EXP Quantitativa 03 Preparo e Avaliaçõa de Sistemas Tamponados Solução Tampão Fosfato

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Preparo e Avaliação de sistemas tamponados – soluçaõ tampão fosfato
Departamento de Ciências Naturais, Universidade Federal de São João del Rei 
CEP 36301-160, São João del Rei/MG, Brasil
Resumo: Neste relatório está descrito a preparação de solução tampão fosfato e sua função tamponante sendo testada a partir de solução de hidróxido de sódio e também a comparação dos valores experimentais e teóricos do pH tanto do tampão quanto da água quando adicionado determinados volumes da base.
Abstract: This report describes the preparation of phosphate buffer solution and its buffering function being tested from sodium hydroxide solution and also the comparison of experimental and theoretical pH values of both buffer and water when certain volumes of the base are added.
Palavras Chaves: solução, tampão, pH, ácido, base, 
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Introdução
Solução tampão é uma solução na qual o pH resiste a variações de pH decorrentes da diluição ou adição de ácidos e bases. Geralmente as soluções tampão são preparadas a partir de um par ácido-base conjugado como, por exemplo, ácido acético/acetato de sódio ou cloreto de amônia/amônia. Os químicos empregam as soluções tampão em inúmeras situações quando é desejável manter o pH de uma solução com um valor predeterminado e relativamente constante.[1]
Muitos processos biológicos dependem do estado de protonação de moléculas como as enzimas, sendo, portanto fundamental o controle rigoroso do pH do meio em que esses processos se desenrolam. Fluídos como o sangue e o citoplasma têm um pH definido, em torno de 7, e que não muda significativamente graças presença de diversas substâncias dissolvidas que atuam como tampão. O Citoplasma é rico em proteínas; os grupos laterais ionizáveis de aminoácidos que constituem essas proteínas têm um papel fundamental no tamponamento do meio intracelular. Outras moléculas ionizáveis como o ATP, ácidos nucleicos e compostos intermediários de vias metabólicas, entre outros, contribuem também para a manutenção de um valor mais ou menos estável de pH no interior da célula.
Dois dos tampões fisiológicos mais importantes, especialmente em fluidos como o sangue, são o tampão de carbonatos e o tampão de fosfatos. O dióxido de carbono (CO2), um gás em condições normais de pressão e temperatura, pode dissolver-se em soluções aquosas formando ácido carbônico (H2CO3). Estabelece-se então o equilíbrio:
CO2 (g) + H2O (l) ↔ H2CO3 (aq)
Por sua vez, o ácido carbônico dissocia-se em solução aquosa, estabelecendo-se um segundo equilíbrio:
H2CO3 ↔ HCO3- + H+
A quantidade de íon hidrogenocarbonato (HCO3-) em solução depende em primeira instância da pressão parcial do CO2 pois esta determina o equilíbrio entre CO2 dissolvido e não dissolvido em solução. Assim, quanto mais dióxido de carbono for dissolvido, maior será a acidificação da solução aquosa em que este se dissolve.
O tampão de fosfatos, em situação fisiológica, refere-se especificamente ao equilíbrio,
H2PO4- ↔ HPO42- + H+
sendo um tampão natural no citoplasma de todas as células, já que o grupo fosfato está presente em diversas moléculas biológicas.[2]
OBJETIVOS
Descrever os efeitos do pH sobre uma solução tampão fosfato, relatar a eficiência tamponante da solução e acompanhar a variação do pH quando há adição de íons OH-.
Experimental
3.1 PREPARO DE SOLUÇÃO TAMPÃO FOSFATO
Para o preparo da solução tampão fosfato com pH = 7,5 e concentração dos reagentes de 0,1 mol·L-1 foram calculadas as quantidades em massa dos dois reagentes que serão utilizados, o Fosfato Monobásico (NaH2PO4) e Fosfato Dibásico (Na2HPO4) para preparar uma solução com volume igual a 25 mL. Os cálculos estão disponíveis em folha anexa e a massa utilizada foi 0,100 g de NaH2PO4 e 0,235 g de Na2HPO4. Após a diluição e preparação da solução, foram transferidos 20 mL do tampão fosfato para um becker de 50 mL e registrado seu pH com o pHmetro para verificar se o mesmo está de acordo com a proposta de preparação. O pH encontrado pelo aparelho foi igual a 7,15.
Em seguida, para verificar a resistência da função tamponante foi pipetado quantidades graduais de solução de hidroxído de sódio (NaOH) a 0,1 mol·L-1 sendo que foram medidos os valores de pH após cada adição de NaOH. Foi construída uma tabela para expressar as quantidades de base adicionadas.
	Volume final
	Volume final
	Volume final
	Volume final
	Volume final
	0,5 mL de NaOH
	1,0 mL de NaOH
	1,5 mL de NaOH
	2,0 mL de NaOH
	3,0 mL de NaOH
Tabela 01: volume de NaOH adicionado
3.2 VERIFICAR O pH DA ÁGUA QUANDO ADICIONADO NaOH.
Em um béquer de 100 mL foram adicionados 20 mL de água deionizada, registrado seu pH com valor igual a 7,04 e em seguida foram adicionados 0,5 mL de solução de NaOH a 0,1 mol·L-1 sendo novamente reistrado o valor do pH da solução igual a 10,54. 
RESULTADO E DISCUSSÕES
4.1 PREPARO DE SOLUÇÃO TAMPÃO FOSFATO
Na parte onde foi observada a função tamponante da solução em estudo, foi feita uma tabela relacionando o volume adicionado de NaOH com o pH medido pelo instrumento, conforme abaixo:
	Volume final
	Volume final
	Volume final
	Volume final
	Volume final
	0,5 mL de NaOH
	1,0 mL de NaOH
	1,5 mL de NaOH
	2,0 mL de NaOH
	3,0 mL de NaOH
	pH=7,17
	pH=7,19
	pH=7,19
	pH=7,19
	pH=7,34
Tabela 02: Valor de pH de acordo com a adição de solução de NaOH 0,1 mol·L-1
Estes valores de pH observados são todos experimentais e os valores teóricos estão disponíveis em uma tabela comparativa abaixo e também em folha anexa junto com os devidos cálculos. 
	Volume final
	Volume final
	Volume final
	Volume final
	Volume final
	0,5 mL de NaOH
	1,0 mL de NaOH
	1,5 mL de NaOH
	2,0 mL de NaOH
	3,0 mL de NaOH
	pH exp = 7,17
	pH exp = 7,19
	pH exp = 7,19
	pH exp = 7,19
	pH exp = 7,34
	pH teórico = 7,55
	pH teórico = 7,60 
	pH teórico = 7,66 
	pH teórico = 7,71
	pH teórico = 7,85
Tabela 03: Comparação dos valores de pH experimentais e teóricos do tampão fosfato.
4.2 VERIFICAÇÃO DO pH DA ÁGUA PURA E APÓS ADIÇÃO DE NaOH.
Nesta etapa o valor de pH experimental da água, 7,04, está muito próximo do valor teórico para a água pura, igual a 7, conforme os cálculos disponiveis em folha anexa.
Após a adição de 0,5 mL de solução de NaOH a 0,1 mol·L-1 foi obeservado o valor de 10,54 no pHmetro e este valor está bem inferior quando comparado ao valor teórico do pH igual a 11,4 disponível em anexo.
Conclusão
As soluções tampão por apresentarem a capacidade de manterem o pH constante, são muito importantes, tendo em vista que em sistemas químicos e biológicos muitas substâncias simples e quase todos as moléculas biológicas se comportam como ácidos fracos ou bases fracas, assim, as transformações químicas realizadas por estas substâncias são muito influenciadas pelo pH do meio, portanto, o controle desse fator se torna essencial.
Soluções tampão não devem sofrer bruscas variações de pH com a adição de uma solução ácida ou básica. Nesta prática foi possível observar a função tamponante em função da adição de NaOH 0,1 mol·L-1 que se manteve eficaz após a adição do volume final de 3 mL da solução de NaOH, tendo uma variação pequena quando comparado à variação do pH sofrido quando adicionado o volume de 0,5 mL de NaOH a 0,1 mol·L-1 à água pura, que possuía pH igual a 7,04 e foi para 10,54, que por sua vez, também apresentou um valor inferior ou calculado teoricamente. A função tamponante do tampão fosfato se comportou muito bem mas tende a não funcionar após a adição de mais solução de NaOH. Assim é de grande importância determinar até que ponto a função tamponante é eficaz.
Com relação aos valores teóricos e experimentais do pH não se sabe ao certo a origem da grande discrepância entre os mesmos, sendo que possivelmente podemos relacionar ao equipamento utilizado para obter os valores de pH experimentais, a calibração da balança utilizada para pesar as massas, uma diferença mínima em relação à quantidade em massa das espécies pertencentes à solução e tambémpode-se levar em conta a concentração da solução de NaOH 0,1 mol·L-1 que não foi preparada por nós e não é possível saber se sua concentração está de acordo com o rótulo.
referências
[1] - SKOOG, D. A. Fundamentos de Química Analítica. 8ª ed., São Paulo: Cengage Learning, 2006.
[2] - Disponível em:
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/solucao-tampao-no-corpo-humano.htm. Acesso em 12/09/2018.