop.miniscience.com/navigation/categorylist.asp?CatID=51 6. http://www.milwaukeetesters.com; 7. www.mt.com/ph-metersp 8. http://www.amazon.com/pH-Test-Strips-1-14-vial/dp 9. http://www.ausetute.com.au/titrcurv.html 1. Adelar Bracht e Emy Luiza Ishii-Iwamoto “Métodos de Laboratorio em Bioquímica”y q Manole, 2003 2. Kathy Barker “Na Bancada” Artmed, Editora S.A., 2002 3. Marzocco, A. & Torres, B. B. Bioquímica Básica,Guanabara, 1990. 4. Campbell, J. M. & Campbell, J. B. Matemática de Laboratório. 3a Ed. Roca, São Paulo,p p 1986. 5. Hargreaves, A. B. Métodos Físicos de Análises (Fotocolorimetria e pH-metria). Livraria Atheneu, Rio de Janeiro, 1979. 6. Vieira, E. C.; Gazzinelli, B. & Mares-Guia, M. Química Fisiológica, Livraria Atheneu, Rio Dept. Biofísica, 2011 Prof. Oleg Krasilnikov 68 g de Janeiro, 1979.
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