Relatório pH e solução tampão

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Universidade Federal do Recôncavo da Bahia
Disciplina: Bioquímica
Docente: Raineldes
Discente: Vitoria Cristina Santos Menezes e Vivian Gama Barreto
Relatório de aula prática
Introdução
A escala de pH é importante para designar a concentração de H+/OH- numa determinada solução aquosa a partir de uma escala logarítmica que varia entre 1,0M H+ e 1,0M OH-. Soluções que possuem valores de pH superiores a 7 são consideradas alcalinas ou básicas, já as que possuem valores inferiores a 7 são consideradas ácidas. Dessa maneira, a medida de pH é um procedimento de fundamental importância na bioquímica, devido a intrínseca relação com a fisiologia biológica. As membranas biológicas, por exemplo são dependentes do pH para manter a integridade da sua estrutura e atividade. Outro caso é o do plasma sanguíneo, se o pH estiver abaixo de 7,4, será considerado acidose, porém, se estiver um valor muito elevado, será considerado alcalose, em ambas a situações, há grave risco a saúde do indivíduo (Lehninger et al, 2006). 
Já os sistemas tampões são compostos por um ácido fraco (H+), que doa prótons e sua base conjugada (OH-), receptora de prótons. O tamponamento resulta-se do equilíbrio dessas duas reações reversíveis que ocorrem em uma solução próxima as concentrações iguais de um doador de prótons e do seu receptor de prótons conjugado. Toda vez que for adicionado H+ ou OH-, haverá mudança no pH da solução (Lehninger et al, 2006).
No dia 17 de outubro de 2018, subdivididos em dois grupos, fomos ao laboratório de Química para realizar a aula prática referente aos assuntos abordados anteriormente segmentados em dois experimentos, sendo que no primeiro observamos a mudança de coloração de soluções a medida que foram adicionadas as mesmas ácidos e bases, com auxílio do azul de brometimol como indicador. No segundo observamos o pH em soluções ácidas e básicas com a utilização de pH.
Material e Métodos
Materiais
Para a realização do experimento foram utilizados os seguintes materiais e reagentes:
Primeiro procedimento:
Becker
Pipeta de Pasteur
Proveta graduada
Ácido acético (CH3COOH)
Acetato de potássio (CH3CO2K)
Hidróxido de Sódio (NaOH)
Azul de brometimol
Água
Segundo procedimento:
Becker
Pipeta
Fitas de pH
Ácido clorídrico
Hidróxido de sódio
Acetato de Potássio
Métodos
No primeiro experimento, utilizamos 2 beckers, nos quais foram adicionados 20ml de ácido acético e 20 ml de acetato de potássio. Medimos o pH de cada Becker. No primeiro Becker foi adicionado 1 ml de ácido clorídrico e no segundo 1 ml de hidróxido de sódio. E novamente medimos o pH. Em todos os beckers foi utilizado o indicador azul de brometimol.
O segundo experimento, objetivou-se avaliar o pH das soluções. Foram utilizados 4 beckers, dos quais em dois adicionamos 40 ml de água. O primeiro Becker ficou composto por água e ácido clorídrico (ácido) e o segundo de água e hidróxido de sódio (base). Inicialmente, com o auxílio de fitas de pH, analisamos o pH inicial e final (após a adição de ácido e base).
Resultados e discussão 
No primeiro experimento, utilizou-se o azul de brometimol como indicador. O mesmo possui o ponto de viragem de pH em torno dos 6,0 7,6. Dessa forma a cor da solução muda de acordo com o pH da mesma, varia da coloração amarela a verde em soluções ácidas e neutras e azul em soluções básicas (Pinheiro; Raimundo Jr., 2005). No Becker onde foi adicionado 1 ml de ácido clorídrico, notou-se que a coloração mudou para amarelo e no outro Becker onde colocamos 1ml de hidróxido de sódio a coloração mudou para azulada.
A fita de pH universal funciona a partir de substâncias orgânicas ácidas ou básicas, que apresentam cores diferentes, dessa forma, mudam de cor em função do pH (Terci; Rossi, 2002). Dessa maneira, a medida que fomos colocando a fita em cada uma das soluções, observamos cores e valores diferentes, conforme representados na tabela abaixo:
	Bécker
	Soluções
	pH inicial
	Ácido ou base
	pH Final
	1
	40mL água
	4
	1ml Ác. Clorídrico
	2
	2
	40mL água
	4
	1ml Hidróxido de sódio
	10
	3
	20 ml Ác. Acético
20 ml Acetato de sódio
	4
	1ml Ác. Clorídrico
	4
	4
	20 ml Ác. Acético
20 ml Acetato de sódio
	4
	1ml Hidróxido de sódio
	4
Considerando-se que uma solução neutra possui o pH em torno de 7, número derivado da água em torno dos 25 ºC (Lehninger et al, 2006), o resultado do primeiro Becker pode ser considerado um ácido forte, pois ficou na faixa de 4, já que quanto maior for a acidez da solução, menor será seu pH.
O segundo Becker obteve-se um resultado de 10, sendo portanto, uma solução básica, se comparada também ao valor do pH da água. Esse valor foi observado porque a concentração de OH- é maior que a de H+.
Já os Beckers três e quatro também mostraram resultados ácidos, estando na faixa de 4. Portanto nos Beckers 1,3 e 4, a concentração de H+ é superior a de OH-.
Conclusão 
Através do experimento pode-se notar a funcionalidade de uma solução tampão que foi dado em aula téorica.
Referências
LEHNINGER, A.L.; NELSON, D.L.; COX, M.M. Princípios de Bioquímica. 4. ed. São Paulo: Sarvier, 2006.
PINHEIRO, Silvia Cristina Lopes and RAIMUNDO JR, Ivo M.. Uso de membranas de Nafion para a construção de sensores ópticos para medidas de pH. Quím. Nova. 2005, vol.28, n.5, pp.932-936.
TERCI, Daniela Brotto Lopes and ROSSI, Adriana Vitorino. Indicadores naturais de pH: usar papel ou solução?. Quím. Nova. 2002, vol.25, n.4, pp.684-688.