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AVALIAÇÃO DA CAPACIDADE TAMPONANTE - UM EXPERIMENTO PARTICIPATIVO
INTRODUÇÃO
São muitos os experimentos nas disciplinas introdutórias em Química no 3° grau que tratam do assunto tampões1,2. Entretanto, não se pode compreender o fato de que poucos experimentos tratam da avaliação da capacidade tamponante destas soluções. Para um Químico a capacidade tamponante de uma solução é tão ou mais importante do que o valor de pH que esta solução controla. É muito comum observar-se, em muitas avaliações (provas) de disciplinas de Química, uma excessiva preocupação com o cálculo correto de valores de pH , muitos deles extremamente complicados. Na realidade, o que é necessário nestes casos é estabelecer as quantidades aproximadas de substâncias para se preparar uma determinada solução tampão. Após o preparo desta solução, utilizando-se um medidor de pH , acerta-se o valor do pH pela adição de um ou outro reagente pertinente. No entanto, a capacidade tamponante, não é um assunto bem dominado, inclusive pelos alunos do curso de Química. Embora a maioria deles saiba calcular valores corretos de pH de soluções tampões e também prepará-las, na maioria das vezes, a menos que apareça a concentração de cada um dos reagentes da solução, estes alunos dificilmente atentam para o aspecto da capacidade de ação tamponante de uma dada solução. A capacidade tamponante é uma indicação da quantidade de ácido ou base que pode ser adicionada antes do tampão perder sua habilidade de resistir à mudança de pH. Ela depende também da quantidade total do ácido conjugado e da base disponíveis. Se uma solução-tampão é diluída, ela terá uma baixa capacidade tamponante quando comparado com o mesmo volume de outra solução-tampão mais concentrada..
- Matematicamente a capacidade tamponante foi introduzida por Van Slyke em 1922, onde é expressa por:
β = ∆Cb / ∆ pH = - ∆ Ca / ∆ pH (1)
onde Ca e Cb são, respectivamente, as quantidades (mols) de ácido ou base forte adicionados por litro. Em ambos os casos, o valor de β é sempre positivo4. Dessa maneira, escolher corretamente um determinado tampão a ser utilizado em um processo qualquer, não significasomente definir o valor do pH do tampão a ser utilizado, é preciso saber corretamente quanto se deve adicionar deste tampão e quais as concentrações totais de cada espécie presente. Estas quantidades é que garantirão ou não, a realização do processo em um pH desejado e controlado. Trata-se pois, de um experimento para disciplinas introdutórias de Química, onde o número de alunos pode ser muito alto em relação à disponibilidade de instrumentação (medidores de pH ). Determinação de Valores de pH Utilizando Indicadores Crômicos Introdução Uma maneira prática de se expressar a quantidade de íons hidrogênio em solução é em termos de pH. Este é definido como: pH = - log aH+ (1) onde aH+ é a atividade dos íons H a atividade , aH+, será substituída pela concentração analítica de H+, [H+] , sempre dada em mol dm-3. A água é fracamente ionizada de acordo com o equilíbrio: H2O(l) = H+^ (aq) + OH-(aq) (2) A este equilíbrio associa-se uma constante de equilíbrio dada por: Keq = [H+] [OH-] / [H2O] (3) Para a água pura o valor da concentração da água, [H2O] , é uma constante que, se multiplicada pelo valor da constante de equilíbrio, origina uma outra expressão dada por: KW = [H+] [OH-] (4) Como toda constante de equilíbrio, KW também depende da temperatura. Para a temperatura de 25oC, KW tem o valor de1,01 x 10-14. Note que não há unidades para esta constante. Por simplicidade, não se mostrou que os valores de concentração são divididos pela concentração padrão, o que cancela as unidades de concentração. No caso da água a 25oC, tem-se então: [H+] = [OH-] = 1x10-7 mol dm-3^ (5) aplicando-se a equação 1 aos valores acima, tem-se: pH = pOH = 7 e pH + pOH = 14 (6)
Assim, em uma solução ácida [H+] > [OH-] e pH < 7 , em uma solução básica [H+] < [OH-] e pH > 7 e em uma solução neutra [H+] = [OH-] e pH = 7. Pode-se determinar, aproximadamente, valores de pH utilizando substâncias denominadas indicadores crômicos. Estes indicadores são ácidos ou bases fracas que apresentam mudanças de cor dentro de uma faixa pequena de pH. As mudanças de cor são devidas a mudanças estruturais, inclusive à presença de formas de ressonância. Parte Experimental Numere nove tubos de ensaio de 3 a 11 e adicione a cada um deles, individualmente, 5 cm^3 das respectivas soluções de valores de pH correspondentes. A seguir, adicione 3 gotas do indicador vermelho de metila. Anote os resultados obtidos. Repita o experimento anterior substituindo o indicador vermelho de metila por fenolftaleína, na seqüência por azul de timol e por fim pelo indicador azul de bromotimol. Antes de prosseguir, procure pensar e responder o seguinte: imagine todos os indicadores misturados, e que o procedimento anteriormente feito com cada um deles individualmente fosse agora repetido com esta mistura. Quais seriam as cores desenvolvidas para cada valor de pH****? Discuta com seus colegas, tente estabelecer estas cores e, após esta discussão prossiga o experimento. Agora faça um experimento que possibilite a verificação de suas previsões. De posse dos resultados obtidos no experimento que você propôs e daqueles previstos anteriormente, discuta as diferenças observadas. Quais as vantagens em se utilizar uma mistura de indicadores ao invés de um único? Discuta novamente com seus colegas. Esta mistura de indicadores que você utilizou é chamada de Indicador Misto de Yamada. Na terceira parte deste experimento você irá determinar o pH dos seguintes líquidos: suco de limão, suco de laranja, leite, comprimido efervescente dissolvido em meio copo de água, uma colher de leite de magnésia em meio copo de água, água fervida e depois assoprar com um canudinho, durante 1 minuto. Resultados e Discussão Faça tabelas contendo todos os resultados observados. Faça uma comparação entre as previsões que foram feitas sobre as variações de cores do indicador misto de Yamada e as cores observadas, comente sobre as possíveis diferenças verificadas. Discuta sobre as vantagens de se utilizar uma mistura de indicadores no lugar de um único. Procure na literatura algum indicador que tenha mais que uma viragem de cor em função do pH e como estas mudanças são explicadas. Discuta sobre o caráter
-http://www.scielo.br/pdf/qn/v23n3/2828.pdf
http://w3.ufsm.br/juca/tampao.pdf
Efeito Tampão
INTRODUÇÃO- O efeito tampão é um sistema de misturas de ácidos fracos e suas bases conjugadas, que dão propriedade de resistir às variações do sue pH quando às mesmas são adicionados ácido (H+) ou base (OH-).
OBJETIVO- Determinar o pH de soluções pelo método calorimétrico utilizando-se o indicador universal, observar o efeito de uma solução tampão e preparação de solução tampão.
MATERIAIS E MÉTODOS
Observação de solução tampão (Bancada 1)
Construiu-se uma escala padrão de pH, formada de 8 tubos de ensaio, onde colocou-se 1 ml de solução tampão com pH de 4 à 11 respectivamente e nestas soluções adicionou-se 9 ml de água
D = CH 3 COOH – Ácido acétido – 60M – d =1,
1 – 60
0,42 - x
d = m V = m V = 25,2 V = 24,023 ml
V d 1,
24,023 ml para 1 L de solução, como usou-se 10 ml:
1000 - 24,
10 - x
A = CH 3 COONa – Acetato de sódio – 82 M
1 - 82
0,08 - x
6,56g para 1 L de solução, como usou-se 10 ml:
1000 - 6,
10 - x
2. Preparação:
Em um becker de 50 ml, colocou-se os 0,06 g de acetado de sódio com 5 ml de água destilada, em seguida adicionou-se 0,24 ml de ácido acético.
Para certificar-se de que a solução tampão preparada obteve o pH correto, adicionou-se 2 gotas de indicador universal.
RESULTADOS
Observação de solução tampão (Bancada 2)
O tubo 1 ( pH = 7) sofreu variação de pH 7 para 10; o tubo 3 (pH =7) sofreu variação de pH 7 para 4.
Os tubos 2 e 4 não sofreram variação de pH.
Preparação de solução tampão
A solução obteve coloração avermelhada o que comparada com a escala padrão de pH, comprova o pH 4.
CONCLUSÃO
Observação de solução tampão (Bancada 2)
Os tubos 1 e 3 sofreram variação de pH devido a ausência de tampão na solução.
Os tubos 2 e 4 não sofreram variação de pH uma vez que a solução mantinha uma solução tampão de pH = 7; no tubo 2 a base forte absorveu os íons H+^ formando água; no tubo 4 o ácido forte absorveu os íons OH-^.
Preparação de solução tampão
A solução tampão foi preparada corretamente, comprovação disto, foi a comparação da solução na escala padrão de pH onde verificou-se cor avermelhada, pH = 4.
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc20/v20a11.pdf
Exemplos de soluções tampões Ácido acético + acetato de sódio Ácido bórico + borato de sódio Ácido cítrico + citrato de sódio Ácido fosfórico + fosfato de sódio Amônia + cloreto de amônio
1- Solução-tampão padrão de pH 4,008 a 25^0 C: dissolver 10,12 g de biftalato de potássio, p.a., em
água destilada a 25^0 C, de condutividade inferior a 2 siemens e pH 5,6 a 6,0. Diluir a 1000 mL em balão volumétrico, com água destilada de iguais características. Guardar de preferência em frasco de polietileno. 2- Solução-tampão padrão de pH 6,865 a 25^0 C (preparar mensalmente): dissolver 3,388 g de fosfato monobásico de potássio, KH 2 PO 4 , p.a., seco a 110o^ C por 2 horas, e 3,533 g de fosfato dibásico de sódio, Na 2 HPO 4 , p.a., seco a 110o^ C por 2 h, em água destilada de condutividade inferior à 2 siemens, recém fervida para eliminar CO 2 e elevar o pH à 6,7, e esfriada para 25^0 C. Diluir a 1000 mL em balão volumétrico, com água destilada de iguais características. Guardar de preferência em frasco de polietileno. 3 - Solução-tampão padrão de pH 9,180 à 25o^ C (preparar mensalmente): dissolver 3,8 g de borato de sódio decahidratado, Na 2 B 4 O 7 .10H 2 O p.a., em água destilada de condutividade inferior a 2 siemens, recém fervida para eliminar CO 2 e elevar o pH a 6,7, e esfriada a 25^0 C. Diluir a 1000mL em balão volumétrico, com água destilada de iguais características. Guardar de preferência em frasco de polietileno. 4 - Solução-tampão secundária de pH 1,672 a 25^0 C (preparar mensalmente): dissolver 12,61 de tetraoxalato de potássio dihidratado, KH 3 C 4 O 8 .2H 2 O, p.a., em água destilada de condutividade inferior a 2 siemens, recém fervida para eliminar CO 2 e elevar o pH a 6,7 e esfriada para 25^0 C. Diluir a 1000 mL com água destilada de iguais características. Guardar de preferência em frascos de polietileno. 5 - Solução-tampão padrão secundária de pH 12,454 a 25^0 C (preparar mensalmente): submeter uma porção de carbonato de cálcio, CaCO 3 , p.a., a ignição a 1000o^ C durante 1 hora, em cápsula de platina. Esfriar e hidratar o óxido de cálcio resultante, adicionando água destilada lentamente, com agitação e aquecimento até a fervura. Esfriar, filtrar a suspensão por filtro de vidro sinterizado de porosidade média. Secar o hidróxido de cálcio recolhido a 110o^ C e pulverizar finamente. Agitar um excesso de pó com água destilada em frasco de polietileno e aguardar até a temperatura atingir 25^0 C. Filtrar a mistura por vidro sinterizado de porosidade média. Usar o filtrado como solução-tampão.
Formulações
I
O indicador universal de Yamada:
Para preparar 1000 mL do indicador, dissolva as seguintes quantidade em 500 mL de etanol:
Azul de timol 0.025 g Vermelho de metila 0.060 g Azul de bromotimol 0.300 g Fenolftaleína 0.500 g
Neutralize a solução (a cor verde) com hidróxido de sódio (NaOH) 0.05 M e dilua a 1000 mL com água destilada ou deionizada.
II
Uma formulação de indicador universal facilmente produzível pode ser a seguinte:
Etanol (75 mL) Azul de timol (5 mg) Vermelho de metila (25 mg) Azul de bromotimol (60 mg) Fenolftaleína (60 mg) Água destilada ou deionizada (completar até 100 mL) Hidróxido de sódio a 0.01 mol.L-1^ (algumas gotas até a obtenção de uma tonalidade verde)
III
Outra formulação, de um indicador universal com gama de cores variando em pH 1,0 a 12,0:
Etanol (1000 mL)
Azul de bromotimol (0,500g) Vermelho de metila (0,120g) Fenolftaleína (1,00g) Hidróxido de sódio a 0.05 mol.L-1^ (algumas gotas até a obtenção de uma tonalidade verde)
IV
Ainda outra formulação, com metodologia mais complexa de preparação:
Preparar uma a uma as seguintes soluções:
- Pesar 0,6 g de alaranjado de metila. Dissolver com água, aproximadamente 50 ml, com aquecimento.
- Pesar 0,4 g de vermelho de metila. Dissolver com etanol, aproximadamente 50 ml, com aquecimento.
- Pesar 0,8 g de azul de bromotimol. Dissolver em 23 ml de hidróxido de sódio 0,1 N. Acrescentar 50 de etanol.
- Pesar 0,2 g de fenolftaleína. Dissolver com etanol, aproximadamente 50 ml.
Misturar todas estas soluções, com o acréscimo de 800 ml de etanol.
Deve ser engarrafada em frasco de vidro âmbar. Conserva-se por 12 meses.
