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Relatório sobre uma prática de tampão
Tipologia: Exercícios
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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO Rua Gabriel Monteiro da Silva, 714. Universidade Federal de Alfenas. UNIFAL-MG Alfenas/MG. CEP 37130- Fone: (35) 3299-1000. Fax: (35) 3299-
Éderson D’ Martin Costa RA: 2007207008 Guilherme Soares Simões RA: 2004207012 Josiane Miriam Rodrigues RA: 2004207014 Leonardo Henrique Silva RA: 2007207017
Turma: Química Bacharelado Professor: Luciano Sindra Virtuoso
Alfenas / 2009
Solução tampão é uma solução formada por um ácido fraco e sua base conjugada ou por uma base fraca e seu ácido conjugado, estas soluções, são soluções capazes de conservarem seu pH mesmo após a adição de ácidos ou bases, até uma quantidade limite. Estas soluções apresentam a propriedade de armazenar o excesso de ácido e o excesso de base, respectivamente, na forma de um ácido fraco e na forma de sua base conjugada ou na forma de um ácido conjugado e na forma de uma base fraca, isso para ácido e bases fracas, respectivamente. Esta característica das soluções tampão faz com que a concentração de H (^) 3O^ +^ se mantenham praticamente inalterada, modificando o efeito da adição de ácidos e bases à solução, por este motivo estas soluções são denominadas tampões. Note o experimento.
2) OBJETIVOS
Preparar soluções tampão e verificar o efeito tamponante.
3) METODOLOGIA
Preparou-se 200mL de cada uma das seguintes soluções tampões acetato/ácido acético e usando a equação de Henderson-Hasselbalch, calculou-se o pH esperado para cada uma delas:
a) 0,002 mol L -1^ de CH3COONa e 0,588 mol L -1^ em CH3COOH; b) 0,020 mol L -1^ de CH3COONa e 0,580 mol L -1^ em CH3COOH; c) 0,100 mol L -1^ de CH3COONa e 0,500 mol L -1^ em CH3COOH; d) 0,300 mol L -1^ de CH3COONa e 0,300 mol L -1^ em CH3COOH; e) 0,500 mol L -1^ de CH3COONa e 0,100 mol L -1^ em CH3COOH; f) 0,580 mol L -1^ de CH3COONa e 0,020 mol L -1^ em CH3COOH.
Utilizando o peagâmetro determinou-se o pH de cada uma das soluções. Para cada uma das 6 soluções tampões preparadas procedeu-se conforme abaixo.
A constante de equilíbrio, se considerarmos as atividades iguais a 1, para a reação é
se fizermos o logaritmo negativo de ambos os lados da equação, e usando uma propriedade logarítmica resolvermos para pH (–log[H +^ ]) chegamos à equação de Henderson – Hasselbalch
como em um tampão de ácido fraco temos um sal desse ácido que contém sua base conjugada, podemos considerar que a base conjugada proveniente do sal em quantidade é muito maior que a base proveniente da dissociação, assim podemos omitir essa quantidade no termo CH (^) 3COO^ -. Já para CH (^) 3COOH pela dissociação do ácido haveria um decréscimo, porém como essa dissociação produz CH (^) 3COO-^ e temos essa base conjugada proveniente do sal o equilíbrio é deslocado para a formação do ácido. Esse decréscimo na concentração do ácido então se torna desprezível a ponto de omiti-lo na equação de Henderson – Hasselbalch.
Como exemplo utilizaremos o tampão “b” preparado pelo nosso grupo, o pKa do ácido acético é de 4,757.
Portanto, 3,295 é o pH inicial esperado para o tampão. O pH experimental foi de 3,270, assim podemos calcular o erro relativo percentual.
A seguir segue-se uma tabela com os valores de pH iniciais, teóricos e experimentais.
Tabela. pH’s iniciais teóricos e experimentais. Solução pH inicial teórico pH inicial experimental E% a 2,289 2,390 4, b 3,295 3,270 0, c 4,058 4,000 1, d 5,757 4,690 18, e 5,456 5,460 0, f 6,219 6,305 1,
Em seguida a 50 ml de cada um dos tampões preparados adicionou-se uma alíquota de 1 ml de solução de HCl 1,15 mol L -^. A adição do HCl neutraliza parte da base conjugada proveniente do sal, podemos obter as concentrações de CH3COO^ -^ e de CH^ 3COOH com as seguintes equações
Ainda com o tampão “b” temos
O valor negativo significa que a quantidade de HCl adicionado é maior que a quantidade de acetato, assim o pH é definido pela quantidade de HCl que sobra (2,941x10 -3^ mol L-1^ ).
A seguir segue-se uma tabela contendo os valores de pH após a adição de ácido, teóricos e experimentais.
existe CH (^) 3COOH e CH (^) 3COO-^ em solução o que constitui um tampão, a região de melhor tamponamento é aquela onde existe 50% de CH (^) 3COOH e 50% CH (^) 3COO-^ , que é justamente a letra “d”, observe a menor variação no pH após a adição do ácido.
Na segunda parte do experimento a 50 ml de cada um dos tampões preparados adicionou-se uma alíquota de 1 ml de solução de NaOH 1,049 mol L -1. A adição do NaOH neutraliza parte do ácido (CH (^) 3COOH), podemos obter as concentrações de CH (^) 3COO-^ e de CH3COOH com as seguintes equações
Com o tampão “b” temos
Substituindo na equação 1.
A seguir segue-se uma tabela contendo os valores de pH após a adição de NaOH, teóricos e experimentais.
Tabela. Valores de pH após a adição de base, teóricos e experimentais.
Solução pH após a adição de base teórico
pH após a adição de base experimental
Em posse desses dados podemos calcular a variação do pH inicial em relação ao pH após a adição da base. Segue-se a tabela com os dados experimentais e o respectivo gráfico.
Tabela 5. pH’s antes e após a adição de NaOH.
Solução pH inicial pH após a adição de NaOH ΔpH A 3,210 3,180 0, B 3,270 3,680 0, C 4,000 4,130 0, D 4,690 4,800 0, E 5,460 5,580 0, F 6,305 12,014 5,
Figura 2. Gráfico da variação do pH em função do pH inicial após a adição de base.
equipamento e devido a uma pequena mudança da atividade dos íons devido à modificação da força iônica.
Em seguida procedeu-se da mesma forma que anteriormente descrito, adicionando-se 1 ml de solução de HCl e 1 ml de solução de NaOH. Porém, agora para as soluções de tampões diluídos. Segue-se as tabela com os valores de pH’s antes e após as adições.
Tabela. pH’s antes e após a adição de HCl para os tampões diluídos 1:2.
Solução pH inicial pH após a adição de HCl ΔpH A 2,600 1,460 1, B 3,340 1,910 1, C 4,050 3,420 0, D 4,770 4,620 0, E 5,300 5,160 0, F 6,332 5,613 0,
Tabela. pH’s antes e após a adição de NaOH para os tampões diluídos 1:2.
Solução pH inicial pH após a adição de NaOH ΔpH A 2,540 3,490 0, B 3,340 3,940 0, C 4,010 4,270 0, D 4,720 4,920 0, E 5,360 5,860 0, F 6,332 12,432 6,
Tabela. pH’s antes e após a adição de HCl para os tampões diluídos 1:10.
Solução pH inicial pH após a adição de HCl ΔpH A 2,830 1,570 1,
Tabela. pH’s antes e após a adição de NaOH para os tampões diluídos 1:10.
Solução pH inicial pH após a adição de NaOH ΔpH a 2,850 4,500 1, b 3,450 4,680 1, c 4,050 4,930 0, d 4,800 6,700 1, e 5,460 12,050 6, f 6,420 12,490 6,
A partir da equação
é possível determinar se o sistema estará tamponado ou não após a adição do ácido. A concentração de CH (^) 3COO-^ antes da adição do ácido será diluído 2 vezes e 10 vezes, portanto são concentrações diluídas que devem ser utilizadas na equação.
Tomemos como exemplo o tampão “b” diluído 2 vezes. A concentração de acetato inicialmente é de 0,020 mol.L -1, após a diluição essa concentração é de 0,010 mol.L -1^. Substituindo na equação temos
c tamponado 0,260 tamponado 0, d tamponado 0,200 tamponado 1, e tamponado 0,500 não tamponado 6, f não tamponado 6,100 não tamponado 6,
Note só como a variação do pH tem relação com a situação da solução. Na maioria dos casos as soluções não tamponadas tiveram as maiores variações de pH e as tamponadas menores. As diluições dos tampões, afetam a quantidade de ácido ou base que estes podem neutralizar. Porém as diluições feitas, não foram suficientes em alguns casos para que as adições “estourassem” o tampão.
As soluções tampão por apresentarem a capacidade de manterem pH constante, são muito importantes, em vista que, em sistemas químicos e biológicos muitas substâncias simples e quase todos as moléculas biológicas se comportam como ácidos fracos, assim, as transformações químicas realizadas por estas substâncias são muito influenciadas pelo pH do meio, portanto, o controle desse fator se torna essencial. Com o experimento foi possível verificar que soluções tamponadas apresentam uma pequena variação de pH quando a essas são adicionadas ácidos ou bases e também verificar que a melhor região de tamponamento é aquela onde a relação CH (^) 3COO-^ /CH^ 3COOH é igual ou próximo de 1.
6) REFERENCIAS
