Relatório 2 FQ exp

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA 
CENTRO DE CIÊNCIAS FÍSICAS E MATEMÁTICAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL – QMC5453 
FARMÁCIA 03102C 
 
NITO ANGELO DEBACHER 
 
 
 
RELATÓRIO PRÁTICA 2: DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE 
DISSOCIAÇÃO DE INDICADORES POR ESPECTROFOTOMETRIA. 
 
Beatriz Camargo Fida 
Elaine Kutzner 
Helena Delpizzo 
Maria Eduarda Possamai 
 
 
 
Florianópolis, 26 de março de 2019 
 
 
EXPERIMENTO 2: DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DE 
INDICADORES POR ESPECTROFOTOMETRIA. 
 
1. INTRODUÇÃO 
Um indicador ácido/base é um ácido ou base orgânicos fracos cuja forma 
não dissociada difere da cor de sua base ou ácido conjugados. Por exemplo, o 
comportamento de um indicador do tipo ácido, , é descrito pelo equilíbrio:H ln 
⇋ O H ln + H2 In− + H O3 −
 
 cor ácida cor básica 
Considerando que pK = -log K podemos escrever: . K pH og p In = − l In[ −] / HIn[ ] 
Se o indicador se encontra em soluções com pH abaixo do , sua cor será Kp In 
aquela da forma não ionizada, ou protonada. Em pHs acima de , a cor será Kp In 
a da forma ionizada ou desprotonada (SKOOG et al, 2015). Cada indicador tem 
cores características e pH ideal de mudança, como exemplificado na Tabela 1: 
Tabela 1:​ Indicadores Ácido/Base Importantes 
 
Fonte: SKOOG et al., 2015 p. 353 
Com um aparelho de espectrofotômetro de absorção ultravioleta e visível 
(UV-Vis) quantifica-se este efeito medindo-se a intensidade de luz absorvida em 
função do comprimento de onda (λ) de radiação. A intensidade de radiação 
inicial ao atravessar a solução líquida contendo o corante (cromóforos) pode ser 
parcialmente absorvida. 
 
 
2. OBJETIVO 
Estudar, por meio de observação visual, o efeito do pH na mudança de 
coloração de diferentes indicadores. 
Determinar, empregando a espectrofotometria, a constante de 
dissociação do indicador vermelho de metila. 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1 REAGENTES E MATERIAIS 
Vidrarias: 2 buretas de 10ml; 1 pipeta graduada de 10ml; 1 pipeta volumétrica de 
Iml; 1 béquer de 250ml e 2 béqueres de 50ml; 13 tubos de ensaio médios. 
Equipamentos: pHmetro e aparelho de espectrofotometria. Reagentes: 100ml de 
fosfato de sódio 0,2 mol/L (Na2HPO3. X H20); 100ml de ácido citrico 0,1mol/L, 
Solução tampão (pH 4,0 e 7,0) para calibrar o pHmetro; Solução de vermelho de 
metila diluído; Solução dos seguintes indicadores: Alaranjado de metila, Azul de 
bromofenol, Vermelho de metila, Bromocresol púrpura, Azul de bromotimol, 
Vermelho de cresol e Fenoftaleina. Outros: frasco lavador com água destilada. 
 
3.2 PROCEDIMENTO 
Para começar, foram preparadas várias soluções tampão em seis tubos 
de ensaio numerados de 1 a 6, com o auxílio de uma bureta para adicionar o 
fosfato de sódio 0,2 mol/L e outra para adicionar o ácido cítrico 0,1mol/1. Em 
cada tubo de ensaio a proporção entre os volumes de fosfato de sódio e ácido 
cítrico foi diferente para que se obtivesse pH diferenciado em cada uma. Em 
seguida, agitaram-se os tubos e mediu-se seu pH com o pfHmetro já calibrado e 
com a solução tampão (pH 4,0 e 7,0). Transferiu-se 1 ml, com a ajuda de pipetas 
volumétricas, das soluções de cada tubo para uma nova série numerada de 6 
tubos, reservando-os para executar outra parte do procedimento. Aos 6 tubos 
com 9 ml, acrescentou-se uma gota do indicador (Alaranjado de metila, Azul de 
bromofenol, Vermelho de metila, Bromocresol púrpura, Azul de bromotimol, 
Vermelho de cresol e Fenolftaleina), sempre observando e anotando as cores 
resultantes da solução. Com ressalva de que o tubo de número 6 foi dividido em 
duas partes com 4,5 ml cada. Em seguida, utilizou-se os 6 tubos de ensaio 
 
 
contendo Iml e adicionou-se mais 1ml de vermelho de metila. A partir desta 
diluição do indicador em diferentes valores de pH, mediu-se a absorbância (A) 
de cada solução em um aparelho de espectrofotometria, variando o 
comprimento de onda de 400nm a 600nm. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
4.1 Determinação da constante de dissociação (Ka) ou pKa do indicador 
vermelho de metila. 
Com o espectrofotômetro obtivemos os dados de absorbância nos 
diversos comprimentos de onda e soluções com os variados pHs, a Tabela 2 
mostra os dados coletados no recorte de comprimentos de onda ( ) entre 520 e λ 
530 nm. 
Tabela 2: ​Recorte dos comprimentos de onda (λ) lidos, entre 520 e 530 nm, da 
Absorção das 6 soluções preparadas, sendo o valor utilizado o de 525nm. 
 
 
 
 
 
 
Gráfico 1: Absorbância vs. comprimento de onda (λ entre 400 nm e 600 nm) 
obtida na leitura dos pHs das soluções preparadas (pH 3,35 ; pH 4,75 ; pH 5,23 ; 
pH 5,68 ; pH 6,35 e pH 7,95). 
 
Com o Gráfico obtivemos o valor de e , o ponto mais alto foi de AHln Aln− 
525 nm, sendo o pH mais ácido (3,35) corresponde a (1,2709) e o ponto de AHln 
pH mais básico (7,95) corresponde a (0,0402).Aln− 
A partir dos dados da Absorbância e com a equação 1, obtivemos a 
constante de dissociação, que corresponde à média aritmética dos quatro 
valores encontrados. 
 
K pH og (A ) A))p = − l ((A) A )− ( HIn / Hln− − ( 
K pH og (0, 402) A))p = − l ((A) 1, 709)− ( 2 / 0 − ( 
 
 
 
 
1​ - pH = 4,75 , A = 0,9385 
K1 4, 5 og (0, 402) 0, 385))p = 7 − l ((0, 385) 1, 709)9 − ( 2 / 0 − ( 9 
K1 4, 5 og (− , 983))p = 7 − l ((− , 324)0 3 / 0 8 
K1 4, 5 og 0, 700p = 7 − l 3 
5,18K1p = 
 
2​ - pH = 5,23 , A = 0,6132 
K2 5, 3 og (0, 402) 0, 132))p = 2 − l ((0, 132) 1, 709)6 − ( 2 / 0 − ( 6 
K2 5, 3 og (− , 73))p = 2 − l ((− , 577)0 6 / 0 5 
K2 5, 3 og 1, 478p = 2 − l 1 
5,17K2p = 
 
3​ - pH = 5,68 , A = 0,2488 
K3 5, 8 og (0, 402) 0, 488))p = 6 − l ((0, 488) 1, 709)2 − ( 2 / 0 − ( 2 
K3 5, 8 og (− , 086))p = 6 − l ((− , 221)1 0 / 0 2 
K3 5, 8 og 4, 998p = 6 − l 8 
4,99K3p = 
 
4​ - pH = 6,35 , A = 0,0840 
K4 6, 5 og (0, 402) 0, 840))p = 3 − l ((0, 840) 1, 709)0 − ( 2 / 0 − ( 0 
K4 6, 5 og (− , 438))p = 3 − l ((− , 869)1 1 / 0 0 
K4 6, 5 og 27, 98p = 3 − l 0 
4,92K4p = 
 
 
 
( K1 pK2 pK3 pK4 ) / 4 p + + + = Kap 
(4,18 + 5,17 + 4,99 + 4,92) / 4 = 5,06 
 
Constante de dissociação pka obtido pela média dos pK encontrados: 
5,06Ka p = 
 
4.2 Determinação do pKa por regressão linear 
O pKa pode ser obtido pelo gráfico vs. Hp og((A) A ) (A ) A))l − ( HIn / Hln− − ( 
Abaixo o Gráfico 2 gerado pelo excel e no Anexo o Gráfico confeccionado pelas 
integrantes do grupo que fizeram o experimento. 
Gráfico 2: ​vs.​ Hp og((A) A ) (A ) A))l − ( HIn / Hln− − ( 
 
f(x)=ax+b 
f(x)=0,843x+5,13 
 
 
b (​coeficiente linear​) = 5,13 
4.3 Erro experimental do pKa obtido 
Segundo Skoog et at, 2015, o pKa do vermelho de metila é 5,00. 
Contudo, com os cálculos de pKa dos valores intermediários de pH, absorbância 
e média dos resultados obtivemos 5,06 e com a regressão linear obtivemos o 
valor de 5,13. Sendo assim: 
rro E E = 
100E = (valor obtido alor exato) valor exato[ − v / ] . 
100 1, %E1 = (5, 6 , 0) 5, 0[ 0 − 5 0 / 0 ] . = 2 
100 2, %E2 = (5, 3 , 0) 5, 0[ 1 − 5 0 / 0 ] . = 6 
Os erros podem ter ocorrido no preparo das soluçõesou ainda nas 
aferições dos pHs. O erro obtido com a regressão linear é maior do que o obtido 
com a média dos pKa. Os dados para o cálculo da média de pKas são retirados 
das leituras pontuais do espectrofotômetro, já a obtenção do coeficiente linear se 
dá com a linha de tendência, dessa forma ficando menos preciso. 
4.4 Determinação do pH experimental e da cor aparente. 
Quadro 1: ​Resultados obtidos para os diferentes pHs e indicadores. 
Sol. pH 
teórico 
pH 
exper. 
Indicador Cor exper. pH. 
mudança 
Cor A Cor B 
(Transição de cor 
teórico) 
01 3,0 3,3 Alaranjado de 
metila 
Salmão 2,9 - 4,6 Vermelh
o 
Alaranjado 
02 4,0 4,6 Azul de 
bromofenol 
Azul 2,8 - 4,6 Amarelo Azul 
03 4,5 4,9 Vermelho de 
metila 
Laranja 4,2 - 6,3 Vermelh
o 
Amarelo 
04 5,0 5,4 Bromocresol 
púrpura 
Roxo 5,2 - 6,8 Amarelo Púrpura 
05 6,0 6,2 Azul de 
bromotimol 
Azul 
turquesa 
6,0 - 7,6 Amarelo Azul 
06a 8,0 8,3 Vermelho de 
cresol 
Rosa escuro 7,2 - 8,8 Amarelo Vermelho 
 
 
06b 8,0 8,3 Fenolftaleína Rosa claro 8,3 -10,0 Incolor Rosa 
Para a solução 1 observamos que a cor obtida foi a intermediária, o que 
corresponde com a faixa de pH de mudança, com o pH obtido. A solução 2 
experimental, por ter o valor de pH final de mudança, apresentou a cor também 
final. A solução 3, assim como a solução 1, ficou na faixa de mudança de cor do 
indicador e apresentou coloração de acordo com o esperado. A solução 4 
apesar de não ter passado da faixa de pH de mudança, apresentou coloração do 
pH mais alto. A solução 5, assim como a solução 4, apresentou cor referente ao 
esperado para após a mudança de pH, apesar de ainda estar na faixa de 
mudança. A solução 6a teve o pH medido dentro da faixa de mudança, porém 
apresentou a cor final que seria para a molécula desprotonada, o que pode ter 
ocorrido por erro de manuseio das executoras, ou por contaminação, validade 
(que não foi observada) do indicador. Por fim, a solução 6b teve uma leve 
coloração rosa, aproximado do incolor mas não estando totalmente dessa forma. 
Assim, as faixas de coloração ficaram próximas das esperadas, visto que os pHs 
também ficaram com valores aproximados. 
 
5. CONCLUSÃO 
 
As amostras preparadas com os diferentes pHs obtidos apresentaram 
mudança de coloração com os diferentes indicadores, esses tenderam a ficar na 
forma ionizada, conforme o esperado para os pHs submetidos. 
Obtivemos ainda, através da espectrofotometria, a constante de 
dissociação do indicador vermelho de metila, com a qual calculamos o pKa (5,06 
para o calculado e 5,13 para o obtido pela regressão linear) e esse mostrou-se 
próximo ao valor teórico (5,0), com baixo erro (máximo de 2,6%). 
 
6. QUESTIONÁRIO 
1. É possível estimar o pH de uma solução aquosa pela cor obtida quando da 
adição de um indicador cujo pKa é conhecido? O que são espectros de 
absorção? Explique (Voguel, pg. 542). Que tipos de moléculas apresentam 
absorção no ultravioleta e/ou no visível? 
 
 
Sim, é possível estimar o pH de uma solução aquosa pela cor obtida 
quando da adição de um indicador cujo pKa é conhecido pois: 
⇋ AH H+ + A− 
/ Ka = H[ +] A[ −] HA[ ] 
 e K pH og p a = − l A[ −] / HA[ ] H pKa og p = + l A[ −] / HA[ ] 
Espectros de absorção são a representação gráfica dos valores obtidos 
de comprimento de onda versus a absorbância lida. A absorção da radiação se 
deve ao fato de as moléculas terem elétrons que podem ser promovidos a níveis 
de energia elevados mediante a absorção de energia. A energia necessária 
pode ser, em alguns casos, a proporcionada pela radiação com comprimentos 
de onda no visível e, o espectro de absorção estará na região do visível. Em 
outros casos, é necessária energia maior, associada à radiação ultravioleta. 
Além da variação de energia eletrônica (que é consequência da absorção da 
radiação) há também variações associadas à energia de vibração dos átomos 
na molécula e variações da energia de rotação. Ou seja, a absorção na região 
do visível e ultravioleta depende do número de arranjos dos elétrons nas 
moléculas ou íons absorventes. Assim, o pico de absorção pode ser relacionado 
com o tipo de ligação da substância estudada. 
As moléculas apresentam absorção no ultravioleta e/ou no visível, a 
região ultravioleta do espectro é geralmente considerada na faixa de 200 a 400 
nm, e a região do visível entre 400 a 800 nm. A absorção da região visível e 
ultravioleta depende do número e do arranjo dos elétrons nas moléculas ou íons 
absorventes. Como consequência, o pico de absorção pode ser correlacionado 
com o tipo de ligação da molécula. 
Compostos orgânicos que possuem dupla ligação absorvem fortemente 
no ultravioleta, compostos com dupla alternada (ligações conjugadas) têm 
absorção em maiores. Quanto mais extenso for o sistema conjugado, mais λ 
longos serão os absorvidos, podendo chegar a região do visível.λ 
 
2. O que é ponto isosbéstico? É possível observar a existência de ponto 
isosbéstico nos espectros de absorbância que você obteve para o vermelho de 
metila? Quando isto acontece? 
 
 
O ponto isosbéstico é o ponto no qual todas as curvas se encontram e o 
comprimento de onda da forma ácida e da forma básica tem a mesma 
absorbância. 
É possível observar o ponto isosbéstico, conforme mostrado no Gráfico 1, 
no qual o ponto isosbéstico está na região de entre 450 nm e 460 nm λ 
(próxima do teórico = 460 nm). Se a absorbância de uma solução com forma λ 
ácida e básica for medida nesse , a absorbância independe das quantidades λ 
das formas ácida e básica presentes, mas depende somente da quantidade total 
do indicador (no caso vermelho de metila) presente na solução. 
Acontece o ponto isosbéstico quando os picos de absorção cruzam-se 
mesmo em amostras com diferentes concentrações porque apresentam o 
mesmo coeficiente de absorção molar. 
 
3. Você usou um espectrofotômetro na região do visível para verificar a 
dissociação do indicador ácido-base vermelho de metila. Porque isso foi 
possível? Explique fazendo a dissociação da molécula do vermelho de metila no 
equilíbrio ácido/base. 
Foi possível a observação na região do visível pois o vermelho de metila 
(cromóforo que é um grupo funcional que tem espectro de absorção 
característico na região do visível ou ultravioleta, com ligações duplas ou triplas, 
grupos nitro, nitroso, azo, carbonila e/ou tiocarbonila) absorve nessa região. O 
vermelho de metila (conforme mostra ilustração abaixo) apresenta conjugações 
nos aneis aromáticos. Abaixo a dissociação do Vermelho de Metila (MR) em 
formas ácidas (HMR) e básicas (MR)​-​. 
 
 
 
A constante de dissociação da forma ácida é dada pela equação: K 
 K = H[ +] MR[ −] / HMR[ ] 
K pH log p = − MR[ −] / HMR[ ] 
As duas formas e têm picos de absorção fortes na região visível do MR H MR− 
espectro. 
 
4. Com o valor do pKa obtido experimentalmente calcule a variação da energia 
livre de Gibbs G para a dissociação do vermelho de metila. Considere a eq 
G = -RTlnKa, 
qualo significado do resultado obtido, discuta. R = 8,314 J/MolK; T = 298K. 
G − T InKaΔ = R 
Ka = 10−pKa
 
Ka = 10−5,06
 
a 8, 1.10 K = 7 −6 
n(Ka) 1, 5I = − 1 6 
G − T InKaΔ = R 
 
 
G − , 4.298. 1, 5Δ = 8 3 − 1 6 
G 28.953, 7Δ = 9 
Ou seja, o processo não foi espontâneo e termodinamicamente não foi 
favorecido. 
 
5. Descreva outro método que poderia ser usado para determinar o pKa. Através 
de espectrofotometria pode-se determinar o pKa de aminoácidos e proteínas? 
Explique. 
Para determinar o pKa pode-se utilizar a curva de titulação. na qual a 
substância é submetida a mudanças de pH. Em uma titulação é adicionada uma 
base a uma solução aquosa de um ácido (ou um ácido a uma solução aquosa 
de uma base) em pequenas quantidades, e é medido o pH da solução após 
cada adição. A solução que se adiciona é chamada titulante e a que sofre a 
adição é titulada. O resultado de tais medições (título) é uma curva de forma 
sinusoidal em que o centro geométrico corresponde ao pKa do ácido. Essa 
técnica é aplicável a valores de pKa na faixa de 2 a 12, na presença ou ausência 
de um cromóforo, desde que o composto seja solúvel em água ou numa mistura 
com um cossolvente como metanol ou acetonitrila. 
Para determinar o pKa há ainda métodos como a eletroforese capilar, 
cromatografia líquida e titulação potenciométrica. Contudo, o λ no qual a 
molécula absorve luz depende da intensidade em que seus elétrons estão 
ligados. Elétrons compartilhados de ligações carbono-carbono e 
carbono-hidrogênio estão fortemente ligados, o que faz com que suas 
excitações requeiram energia de λ abaixo de 180 nm. Os elétrons que 
participam de ligações duplas e triplas não estão fortemente ligados e assim são 
mais difíceis de serem excitados pela radiação. Proteínas são constituídas por 
aminoácidos, esses têm ligações carbono-carbono e carbono-hidrogênio, dessa 
forma não seria possível utilizar o espectrofotômetro UV-Vis (pois usa λ a partir 
de 200 nm). Algumas exceções são certas proteínas que apresentam anel 
benzênico e por isso têm ligações dupla de carbono e assim podem aparecer na 
região ultravioleta. 
 
6.​ Defina constante de dissociação ácida e básica para uma substância. 
 
 
A constante de dissociação pode ser definida como um valor que 
expressa a relação entre eletrólitos dissociados no meio aquoso. Assim como as 
demais constantes de equilíbrio, essa constante nada mais é do que o quociente 
entre as concentrações dos produtos e reagentes. 
 
7. ​O pH é um dos fatores mais importantes no processo de formulação de 
fármacos por causa de seus efeitos sobre a solubilidade e a estabilidade dos 
princípios ativos. Relacione situações que exemplifiquem a importância do 
controle do pH na área farmacêutica. 
O pH é fundamental para se conseguir a adequada absorção, 
distribuição, metabolização e menor toxicidade, pois cada alvo biológico tem um 
pH específico, corrente sanguínea, estômago e intestino por exemplo, têm pHs 
totalmente diferentes um do outro. 
 
8. Que tipos de resíduos químicos foram gerados neste experimento e como 
foram tratados. Explique. 
Os resíduos foram de material não tóxico e biodegradável. O pH de 
efluentes para descarte foi ajustado para ficar entre 5 a 9 com gotas de base ou 
ácido, diluídos. A cor dos resíduos líquidos foi removida por adsorção com 
carvão ativado. Aos resíduos foi adicionada uma pitada de carvão ativado, 
agitado e deixado decantar até a solução ficar incolor. O líquido sobrenadante 
então pôde ser descartado e o sólido (carvão mais corante) pôde ser descartado 
como resíduo sólido inerte ou ainda reutilizado pela próxima equipe. 
9.​ Descreva o funcionamento do aparelho de UV-Vis. 
O espectrofotômetro de feixe 
simples está esquematizado na 
figura ao lado. Com um aparelho 
de espectrofotômetro de absorção 
ultravioleta e visível (UV-Vis) 
quantifica-se esse efeito 
medindo-se a ​intensidade de luz 
absorvida em função do 
comprimento de onda ( ) de λ 
radiação. A intensidade de 
 
 
radiação inicial ( ) ao atravessar a solução líquida contendo o corante Io 
(cromóforo) pode ser parcialmente absorvida, de tal modo que a intensidade 
transmitida será . Essa intensidade depende do ​coeficiente de absortividade I 
molar ( ), do caminho ótico (largura da cubeta, b) e da concentração da solução ε 
(C). A relação entre e é expressa pela equação de Lambert-Beer. I Io 
 ou og .b.CA = − l (I/I )0 = ε ε.b.CA = 
 = absorbância (A) num determinado , o qual depende da substânciaogI/Il 0 λ 
 
 
7. Bibliografia 
DEBAHER, N. A.. Roteiro 2 Físico-Química Experimental QMC 5453. 
Determinação da constante de dissociação de indicadores por 
espectrofotometria. ​Disponível em: 
http://forum.cagr.ufsc.br/listarTopicos.jsf?salaId=201911420​ Acesso em 26 mar 
2019. 
 
PEREIRA, A. V., GARABELI A. A., SCHUNEMANN G. D., BORCK, P. C., 
Determinação da constante de dissociação (ka) do captopril e da nimesulida - 
Experimentos de química analítica para o curso de farmácia. ​Química Nova​, 
2011. 
 
SKOOG, D. A. ; HOLLER F. J.; CROUCH S. R.; WEST, D. M.​ Fundamentos de 
química analítica. ​9 ed. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2015 
 
VOGEL. ​Análise Química Quantitativa​. Tradução de Jeffery, G. H.; Bassett, J.; 
Mendham, J.; Denney, R. C., Editora Guanabara Koogan S.A, 5a . edição, 1992.