Relatório: Titulação e determinação de Pka.

Prévia do material em texto

INTRODUÇÃO
As concentrações de H+ ou OH- são indicadas pela escala de pH em qualquer solução aquosa, e pode ser expressa pela equação (NELSON & COX, 2011).
 pH = log 1 = -log [H+]
					 [H+]
Formula 1: expressão que define o pH da solução. (NELSON & COX, 2011 pag. 56).
A escala de pH indica as concentrações de [H+] e [OH-] com grandezas numéricas selecionadas de 0 á 14. Onde o valor 7 é o equilíbrio absoluto das reações que denominamos reações neutras, reações com valor maior que 7 são conhecidas como alcalinas ou básicas, significa que a concentração de [OH-] é maior que [H+] e para os valores abaixo de 7 conhecidas como ácidas, e significa o inverso das básicas, o [H+] é mais concentrado que o [HO-]. (NELSON & COX, 2011)
Figura 01: Escala de pH (http://andre-godinho-cfq-8a.blogspot.com.br/2012/12/escala-de-ph.html)
Onde o pH pode ser calculado pela expressão seguinte:
pH = log ______1_______ = 7,0
1,0 X 10-7
Formula 2: cálculo do pH. (NELSON & COX, 2011 pag. 56)
Ou seja a escala é justamente para determinar o grau de acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução. O que é de estrema importância para a compreensão do perfil de funcionamento de determinadas proteínas ou atividades catalíticas das enzimas presentes no organismo. Muito utilizado também no diagnóstico médico. (NELSON & COX, 2011) 
Compreendendo a formação química da água e a noção de ácidos e bases, chega-se ao real interesse bioquímico, os ácidos e bases que não são totalmente ionizados que desempenham um papel fundamental na no metabolismo e na sua regulação. O comportamento de ácidos e bases fracas. (NELSON & COX, 2011)
Os ácidos podem ser considerados doadores de prótons e as bases as receptoras destes prótons, sendo conhecidos como par conjugado ácido-base.
Figura 02: par conjugado ácido-base. (http://grupodquimica.blogspot.com.br/2010/06/teoria-de-bronsted-lowry-para-acidos-e.html).
Essa definição foi sugerida pelo cientista Bronsted Lowry, na qual cada ácido tinha uma tendência característica para perder seu próton em uma solução aquosa, quanto mais forte o ácido maior sua tendência a perder prótons. Exemplo: 
A tendência de qualquer ácido (HA) de perder prótons e formar uma base conjugada (A-) é definida pela constante de equilíbrio (Keq) para a reação reversível. (MARZZOCO & TORRES, 1999).
HA↹ H+ + A-
Formula 3: Demonstração de como funciona formação da conjugação ácida-base. (MARZZOCO & TORRES, 1999, pag. 03).
Logo a constante de equilíbrio dessa dissociação é dada por:
Keq= [H+] [A-] = Ka
[HA]
Formula 4: expressão da constante de equilíbrio. (MARZZOCO & TORRES, 1999, pag. 03).
Onde Keq, conhecida como constante de dissociação ácidas representada por Ka (Ka = Keq), logo quanto mais forte a tendência de dissociar um próton mais forte será o ácido e mais baixo será seu pKa. (NELSON & COX, 2011)
pKa = log 1 = -log Ka
	 Ka	
Formula 5: constante de dissociação ácida. (NELSON & COX, 2011, pg 59.)
A titulação é usada para determinar a quantidade de um ácido em uma solução, o volume do ácido é titulado com uma solução em base forte onde incrementamos a base até que o ácido seja neutralizado, a concentração do ácido pode ser calculada através do volume e da concentração da base adicionada. Uma curva de pH contra a quantidade de base adicionada é a conhecida curva de titulação, que revela o pKa do ácido fraco (MARZZOCO & TORRES, 1999)
Figura 03: Curva de titulação (http://quimicauemaamarante.blogspot.com.br/2013/08/volumetria-de-precipitacao-curva-de.html).
Tampões são sistemas são sistemas aquosos que tende a resistir as mudanças de pH quando pequenas quantidades de ácidos ou bases são adicionados no organismo, que consiste em uma ácido fraco e sua base conjugada. A eficiência de um tampão está restrita a uma faixa de pH, se uma solução for submetida a uma constante adição de base, haverá uma progressiva dissociação de ácido, onde sua concentração diminui, acompanhados por um aumento no valor do pH, se a adição de álcali for muito grande a quantidade de ácido passa a ser insuficiente para tentar manter um equilíbrio então define-se que o tampão perdeu sua propriedade. O sistema não estará mais comportado e em total desequilíbrio. (MARZZOCO & TORRES, 1999, pag. 04)
A equação de Henderson-Hasselbalch relaciona o pH, a constante de dissociação do ácido e as concentrações de ácido e base conjugadas. No qual chega a conclusão de que a eficiência do tampão depende de sua concentração. (MARZZOCO & TORRES, 1999, pag. 04)
A equação de Henderson-Hasselbalch pode ser expressa da seguinte forma:
pH = pKa + log [A-]
[HA]
Formula 06: equação de Henderson-Hasselbalch. (NELSON & COX, 2011, pag. 60).
Figura 04: região de tamponamento do ácido acético. (http://dc368.4shared.com/doc/3HooFzqp/preview_html_m388eed94.gif).
OBJETIVOS
Observar a curva de titulação;
Reconhecer a capacidade de tamponamento das soluções;
Observar as variações de pH em diferentes soluções;
Definir o pKa do ácido proposto.
MATÉRIAIS
Beckers de 100mL;
Bureta
Funil;
Haste de Ferro;
pHmetro;
Papel Toalha;
Pisseta com água destilada;
50mL de ácido acético (CH3COOH) 0,2 M;
50mL de ácido clorídrico (HCl) 0,2 M;
50mL de hidróxido de sódio (NaOH) 0,4 M;
METODOLOGIA
Com a apresentação dos materiais a serem usados na aula, Deu inicio ao experimento preenchendo o Becker com 50mL ácido acético e logo após, verificando a pH inicial da agua destilada com o eletrodo dentro, que marcava no pHmetro 6,02. Logo após a verificação e anotação do pH inicial, preenchemos a bureta com água destilada para retirar impurezas e qualquer outra substancia que possa interferir no experimento, logo depois de retirada toda água destilada da bureta de 25mL foi preenchida com hidróxido de sódio, introduziu o eletrodo na solução preparada no Becker com ácido acético, assim sem tocar o fundo do Becker com eletrodo, pois o ato pode interferir na medição do pH e assim garantido a pressão hidrostática positiva. Foi dado o resultado inicial do pH do ácido acético de 2,57.
Logo após preencher a bureta com NaOH 0,4 M, foi adicionado gradativamente 2 mL de NaOH no Becker com ácido acético e realizando a leitura do pH, resultando em 3,83, pode-se observar que o pH ia subindo gradativamente durante a experiência, prosseguimos adicionando 2mL de NaOH por vez e medindo o pH até chegar em 18mL de NaOH adicionado em ácido acético quando algo aconteceu e o pH começou a cair gradativamente onde com 18mL estava em 6,41 e logo após com 20mL estava com 5,10.
Pedimos auxílio do monitor, que nos confirmou que era um fenômeno normal, e continuou caindo ate 26 mL onde a taxa de pH subiu de novo para 6,14 e continuou subindo de forma acelerada onde com 30 mL adicionada a solução foi pra 10,4 de pH ate que com 36 mL alcançou 12,01 de pH e terminamos a experiência com a montagem da tabela de pH dos dois ácidos fornecidos para o trabalho ácido acético e clorídrico e com apoio de um professor estudamos as formulas para calcular o tamponamento e o pka dos ácidos.
RESULTADOS
	NaOH
	CH3COOH (pH)
	CHl
(pH)
	0
	2,57
	0,22
	2
	3,83
	0,24
	4
	4,14
	0,27
	6
	4,26
	0,36
	8
	4,33
	0,38
	10
	4,49
	0,43
	12
	4,55
	0,48
	14
	5,10
	0,57
	16
	5,34
	0,66
	18
	6,48
	0,73
	20
	5,10
	0,96
	22
	4,93
	1,36
	24
	5,05
	1,63
	26
	6,14
	11,19
	28
	6,67
	11,50
	30
	10,4
	11,70
	32
	11,12
	11,36
	34
	11,92
	12,04
	36
	12,01
	12,19
Dados resultantes da experiência e fornecidos pela professora no laboratório.
Região de tamponamento do ácido acético representada pelo retângulo acima.
pH = pKa = 3,38 + 6,48 = 4,93
		 2
 Gráfico 01: pKa do ácido acético.
Região de tamponamento do ácido clorídrico representada pelo retângulo acima.
pH = pKa = 1,63 + 11,19 = 6,41
	Gráfico 02: pKa do ácido clorídrico.
BIBLIOGRAFIA
MARZZOCO, A. & TORRES, B.B Bioquímica básica 3ª ed. Rio de Janeiro: Guanabara Koogan, 2007. 
NELSON,D.L & COX, M.M Princípios De Bioquímica De Lehninger. 5ª ed. São Paulo: Sarvier, 2011.