Medida de pH e Sistema Tampão

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Medida de pH e Sistema Tampão
Carolina Franchi de Souza Sá¹ 
Pamela de Barros¹*
¹ Departamento de Ciências Fisiológicas
Universidade Federal de Santa Catarina, Florianópolis - SC, Brasil
*Autor para correspondência: 
pamydebastiani@gmail.com
Data: 25/09/2018
Resumo
O pH e suas variações de concentrações de H+ livre na água e em soluções exercem uma função vital na manutenção da vida, esse estudo teve enfoque em medir o potencial hidrogeniônico por meio do método colorimétrico utilizando fitas indicadoras de pH. As fitas submersas em soluções ácidas, básicas e posteriormente tamponadas demonstraram sua eficiência quando o H+ das soluções reagiu com o papel indicador. O resultado esperado era que só as soluções básicas adquirissem uma coloração rosa quando recebessem a fenolftaleína enquanto as demais soluções permanecessem incolores. Após adicionar o vermelho congo, o esperado era que as soluções ácidas permanecessem avermelhadas, devido ao vermelho congo, e as soluções alcalinas adquirissem uma cor azulada/arroxeada. As soluções tamponadas também corresponderam às expectativas demonstrando seu potencial de se antepor a variação de pH. O estudo foi muito bem sucedido, todos os resultados obtidos já eram esperados. 
Palavras-chave: Ácido-base, tamponamento, método colorimétrico.
Introdução
O potencial hidrogeniônico, também conhecido como pH tem como intuito medir a concentração de H+ livre na água e em soluções. O pH é um dos fatores mais importantes para o equilíbrio do metabolismo celular, pequenas variações nesses valores podem acarretar em grandes desequilíbrios como alterações na velocidade das reações químicas celulares, permeabilidade das membranas e das funções enzimáticas celulares, esses fatores podem comprometer diretamente as funções de diversos órgãos e sistemas. Para facilitar a medição desse pH, esse foi descrito em uma escala de variação entre zero á quatorze, sendo considerado de zero a sete uma solução ácida, grau sete uma solução neutra e de sete a quatorze uma solução alcalina. 
Figura 1 - Representação da variação do pH na escala de ionização através de cores e exemplos de pH. Imagem disponível em: https://br.freepik.com/vetores-gratis/a-escala-de-ph-da-ciencia_2588946.htm
Há duas maneiras de medir o potencial hidrogeniônico. O primeiro método é chamado de método potenciométrico, onde o pH é determinado com a ajuda de um pHmetro ou potenciômetro, este é o método mais preciso, fundamentando-se na medida de um potencial gerado pelo fenômeno de oxido-redução. O segundo método é o colorimétrico, onde fundamenta-se no uso de indicadores de pH, os quais são substâncias que variam de cor em função do pH, este método é de estimativa, não sendo tão preciso, sendo este o escolhido para embasar o estudo do conteúdo deste trabalho. As fitas indicadoras de pH foram submersas em diversas soluções afim de estimarmos seus potenciais de ionização com base na cor adquirida em cada solução, posteriormente foram comparadas com uma tabela de cores utilizadas como padrão colorimétrico. 
Como já supracitado, o pH tem uma vital importância na vida, sendo o seu desequilíbrio um grande acarretador de disfunções nos sistemas, com base nessas informações e com intuito de manter o funcionamento ideal do corpo é que o efeito tampão se da presente. Também conhecido como balanço ácido-básico, o efeito tampão tem como principal função se antepor à mudança de pH. O tampão é a substância que em ambiente aquoso tem a capacidade de resistir a variação de pH, sendo a solução tampão formada por um ácido fraco e seu sal ou por uma base fraca e seu sal. 
Objetivo
O experimento teve como finalidade medir o pH de diferentes soluções com métodos colorimétricos de medição de pH diversos, como uso de papel indicador fenolftaleína, e vermelho-congo, assim como realizar e observar essa medição de pH após a adição de solução tampão.
Material e métodos
	Os materiais utilizados foram pipetas volumétricas de 5mL e 10mL, peras, conta-gotas, tubos de ensaio, suporte para tubos de ensaio, proveta, Becker, fenolftaleína, vermelho-congo, água destilada, vinagre, leite, HCl 0,1N, NaOH 10%, acetato de sódio 0,1N, fitas medidoras de pH e pinça.
	O método utilizado foi o colorimétrico, em que usa-se as fitas medidoras de pH e as soluções indicadoras (fenolftaleína e vermelho-congo). Esse método mede a concentração de H+ livre na solução – quanto maior a quantidade de H+, mais ácido será o meio – sendo que este íon reage com o papel e as soluções indicadoras. É simples e não possui precisão absoluta.
	Enumerou-se os tubos de 1 a 9. Nos tubos 1 a 5, conforme tabela 1, utilizou-se a medição do pH com solução indicadora e papel indicador de pH com solução indicadora, e dos tubos 6 a 9, se mediu o pH da solução com a posterior adição de solução tampão. No tubo 1, com o auxílio de uma pera e uma pipeta volumétrica de 10mL, foram adicionados 10mL de H2O. O tubo 2 recebeu 5 ml de H2O e 5 ml de vinagre, também com a ajuda de uma pera e de duas pipetas volumétricas de 5 ml cada uma. No tubo 3, foram adicionados 5 mL de H2O e 5 ml de HCl 0,1N por meio de uma pera e pipetas volumétricas de 5 mL cada. No tubo 4 foi adicionado 5 ml de H2O e 5 ml de leite com a ajuda de uma pera e duas pipetas volumétricas de 5 ml cada. O tubo 5 recebeu 5mL de H2O e 5mL de NaOH 10% com o auxílio de pera e pipetas volumétricas de 5mL. Após a preparação dos tubos, utilizando o papel indicador de pH, molha-se o mesmo nas soluções dos tubos enumerados de 1 a 5, observando qual a coloração que era adquirida após o contato. Olhando as cores presentes na caixa do produto, consegue-se medir o valor aproximado do pH, como podemos ver na imagem 1.
	TUBO
	H2O
	Vinagre
	HCl 0,1N
	Leite
	NaOH 10%
	1
	10mL
	-
	-
	-
	-
	2
	5mL
	5mL
	-
	-
	-
	3
	5mL
	-
	5mL
	-
	-
	4
	5mL
	-
	-
	5mL
	-
	5
	5mL
	-
	-
	-
	5mL
Tabela 1) Composição das soluções
 
 Imagem 1) Papel indicador de pH e embalagem do produto
 Disponível em: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/papel-tornassol.htm
	
Após a medição com o papel indicador de pH, adicionou-se nas soluções dos tubos 1 a 5, 5 gotas de fenolftaleína, sendo em seguida, visualizado se sua coloração mudou para rosa-vermelho ou incolor, conforme a imagem 2.
 Imagem 2) Fenolftaleína e suas colorações em cada pH.
Disponível em: http://fisicayquimicadominicas.blogspot.com/2014/04/
	Em seguida, foi adicionado 5 gotas do indicador vermelho-congo em cada um dos tubos 1 a 5, e analisou-se qual a cor adquirida pela solução, se vermelha ou azul.
	Após concluída essa parte, foi separado os tubos enumerados de 6 a 9 e novas soluções foram preparadas, conforme tabela 2. Nos tubos 7 e 9, foi feito a solução tampão, que continha 3mL de ácido acético 0,1N e 5mL de acetato de sódio 0,1N, sendo estes adicionados com o auxílio de uma pera e duas pipetas volumétricas de 8mL cada. Nos tubos 6 e 9, adicionou-se utilizando a pera e a pipeta volumétrica de 10mL, 8mL de H2O. Depois, mediu-se o pH da solução tampão e da água destilada, usando os papeis indicadores. Posteriormente, no tubo 6, que continha água, foi adicionado com o auxílio de pera e pipeta volumétrica, 1mL de HCl. No tubo 7, que tinha a solução tampão, também foi adicionado com o uso da pera e da pipeta volumétrica, 1mL de HCl. No tubo 8, contendo água, adicionou-se três gotas de NaOH 10% utilizando o conta-gotas. No tubo 9, que possuía a solução tampão, também foi adicionado três gotas de NaOH 10%, com o auxílio do conta-gotas. Realizada essa parte, mediu-se novamente todos os pH com uso das fitas medidoras. Depois, adicionou-se mais três gotas de NaOH 10% no tubo 9 até observar alguma mudança de pH, utilizando novamente o papel indicador. Ainda no tubo 9, adicionou-se 5 gotas de vermelho-congo.
	TUBO
	H2O
	Tampão
	HCl 0,1N
	NaOH 10%
	6
	8mL
	-
	1mL
	
	7
	-
	8mL
	1mL
	
	8
	8mL
	--
	1 gota
	9
	-
	8mL
	-
	1 gota
Tabela 2) Composição das soluções
Resultados
	Na primeira parte do experimento, com os tubos enumerados de 1 a 5, a medição do pH foi feita utilizando o papel indicador de pH, e depois com as soluções indicadoras fenolftaleína (imagem 3) e vermelho-congo (imagem 4). 
No tubo 1, que continha apenas 10mL de água, o pH encontrado com a fita indicadora foi 7, após a adição de fenolftaleína, a solução ficou incolor, já com as gotas de vermelho-congo, a solução ficou vermelha.
No tubo 2, que apresenta 5mL de água e 5mL de vinagre, a medição com a fita indicadora mostrou pH 3, depois de adicionado fenolftaleína, a solução ficou incolor, após as gotas de vermelho-congo, a coloração da solução ficou roxa.
No tubo 3, possuindo 5mL de água e 5mL de HCl 0,1N, o papel indicador mostrou pH 1, após o acréscimo de fenolftaleína, a solução ficou incolor, em seguida, com a adição de vermelho-congo, a solução apresentou uma coloração azul.
No tubo 4, contendo 5mL de água e 5mL de leite, a fita medidora indicou pH 7, e após a adição de fenolftaleína, permaneceu com sua coloração (fenolftaleína incolor). Após colocar as gotas de vermelho-congo, a solução ficou com coloração rosa.
No tubo 5, que continha os 5mL de água e 5mL de NaOH 10%, o papel indicador mostrou pH 14, depois de acrescentar a fenolftaleína, a solução ficou rosa fraco, e com a posterior adição de vermelho-congo, a coloração ficou vermelho.
 Imagem 3) Tubos 1 a 5 após a adição de fenolftaleína 
Imagem 4) Tubos 1 a 5 com acréscimo de vermelho-congo
Na segunda parte do experimento, utilizando os tubos enumerados de 6 a 9, os seguintes resultados puderam ser observados.
No tubo 6, contendo 8mL de água, a fita mediu pH 7, e após a adição de 1 mL de HCl 0,1N a fita marcou pH 5.
No tubo 7, que possuía 8mL de solução tampão, a fita medidora mostrou o pH 5 e após colocar 1mL de HCl 0,1N no tubo, o pH encontrado se manteve em 5.
No tubo 8, que tinha 8mL de água, a fita medidora encontrou o pH 7 e quando adicionado 3 gotas de NaOH 10%, o pH mudou para 12.
No tubo 9, contendo 8mL de solução tampão, o pH medido através da fita indicadora foi 5 e adicionado 3 gotas de NaOH 10%, o pH foi novamente medido e permaneceu em 5. Com a nova adição de mais 3 gotas de NaOH 10%, o novo pH medido pelo papel indicador foi 14, e depois de colocar 5 gotas de vermelho-congo, a solução se tornou vermelha.
Discussão
	Analisando os resultados obtidos na primeira parte do experimento, observa-se que no tubo 1 contendo água, a fita medidora demonstrou pH 7, sendo este neutro, com a adição de fenolftaleína, a solução ficou incolor, indicando pH 7 ou menor que 7 (ácido), e com vermelho-congo, a coloração encontrada foi a vermelha, o que significa que o pH é 7 ou maior (básico). Os resultados encontrados foram os esperados, e comprovaram o caráter neutro da água, com seu equilíbrio entre íons (H+ e OH-).
	O tubo 2 apresentando água e vinagre, mostrou pH 3 através do papel indicador, portando ácido. Com fenolftaleína a solução ficou incolor, o que indica pH ácido ou neutro, e com a posterior adição de vermelho-congo, a solução tornou-se roxa, indicando um pH entre 3 e 5. As análises obtidas estão dentro do que se esperava, devido ao caráter ácido do vinagre (ácido acético).
	No tubo 3 possuindo água e ácido clorídrico, a fita medidora mostrou pH 1, e com a fenolftaleína, a solução ficou incolor – neutro ou ácido –, e após o acréscimo de vermelho-congo a coloração ficou azul, demonstrando um pH entre 0 e 3. Sendo o ácido clorídrico considerado um ácido forte, o pH encontrado é condizente com o esperado.
	No tubo 4 que continha água e leite, o pH encontrado através do papel indicador foi 7, com a adição de fenolftaleína a solução permaneceu com sua coloração (portanto a fenolftaleína manteve-se incolor, indicando neutralidade ou caráter ácido), e com vermelho-congo, tornou-se rosa, o que indica um pH entre 5 e 7. Os resultados obtidos estão dentro do esperado, uma vez que o leite apresenta um caráter levemente ácido (pH 6 a 7) e misturado com a água, que possui um caráter levemente alcalino, manteve-se a solução em neutralidade.
	O tubo 5 contendo água e hidróxido de sódio, apresentou pH 14 com a medição da fita indicadora, e acrescentando fenolftaleína, a solução se tornou rosa, indicando pH entre 8 e 10. Com a adição de vermelho-congo, a cor encontrada foi vermelho, o que demonstra um pH 7 ou superior a 7 (básico). Como o NaOH é considerado uma base forte, o pH está dentro daquilo que era esperado ser obtido.
	Na segunda parte do experimento, o tubo 6 possuindo apenas água, demonstrou pH 7 (neutro) e após a adição de ácido clorídrico, a fita mediu pH 5. Esses valores fazem sentido com o esperado, uma vez que apenas água possui pH 7 neutro, mas com o ácido clorídrico diluído, o pH diminui devido à presença do ácido forte na solução. 
	O tubo 7, possuindo o tampão composto por ácido acético (ácido fraco) e acetato de sódio (sal forte), encontrou-se pH 5, indicando uma razoável acidez. Colocando ácido clorídrico (1mL), mediu-se novamente o pH e verificou-se que o mesmo permaneceu em 5. Como o ácido clorídrico é um ácido forte, espera-se que a presença dele na solução cause uma diminuição do pH (acidificação do meio). No entanto, com a presença do tampão, que reage fortemente com ácidos e bases fortes, neutraliza seus valores de pH.
	O tubo 8, semelhante ao tubo 6, continha inicialmente água pura e pH 7. Com a adição de hidróxido de sódio, o pH medido pelo papel indicador foi 12. Isso é correspondente com o esperado, uma vez que por ser uma base forte, a diluição com água faria aumentar o pH da solução.
	Por último, no tubo 9, contendo também a solução tampão de ácido acético e acetato de sódio com pH 5, foi adicionado três gotas de NaOH e após ser novamente medido com o uso do papel indicador, permaneceu 5. No entanto, adicionamos mais três gotas de NaOH e medir novamente, o pH encontrado foi 14. Acrescentando vermelho-congo, a cor adquirida pela solução foi vermelha, demonstrando um caráter altamente básico. Nessa última parte do experimento, vemos que uma pequena quantidade a mais de NaOH (base) acrescentado faz o tampão se saturar mais facilmente do que uma maior quantidade de HCl (ácido). Isso tem relação com o grau de dissociação do tampão e sua constante de equilíbrio (curva de titulação) mostrada na imagem 5.
Imagem 5) Curva de titulação do sistema tampão de ácido acético e acetato de sódio
Conclusão
Concluiu-se que o método colorimétrico demonstrou-se eficiente para o experimento, embora não seja o mais preciso, pois este é um método de estimativa, onde as cores equivalem a números inteiros, não levando em consideração a transição entre esses números. A utilização da fenolftaleína demonstrou-se eficiente para identificar as soluções alcalinas, avermelhando as soluções básicas e permanecendo incolor nas soluções ácidas. A utilização de vermelho congo também demonstrou-se eficiente, porém este foi altamente eficiente na identificação dos ácidos. A solução tampão também correspondeu ao nível de eficiente, demonstrando-se muito eficiente na resistência da variação de pH. Em soma, conclui-se que todos os matérias utilizados corresponderam às expectativas de eficiência, proporcionando os resultados esperados.
Referências:
CHARÃO, Carla Cristina Thober. Aula de pH e Equilíbrio Ácido-Básico. Disponível em: https://moodle.ufsc.br/mod/forum/discuss.php?d=489960. Acesso em: 17 set. 2018
LIRA, Julio Cesar Lima. Soda Cáustica. Disponível em: <https://www.infoescola.com/compostos-quimicos/soda-caustica/>. Acesso em: 21 set. 2018.
SARAN, Luciana M. Aula Equilíbrio Ácido-Base: UNESP. Disponível em: <http://www.fcav.unesp.br/Home/departamentos/tecnologia/LUCIANAMARIASARAN/equilibrio-acido-base.pdf>. Acesso em: 21 set. 2018
NELSON, David L.; COX, Michael M. Princípios da Bioquímica de Lehninger. 6ª. ed. Porto Alegre: Artmed, 2014. p. 75-115.
NOGUEIRA, Romildo. Medindo o potencial Hidrogeniônico.Universidade Federal Rural de Pernambuco: [s.n.], 2018. 4 p. Disponível em: <http://www.aulasdebiofisica.nupet.com.br/Medindoopotencialhidrogenionico.pdf>. Acesso em: 22 set. 2018