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1. Introdução
Um ácido é uma molécula que libera um íon H +^ (próton) em solução, e uma base é uma molécula que aceita um íon H+^ em solução. A água, por si própria, possui uma leve tendência a ionizar e pode atuar tanto como um ácido fraco como uma base fraca. Quando atua como uma base, ela aceita um próton para formar um íon hidrônio. A maioria dos prótons, em solução aquosa, existe como íons hidrônio (H3O).
A acidez de uma solução é definida pela concentração de íons H +^ que possui. Para conveniência, utilizamos a escala de pH ( potencial hidrogeniônico ) e o íon hidrogênio, onde pH=-log10[H +].
Devido a grande quantidade de água presente no organismo humano, com cerca de 70%, o pH é muito importante para estes sistemas, pois a maioria das macromoléculas é muito influenciada por esta relação entre o esses dois íons, e a maioria das proteínas atua otimamente em pH especifico.
A concentração de H+^ de uma solução aquosa pode ser determinada por método colorimétrico ou eletrométrico (potenciométrico).
Por isto, o referente trabalho tem como objetivo a discussão desses dois métodos pH-métricos através de um procedimento experimental realizado na aula de Física e Biofísica da Universidade Federal de Pernambuco pelos alunos do curso de Biomedicina com aparato teórico da disciplina.
2. Teoria de Brönsted-Lowry
Um ácido é qualquer substância que libera prótons, e uma base, qualquer substância que liga prótons. Assim, o HCl é ácido porque libera prótons (H +^ ), e o Cl-^ é base porque se liga ao H +^ dando o HCl. Um ácido e sua base recebem o nome de par conjugado.
Em um par conjugado qualquer:
Doador é o que tem mais prótons.
Aceptor é o que tem menos prótons.
Os ácidos fortes são aqueles no qual os íons H +^ , estão totalmente dissolvidos em solução, ou seja, formação de H (^) 3O em alta concentração, diferentemente dos ácidos fracos, onde o processo é contrário tendo pouca formação desse íon. O mesmo procedimento é aplicado para as bases fracas e fortes, no entanto o íon envolvido é a hidroxila (OH-^ ).
Pelo conceito de ácidos e bases, a força relativa dessas substâncias é oposta:
Ácido forte, base fraca (mal retém o próton).
Ácido fraco, base forte (segura bem o próton).
3. Composição de um litro de água
4.1. Mecanismos de ação
Em geral as soluções tampão são constituídas por um ácido fraco e um sal deste ácido. Essas duas soluções são adicionadas a fim de garantir íons com cargas opostas e com isso manter um intervalo de pH quase sem variações ao colocar uma base ou um ácido.
4.2. Cálculo do pH de soluções tampão
Um ácido fraco, em solução, se dissocia muito pouco. Por isso sua constante de dissociação do ácido é: Ka = [H +].[A -^ ]/[HA] , onde a constante do ácido é igual ao produto dos cátions e ânions dividido pela fase não dissociada.
5. Determinação do pH
5.1. Colorimétrico (Indicadores)
O uso de indicadores é hoje muito facilitado pela existência de fitas de papel, ou de plástico, impregnadas com substâncias, frequentemente ácidos ou bases fracas. A ligação dos indicadores aos íons H+^ e OH -^ provoca alterações eletrônicas alterando-lhes a cor. No entanto esses indicadores podem ser preparados em forma de solução, onde durante um experimento usa-se um padrão de pH para que se faça o controle e a análise dos compostos com pH desconhecidos.
5.2. Potenciométrico
Embora os indicadores sejam muito usados, eles não fornecem resultados precisos, por isto o método mais utilizado é o Potenciométrico, onde a medição do pH é feita através de aparelhos que formam potenciais elétricos entre duas soluções com concentrações iônicas diferentes.
O método exige um voltímetro específico e um eletrodo de referência e um eletrodo seletivo de H+, no qual vai funcionar como uma membrana permeável a esse íon.
6. Procedimento experimental
Aula prática do dia 20 de Agosto de 2010.
Vemos que a quantidade de solução B vai aumentando e a de solução A vai diminuindo em cada tubo, e que a soma das duas soluções será sempre de 10 ml.
No tubo 1, a quantidade de solução A é maior que a de solução B, este desequilíbrio deixa o pH medido ácido, o que implica dizer que o pH da solução A é ácida, pois, por haver mais solução A, o meio se tornou ácido. Consequentemente, a mistura das soluções A e B também ficará ácida, pois a solução B, que é básica, há em menor quantidade. Os tubos 2 e 3 continuam ácidos, pois a quantidade de base não foi suficiente para equilibrar os meios ( H+ > OH- ).
Ao chegar no tubo 4, houve o acréscimo de 1 ml da solução B em cima da solução A. Isto acarretou no equilíbrio dos meios, ficando uma mesma quantidade de H+ e de OH-, deixando assim o pH neutro ( 7.0 ).
Do tubo 5 ao tubo 8, ocorre o contrário do que já foi dito. Há mais quantidade de solução B ( básica ) e menos de solução A ( ácida ). Isto quer dizer que do quinto tubo por diante os pH medidos serão acima de 7.0, ou seja, por haver mais OH- que H+, o meio se tornará básico.
A seguir, anexado, o gráfico do aumento do pH em cada tubo, consequência da mudança na quantidade das soluções.
UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO
Física e Biofísica – Oleg Krasilnikov
Biomedicina 2010.
Alunos: __________________________________________________________
