DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DE INDICADORES POR ESPECTROFOTOMETRIA

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL - QMC5453
CURSO: Farmácia
PROFESSOR: Nito Ângelo Debacher
ALUNOS: Maria Catarina Guiselini, Thalia Guedes do Nascimento, Twely
Regina da Silva e Yngra Gabrielle Rodrigues do Nascimento
EXPERIÊNCIA 1 : DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE
DE DISSOCIAÇÃO DE INDICADORES POR
ESPECTROFOTOMETRIA
Florianópolis, 15 de Junho de 2021
1. INTRODUÇÃO
Os indicadores ácido-base são substâncias amplamente utilizadas em diferentes
extensões da química. Geralmente eles são formados por uma base ou ácido
orgânico fraco que quando dissocia tem a característica de mudar de coloração em
relação a cor que não está dissociada.
Formação da dissociação de indicadores ácidos: HIn ↔ H+ + In -
Sua cor será formada pela formação não ionizada (cor A) caso o indicador se
encontre em uma faixa de pH abaixo do seu, caso o pH se encontre a acima sua cor
será formada pela forma ionizada (cor B)
Foram utilizados nesse ensaio diversos indicadores com pH diferente para que
fosse possível observar o efeito do pH na mudança de coloração entre os
indicadores.
2 . OBJETIVOS
Compreender através de experimentos práticos, a transmutação de coloração de
diversos indicadores em diversas faixas de pH, com isso de terminar a constante de
dissociação do indicador vermelho de metila empregando a espectrometria.
3. PARTE EXPERIMENTAL
Materiais utilizados
● 2 buretas de 10mL;
● 1 pipeta graduada de 10mL;
● 1 pipeta volumétrica de 1mL;
● 1 béquer de 250mL e 2 de 50mL;
● 13 tubos de ensaio médios;
● 100mL de fosfato de sódio 0,2 mol L-1 (Na2HPO4.x H2O);
● 100mL de ácido cítrico 0,1 mol L-1;
● Soluções tampão (pH 4,0 e 7,0) para calibrar o pHmetro;
● Solução de vermelho de metila diluído;
● Solução dos indicadores conforme a Tabela 1
● 1 pHmetro
Preparação das soluções
Para realizar o experimento preparou-se 10mL de soluções tampão em 6 tubos de
ensaio devidamente identificados, utilizando duas buretas de 10mL cada, uma para o fosfato
de sódio 0,2 M e outra para o ácido cítrico 0,1 M, afim de medir os volumes conforme a
tabela 1, a qual fornece a variação do pH teórico para cada solução.
Solução pH teórico Na₂HPO₄; 0,2M Ácido Cítrico; 0,1M Volume final
1 3,0 2,0 mL 8,0 mL 10 mL
2 4,0 4,0 mL 6,0 mL 10 mL
3 4,5 4,6 mL 5,4 mL 10 mL
4 5,0 5,2 mL 4,8 mL 10 mL
5 6,0 6,3 mL 3,7 mL 10 mL
6 8,0 9,7 mL 0,3 mL 10 mL
Tabela 1. Volume utilizado no preparo de soluções tampão pH de 3,0 a 8,0
Agitou-se todos os tubos e mediu-se o pH utilizando o pHmetro (resultado do pH
experimental na tabela 2). Retirou-se 1 ml de cada solução e transferiu-se para novos tubos
de ensaio numerados, os quais foram separados para uso posterior. Utilizou-se uma pipeta
volumétrica de 1 mL, que foi lavada devidamente entre cada solução para que não
houvesse contaminações da amostra.
Determinação do pH experimental e sua cor aparente
Nos tubos numerados com 9 mL cada, adicionou-se uma gota dos indicadores que
estão na tabela 2. Dividiu-se a solução do tubo 6 em outros dois tubos contendo 4,5 mL
cada, os quais foram identificados como tubo 6a e 6b. Nesses últimos, também foi realizado
o mesmo procedimento.
Determinação da Absorbância de luz
Transferiu-se 1,0 mL de vermelho de metila diluído a cada um dos tubos separados
contendo 1,0 mL das soluções preparadas anteriormente. Levaram-se as amostras ao
espectrofotômetro, o qual é um instrumento capaz de medir a luz absorvida, transmitida ou
refletida por uma determinada amostra. Deste modo, pode-se medir a absorbância (A) de
cada amostra. O comprimento de onda foi variado de 400 nm a 600 nm. Ver gráfico 1
Gráfico 1. Determinação da absorbância das soluções entre 400 nm e 600 nm.
4. TRATAMENTO DE DADOS
A partir dos dados disponibilizados pelo professor referente aos experimentos, foi
possível realizar os cálculos e as observações necessárias.
Os dados de espectrofotometria UV-vis, do vermelho de metila, nos permite
determinar o ponto isosbéstico, aproximadamente 470 nm. Conforme é ilustrado no gráfico
1.
Comprimento
de onda (nm)
Absorbância
pH=3,18
Absorbância
pH=4,17
Absorbância
pH=4,63
Absorbância
pH=5,45
Absorbância
pH=6,56
Absorbância
pH=8,18
550 1,0714 0,9922 0,8508 0,4611 0,1371 0,0596
Os dados de absorbância das 6 soluções, nos permite determinar o valor médio do
pka = 5,29 e subsequente o cálculo do Ka = 5,12 x 10-6 pela seguinte equação:
A partir das fotografias disponibilizadas pelo docente, foi possível avaliar a coloração
das soluções com o indicador, com isso completar a tabela abaixo:
Sol. pH Teórico pH Experimental. Indicador pH mudança
cor 1 cor 2
Cor 1 Cor 2
(transição de cor teórico)
Cor observada
Experimentalmente
01 3,0 3,18 Alaranjado
de metila
2,9 4,6 Vermelho Alaranjado vermelho
02 4,0 4,17 Azul de
bromofenol
2,8 4,6 Amarelo Azul azul
03 4,5 4,63 Vermelho
de metila
4,2 6,3 Vermelho Amarelo vermelho
04 5,0 5,45
Bromocreso
l púrpura
5,2 6,8 Amarelo Púrpura Púrpura
05 6,0 6,56 Azul de
bromotimol
6,0 7,6 Amarelo Azul Verde
06a 8,0 8,18 Vermelho
de cresol
7,2 8,8 Amarelo Vermelho vermelho
06b 8,0 8,18
Fenoftaleina
8,3 10,0 Incolor Rosa incolor
Tabela 2. Determinação do pH experimental, da cor aparente do experimento e as
transições de cores para as soluções.
5. QUESTIONÁRIO
1. Defina a constante de dissociação ácida pKa e básica pKb para uma
substância. Explique fazendo a dissociação da molécula do vermelho de
metila no equilíbrio ácido/base.
As propriedades de Ka e Kb indicam força do ácido ou base correspondendo
ao grau de ionização, ou seja, mede a concentração de prótons dissociadas
da molécula ácida ou a concentração de íons hidróxido dissociadas da
molécula básica. O Ka trata de ácidos, enquanto o Kb trata de bases. O pka e
pkb representam o - log de Ka e Kb, respectivamente, e são expressas
normalmente em mol/L.
Um valor elevado de Ka indica que a substância é um ácido forte pois os íons
são amplamente dissociados, valores menores indicam que o ácido se
dissocia em menor quantidade sendo, portanto, um ácido fraco. O pKa indica
as mesmas condições, o entanto, se expressa de maneira diferente, sendo o
ácido mais forte com menor valor de pKa e o ácido fraco com valor alto de
pKa.
O Kb possui relação semelhante ao Ka, sendo um valor alto representante de
uma base forte e o valor baixo representante de uma base fraca. Da mesma
forma, o valor maior de pKb indica uma base fraca e um valor pequeno de
pKb indica uma base forte.
Um grande valor de Kb indica o alto nível de dissociação de uma base forte.
Um valor de pKb mais baixo indica uma base mais forte. O pKa e pKb e
relacionam por meio da equação:
pKa + pKb = 14
Na dissociação do vermelho de metila, mostrada na imagem, percebemos na
esquerda a molécula protonada em meio ácido, nestas condições a solução
apresenta coloração vermelha. Já na direita, ao passar pelo aumento do pH,
a molécula perde o H + e passa a apresentar coloração amarela.
2. Discuta os resultados obtidos na Tabela 3 em relação ao pH teórico e
experimental e a cor da solução de indicador teórico e experimental. 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?
Os experimentos de 1 a 6a apresentaram variações do pH experimental em
relação ao teórico, estando todos com o pH no intervalo de viragem dos
indicadores. Nestas condições, sabendo os valores tabelados da viragem de
cada indicador, é possível estipular qual é a faixa de pH em que a solução se
encontra devido a variação das tonalidades, como no experimento 2, a
coloração azulada indica que o pH está mais próximo de 4,6, que é o valor
máximo de viragem, onde a partir deste pH o indicador estará completamente
desprotonado, apresentando a tonalidade azul. Notamos que no experimento
4, com o valor do ph temos a mistura das duas corese depende da cor
predominante. No experimento 5, a coloração verde indica que parte do
indicador está protonado e parte está desprotonado, demonstrando um pH
intermediário da faixa de viragem.
A observação das tonalidades foi eficaz nos experimentos 1 a 6a, já no
experimento 6b a determinação do pH é limitada pois o valor experimental
não atingiu o intervalo de viragem, com isso a solução continua incolor,
permitindo apenas a análise de que o pH da solução é inferior a 8,3.
A utilização de indicadores com pKa conhecidos permite estimar o pH da
solução de acordo com a cor apresentada devido a relação pH = pKa ± 1 O
espectro de absorção é a representação da relação entre comprimento de
onda e absorbância que permite verificar qual a faixa de comprimento de
onda um determinado composto é capaz de absorver.
As moléculas que apresentam absorção no visível são os compostos
orgânicos com ligações duplas. As moléculas orgânicas que apresentam
ligações duplas conjugadas são capazes de absorver maiores comprimentos
de onda, devido a deslocalização provocada pela conjugação, podendo
chegar ao espectro visível de acordo com o tamanho da molécula, sendo os
compostos conjugados maiores capazes de absorver comprimentos de ondas
elevados.
3. Com os dados de absorbância obtidos dos espectros de UV-Vis,
determine a constante de dissociação (Ka) e pKa do indicador por meio
da Equação 5. A constante de dissociação corresponde à média
aritmética dos quatro valores encontrados. Para os cálculos (Eq. 5)
assuma que o valor da absorbância (A) em pH 3 corresponde a AHin e,
em pH 8, a AIn-. O valor de A será obtido em cada um dos outros
espectros (Figura 2A) em um comprimento de onda específico, por
exemplo, em 520 nm (Fig 2A).
O valor médio de pka foi de 5,29, conforme cálculo em anexo. Com isso:
pka = - log Ka
Ka = 5,12 x 10-6
4. Faça um gráfico como o da Figura 2 B e determine o pKa por regressão
linear, Eq. 5 (y = ax + b).
Gráfico e cálculos em anexo. pKa= 5,25
resultados : y= 1,25x + 5,25
5. Obtenha da literatura o valor teórico da constante do indicador e calcule
o erro experimental do pKa. Compare o pKa do indicador calculado
algebricamente (questão 2) e com o gráfico, (questão 3). Discuta os dois
resultados em relação ao erro percentual obtido.
O vermelho de metila possui como valor de pKa teórico 5,05 em temperatura
ambiente (25 a 30 graus Celsius).
O erro é obtido por meio da diferença entre o valor teórico e valor
experimental, dividido pelo valor teórico. Para chegar a um valor percentual
se multiplica o resultado por 100.
De acordo com o gráfico: (5,05 - 5,25 / 5,05) x 100 = 3,96%
Algebricamente: (5,05 - 5,29 / 5,05) x 100 = 4,75%
6. O que é ponto isosbéstico? É possível observar a existência de ponto
isosbéstico nos espectros de absorbância que você obteve
experimentalmente para o vermelho de metila? Compare com a Figura
2A.
O ponto isosbéstico é o comprimento de onda que a absorbância de duas ou
mais espécies de compostos são as mesmas.logo no experimento, é possível
observar o ponto isosbéstico para o vermelho de metila, perto do valor de 470
nm de comprimento de onda, levando em conta a figura 2A (gráfico 1).
7. Com o valor do pKa obtido experimentalmente calcule a variação da
energia livre de Gibbs ∆G para a dissociação de vermelho de metila.
Considere a eq. ∆G = - RTlnKa, qual o significado do resultado obtido,
discuta. R = 8,314J/MolK ; T= 298K .
∆G = -RTlnKa
Ka = 5,12 x 10-6
∆G = 8,314 x 298 x (ln 5,12 x 10-6 )
∆G = 8,314 x 298 x ( -12,182)
∆G = +30.181,78 J/mol
A variação da energia livre de Gibbs (∆G) define a espontaneidade de uma
reação, bem como sua posição no equilíbrio termodinâmico, e está relacionada com
a temperatura e a constante de acidez. Em um sistema em equilíbrio, ∆G é igual a
zero, pois a diferença relativa de energia entre os reagentes e os produtos é nula.
Na dissociação do vermelho de metila obtemos valores de ∆G positivos, o que
indica um processo não espontâneo e termodinamicamente desfavorecido, uma vez
que o equilíbrio está direcionado aos regentes.
8. 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
exemplificam a importância do controle do pH na área farmacêutica.
A estabilidade e solubilidade dos fármacos estão relacionadas com as
propriedades físico-químicas das moléculas, bem como dos excipientes que a
acompanham, e o local onde serão administradas, absorvidas e metabolizadas. Isto
porque os fármacos, em geral, atravessam as membranas biológicas com maior
facilidade quando estão no estado não-ionizado, dessa forma são preferíveis ácidos
ou bases fracas, dependendo do pH no local de absorção. Os ácidos fracos estão
menos ionizados em ambientes com pH mais ácido, como o estômago, já as bases
fracas estão menos ionizadas em ambientes de pH básico, como o intestino, sendo
necessário se pensar em cápsula e revestimentos que suportem a passagem pelo
estômago. Ainda existem os fármacos de uso tópico ou por via parenteral, os quais
são preferíveis na faixa de pH mais próxima à neutralidade. Com isto, vemos que o
controle do pH é fundamental para o desenvolvimento de um fármaco, garantindo
maior biodisponibilidade, eficácia, segurança e qualidade do produto farmacêutico.
9. Que tipos de resíduos químicos foram gerados neste experimento e
como foram tratados. Explique.
Os resíduos obtidos são soluções diluídas de material não tóxico e
biodegradável, com adição de corante e uma faixa de pH entre 3 e 8. Para o
descarte correto é necessário um pH de 5 a 9, para isso se adiciona todas as
soluções em um recipiente a fim de medir o pH, através de um pHmetro, e se
necessário, adiciona-se gotas de ácido ou base para regulá-lo. De acordo com os
resultados obtidos experimentalmente, a média dos pHs foi 5,36, então não seria
preciso ajustar o pH. Para a remoção dos corantes, utiliza-se a adsorção com
carvão ativado, adicionando o carvão com uma ponta de espátula, agitando a
solução e deixando-a decantar até se tornar incolor. O líquido sobrenadante pode
ser descartado e o sólido, carvão com corante, pode ser descartado como resíduo
sólido inerte, por incineração, ou reutilizado.
10.Assista ao vídeo https://www.youtube.com/watch?v=ZCgzeWQqrIs.
Descreva o funcionamento do aparelho de UV-Vis. Você usou um
espectrofotômetro na região do visível para verificar a dissociação do
indicador ácido-base vermelho de metila. Porque isso foi possível?
Foi possível pois um dos componentes do indicador ácido - base vermelho de
Metila acaba absorvendo determinado comprimento de onda no cromóforo
(faixa visível), que compreende conjugações nos anéis aromáticos. A
mudança de coloração dos indicadores se explica devido ao fato do vermelho
de metila ser um cromóforo, quanto protonado o cromóforo apresenta cor
vermelha, já quando desprotonado cor amarela. Ocorre uma variação de
coloração conforme o ph da solução, passa de vermelho em meio ácido para
amarelo, em meio básico.
11. Através de espectrofotometria pode-se determinar o pKa de
aminoácidos e proteínas? Explique. Descreva outro método
experimental que poderia ser usado para determinar o pKa.
Proteínas são macromoléculas, constituídas por uma ou mais cadeias de
aminoácidos e apresentam ligações carbono - carbono e carbono
-hidrogênio, sendo assim a espectrofotometria não teria sucesso. Contudo
existem aminoácidos como Tirosina, Triptofano e Fenilalanina que possuem
um anel benzênico, que por possuir ligações duplas de carbono, é o
responsável majoritariamente pela absorção de luz na região de ultravioleta
nas proteínas. Um outro método muito usado para determinar o pKa é
através de uma curva de titulação, onde se pode encontrar um valor igual
para pH e pKa. É utilizada em pKa na faixa de 2 a 12, sendo calculado a
partir de mudanças na curva de titulação. Há outros métodos para determinar
o pKa, como técnicas de eletroforese capilar, espectrofotometriaUV -visível ,
a cromatografia líquida e a titulação potenciométrica.
6. CONCLUSÃO
Por meio do experimento realizado foi possível observar visualmente o efeito
do pH na transformação da coloração dos diferentes indicadores, dentro de um
determinado intervalo de viragem, em que se obtém a cor referente a forma
protonada, desprotonada, ou uma mistura de ambas, variando conforme a
concentração de íons H+ na solução. Também, analisamos os resultados, através
da resolução de cálculos e elaboração de gráficos, que se mostraram pertinentes
tanto na prática como na teoria. A equação de Henderson-Hasselbach foi
fundamental para a determinação das constantes de dissociação, bem como a
confirmação dos valores obtidos experimentalmente. O emprego da
espectrofotometria se mostrou um método eficaz na determinação da constante de
dissociação do indicador vermelho de metila. Considera-se o conhecimento
adquirido na realização deste experimento de suma importância para o profissional
farmacêutico, uma vez que o entendimento das propriedades físico-químicas dos
compostos é essencial para a elaboração e administração de fármacos.
7. BIBLIOGRAFIA
MEDEIROS, G. C. R. Determinação espectrofotométrica do pKa e desenvolvimento
de dispersões sólidas da nova entidade química LPSF/FZ4: um promissor agente
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FINKEL, Richard; CABEDDU, Luigi X.; CLARK, Michelle A. Farmacologia Ilustrada.
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Localização Biblioteca Universitária Central: 615.1 F499f.
https://cic.unifio.edu.br/anaisCIC/anais2017/pdf/07_26.pdf
Referências usadas na elaboração deste relatório que serviu como base para
este experimento;
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7.2. Garret Morris, Físico-Química para Biólogos.
7.3. N.Baccan, J.C. de Andrade, E.S. Godinho & J.S. Barone, Química Analítica
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7.5. Bueno, W. A. e Degréve, L. Manual de Laboratório de Fís.-Química,
McGraw-Hill, 1980.
7.6. Crockford, H.D. & Nowell, J.W., “Laboratory Manual of Physical Chemistry",
John Wiley & Sons, New York, 1976.
7.7. R. Chang, Physical Chem. Whit Appllic. To Biol. Systems. 2o Ed. 1981.
7.8. Rawlins, E.A. Textbook of Pharmaceutics. 8a Ed. 1977. Baillière Tindall. London.