Preparação De Solução-tampão Ph 6, 86

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DE MINAS GERAIS FUNDAÇÃO DE ENSINO SUPERIOR DE PASSOS ENGENHARIA AMBIENTAl – 2°PERIODO Preparação de Solução Tampão De pH=6,86 Data da experiência: 03/11/2009 Amanda Francieli de Almeida Data de entrega: 10/11/2009 Fernanda de Oliveira Márcia de Souza Lucas Romeu Luz Pollyana Pereira Isabel Garcia Aguila INTRODUÇÃO As soluções tampões são soluções que resistem a mudanças de pH quando a elas são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre. Essa resistência é resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão. Um tampão é constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base fraca e seu ácido conjugado. Os tampões têm um papel importante em processos químicos e bioquímicos, nos quais é essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos industriais e fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada. Por exemplo, o sistema tampão HCO3 –/H2CO3 é importante fisiologicamente, uma vez que controla o transporte de CO2 no sangue e o pH do mesmo É importante lembrar que existe um limite para as quantidades de ácido ou de base adicionadas a uma solução tampão antes que um dos componentes seja totalmente consumido. Esse limite é conhecido como a capacidade tamponante de uma solução tampão e é definido como a quantidade de matéria de um ácido ou base fortes necessária para que 1 litro da solução tampão sofra uma variação de uma unidade no pH. Os sistemas tampões são escolhidos de acordo com a faixa de pH que se deseja tamponar, utilizandose a equação de Henderson-Hasselbalch. Com o propósito da derivação dessa equação, algumas considerações serão feitas a seguir. De acordo com a teoria de ácidos e bases de Brönsted-Lowry, um ácido (HA) é uma espécie química doadora de prótons (H+) e uma base (B) é uma espécie química aceptora de prótons. Após o ácido (HA) perder seu próton, diz-se existir como base conjugada (A–). Da mesma maneira, uma base protonada é dita existir como ácido conjugado (BH+). Os tampões têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. Isto ocorre porque essas soluções contêm um componente ácido e um básico em sua constituição. Para que possamos entender o mecanismo de ação dessas soluções, vamos considerar o sistema tampão ácido acético e acetato de sódio que será usado nesse experimento. OBJETIVO Preparar uma solução-tampão de pH = 6,86 a partir de solução de ácido acético. MATERIAIS E REAGENTES Balão volumétrico Pipeta volumétrica Pipetas graduadas Balança semi-analítica Bureta Ácido acético Hidróxido de sódio Acetato de sódio Água destilada PROCEDIMENTOS Prepara-se 100 mL de solução de ácido acético com concentração de 0,5 mol/L, a partir de um ácido acético com concentração de 17,45 mol/L. A partir da solução anterior, prepara-se 100 mL de solução de ácido acético com concentração de 0,002 mol/L. Padroniza-se a solução de ácido acético 0,5mol/L com a bureta utilizando solução de NaOH com concentração de 0,102 mol/L para verificar se a concentração do ácido está mesmo correto. Calcula-se a concentração de acetato de sódio que deve ser utilizada em uma solução de ácido acético 0,002 mol/l ( Ka = 1,8x 10-5 ), para obtermos um tampão cujo o pH seja igual a 6,86. Com o pHmetro, verifica-se o pH da solução tampão. RESULTADOS E DISCUSSÕES Calculamos o volume de ácido acético que seria necessário para obtermos uma solução de ácido acético com concentração de 0,5 mol/L. CcVc = CdVd Vc = 0,5 x 0,1 >>> Vc = 2,86 mL 17,45 A partir da solução anterior, foi feito o calculo pra encontrar o volume preparar a solução de acido acético de 0,002 mol/L. CcVc = CdVd Vc = 0,002 x 0,1 >>> Vc = 0,4 mL 0,5 Para padronizar a solução de ácido acético 0,5 mol/l, utilizamos 50 ml de NaOH com fenolftaleína em um erlenmeyer, e o ácido acético na bureta para a titulação. O NaOH com gotas de fenolftaleína fica com uma coloração bem rosa, quando a padronização estivesse completa, o NaOH se tornaria incolor. Foi gasto 10,1 mL de ácido acético na titulação, com esses dados calculamos qual a concentração real dessa solução. M1V1= M2V2 M1 = 0,102 x 50 >>> M1 = 0,505 mol/L 10,1 Então, notamos que a primeira solução de ácido de acético foi preparada corretamente. Para preparar o acetato de sódio, foi feito o calculo para descobrir qual a concentração, para ser utilizado em uma solução de ácido acético para obter a solução-tampão. O pH será de 6,86 , então a concentração de H+ é de 1,38x10-7. Ka = [H+][C2H3O2-] >>> [C2H3O2-] = 0,002 x 1,8x10-5 [HC2H3O2] 1,38x10-7 [C2H3O2-] = 0,261 mol/L Com a concentração de acetato de sódio, calculamos a massa que diluida em água destilada, seria necessário para obtermos aquela concentração. M = m >>>> 0,261 = m . MM x V 136,08 x 0,1 Então a massa é : m = 3,552g Então com o ácido acético 0,002 mol/L e o acetato de sódio 0,261 mol/l juntos, formamos uma solução-tampão de pH 6,86, pois : Se a constante de dissociação do ácido acético é 1,8x10-5, o pKa se torna 4,74. Com o log das concentrações de ácido acético e de acetato de sódio, a resposta da equação de Henderson-Hassalbalch é: pH = 4,74 + 2,12 pH = 6,86 Colocando um pouco da solução-tampão em um béquer, verificamos o valor do pH experimental com um pHmetro. O pHmetro nos mostrou que o pH experimental foi de 6,26. CONCLUSÃO O começo do experimento nos mostrou, que as medições de volume feitas corretamente, faz com que os resultados das concentrações fiquem corretos, observando que a concentração principal de ácido acético (17,45 mol/L) tinha exatamente aquele valor. Ao efetuar poucos erros no decorrer do experimento, nota-se que o valor do pH não ficou tão distante do calculado. Caso acontecesse um erro no começo do experimento, esse erro teria a tendência a aumentar com os procedimentos. BIBLIOGRAFIA ATKINS, P.; LORETTA, J. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 2ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc20/v20a11.pdf