UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE(UFS)

RELATÓRIO DE BIOQUÍMICA

(Preparo e avaliação de um Sistema Tamponante)

[ÁCIDO CÍTRICO/CITRATO DE SÓDIO]

Curso: Farmácia

Turma: C1

Prof.º Dr. Humberto Reis Matos

Alunos: Felipe Pimentel e Thiago Henrique

São Cristóvão, 2010

•Introdução Um sistema tamponante é constituído de uma mistura entre um ácido

fraco e sua base conjugada ou de uma base fraca e seu ácido conjugado, essas espécies juntas resistem a variações no pH. Essa resistência é resultado do equilíbrio entre as espécies participantes da solução, ou seja, se íons H⁺ ou OH- forem adicionados, eles são absorvidos “parcialmente”pelo sistema.

Os tampões têm um papel importante em processos químicos e biológicos, nos quais é essencial a manutenção do pH, já que muitos processos industriais e fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada.

Em muitas soluções, inclusive nas presentes no nosso corpo, o pH deve ser mantido em determinada faixa de valores. Por exemplo: o nosso sangue deve apresentar pH entre 7,3 e 7,5. Se o pH sanguíneo variar acima ou abaixo dessa faixa, essa variação, mesmo sendo pequena, poderá causar sérios distúrbios ao organismo ou até mesmo leva-lo à morte.

O nosso sangue apresenta três soluções tamponantes:

1. H2CO3/HCO3-;

2. H2PO4-/HPO4

2-;3. Algumas proteínas.

Em nível de compreensão inicial vamos estudar um dos tampões encontrados no sangue, formado por ácido carbônico (H 2CO3) e bicarbonato de sódio (NaHCO3). A ação do tampão está relacionada aos equilíbrios existentes na solução. Observe:

H2CO3 H+ + HCO3- (ÁCIDO)

NaHCO3 Na+ + HCO3- (SAL)

Nessa solução, temos, simultaneamente, alta concentração de H 2CO3 e HCO3

- proveniente da dissociação do ácido. Mostraremos a seguir como a solução-tampão consegue controlar o pH

quando sofre adição de pequenas quantidades de ácido ou de base.

Adição de ácido: Suponha que certa quantidade de íons H +

tenha sido introduzida no sangue. Esses íons irão se combinar com o ânion HCO3

- proveniente do ácido e, principalmente, do sal, originando ácido carbônico (H2CO3) não-ionizado.

Adição de base: Suponha agora que certa quantidade de íons OH- tenha sido introduzida no sangue. Esses íons irão retirar do equilíbrio do ácido (H2CO3), fazendo com que esse ácido se ionize e produza quantidade de H+ suficiente para neutralizar o OH - introduzido.

Em nenhum dos casos ocorre variações significativas do pH.Diferentes soluções tamponantes atuam em diferentes valores de pH.

Para calcularmos o pH desses tampões, a concentração do sal ou a concentração do ácido, usamos a equação de Hendersson-Hasselbalch:

OU

Para o sistema tamponante estudado acima, teríamos:

O pH de uma solução-tampão é controlado, primeiramente, pela força do ácido [Ka] e, num segundo momento, pelas quantidades relativas do ânion proveniente do sal e do ácido. Essa equação é válida quando a relação [ânion do sal]/[ácido] for maior que 0,1 e menor que 10.

A equação de Henderson-Hasselbalch é a equação central dos sistemas tamponantes, a qual consiste meramente em um rearranjo da expressão da constante de equilíbrio Ka para a dissociação de um ácido.

Na farmacologia, pode ser usada para melhorar o coeficiente de participação óleo/água de fármacos, com ela é possível verificar o grau de ionização da substância e determinar seu movimento entre as membranas celulares. Os principais compartimentos biológicos têm pH definidos, tais como

a mucosa intestinal (pH~5), o plasma sanguíneo como já vimos (pH entre 7,3 e 7,5) e a mucosa gástrica (pH entre  0,9 e 2,0). Assim sendo, é possível obter fármacos de comportamento farmacocinético (absorção, distribuição e excreção), com propriedades melhoradas.

Uma droga ácida, como é o caso do piroxicam {C15H13N3O4S} (medicamento antiinflamatório não-esteróide, usado para aliviar sintomas da artrite reumatóide e osteoartrite), tem sua absorção no trato gastrintestinal sob forma não-ionizada (HA). Já no sangue é fortemente ionizado, sendo que nos locais de inflamação encontra-se na forma não-ionizada.

Para termos um entendimento da expressão central dos sistemas tampões iremos demonstrar a dedução da equação matemática:

Começamos pela dissociação do ácido:

Isolando [H+] e tomando o logaritmo da expressão resultante, obtém-se:

Finalmente, usando as definições de pH e pKa , escreve-se:

Se a solução é preparada com uma base fraca B e seu ácido conjugado, a equação de Henderson-Hasselbalch tem a seguinte forma:

A primeira equação indica que o pH de uma solução consiste de um par ácido fraco/base conjugada e pode ser calculado sempre que soubemos o pKa da forma ácida e a razão entre as concentrações da base e do ácido conjugado.

A adição de ácido ou base a uma solução tampão interfere com os seguintes equilíbrios, exemplificados para o caso de um ácido fraco HA e sua base conjugada A-:

Na prática, quando misturamos as quantidades calculadas de ácido e de base conjugadas para preparar um tampão, o pH resultante não é exatamente o esperado. A principal razão dessa discrepância é que o pH é governado pelas atividades do ácido e da base conjugada e não por suas concentrações. Por esse motivo, após preparar o tampão com as quantidades calculadas, em geral faz-se necessário um pequeno ajuste no pH (pela adição de uma solução básica ou ácida diluída) para obter o pH desejado.

Para que possamos entender o mecanismo de ação dessas soluções, vamos considerar o sistema tampão ácido acético e acetato de sódio. Desde que o sal (acetato de sódio) é um eletrólito forte, em solução aquosa estará totalmente dissociado:

O ácido acético estará em equilíbrio com seus íons:

A constante de ionização para o ácido acético é dada por:

A ionização do ácido acético é negligenciável frente ao excesso de sal (efeito do íon comum), assim como é negligenciável a hidrólise do íon acetato frente ao excesso de ácido acético, substituindo-se o termo [CH3COO-] (que representa a base conjugada do ácido) por [Sal]:

Assim, é possível verificar o que acontece com uma solução tampão, composta por ácido acético e acetato de sódio, quando a ela for adicionado um ácido ou uma base forte. Mostraremos a seguir exemplos de cálculos com tampões formados por ácidos e bases fracas e suas respectivas bases e ácidos conjugados, aplicando a fórmula de Henderson-Hasselbalch.

Exemplo 1: Descobrir o pH de uma solução tamponante formada por ácido acético (CH3COOH) 0,1M e acetato de sódio (CH3COONa) 0,01M. Dado:

Ka = 2 x 10-5 log 2 = 0,3

Exemplo 2: Descobrir o pH de uma solução formada por hidróxido de amônio (NH4OH) 0,2M e cloreto de amônio (NH4Cl) 0,02M.

Dado: Kb = 2 x 10-5 log 2 = 0,3

Podemos ter certeza desses valores utilizando um pHmetro ou medidor eletrônico de pH, que é um aparelho usado para medição do potencial hidrogeniônico. O aparelho é calibrado (ajustado) de acordo com os valores referenciados em cada solução de calibração. Para que se conclua, o ajuste é calibrado em dois ou mais pontos. Normalmente utiliza-se tampões de pH = 7,000 e pH = 4,005. Uma vez calibrado estará pronto para uso. A leitura do aparelho é feita das leituras de milivolts que o eletrodo gera quando submerso na amostra. Esses milivolts são convertidos para uma escala de pH. O aparelho faz essa conversão tendo uma escala usual de pH de 0 a 14.

O método mais avançado e preciso para determinação do pH é fundamentado na medição da força eletromotriz (f.e.m.) de uma célula eletroquímica que contém uma solução de pH desconhecido como eletrólito, e dois eletrodos. Os eletrodos são conectados aos terminais de um voltímetro eletrônico, a maioria das vezes denominado, simplesmente, medidor de pH. Quando convenientemente calibrado com uma solução-tampão de pH conhecido, pode-se ler diretamente na escala do aparelho o pH da solução de teste.

E por fim, podemos ter também os indicadores de pH, que são substâncias orgânicas que possuem a propriedade de mudar a coloração com a variação do pH do meio. A mudança de coloração se processa de maneira gradual entre valores definidos da escala de pH. Uma das causas de erro no uso dos indicadores é o fato da viragem dos mesmos ser gradual e se dar em um certo intervalo de pH. Na prática procura-se escolher um indicador de cause o menor erro possível.

•Objetivos

-Verificar o efeito tamponante pela adição graduada de ácido clorídrico – HCl - em solução de ácido cítrico - C₆H₈O₇ - /citrato de sódio - Na₃C₆H₅O₇ -. -Verificar se a água forma um tampão.-Analisar os resultados acima obtidos, verificando a resistência tamponante e comparando com a água.

•Materiais

Reagentes-10mL de Ácido Cítrico 0,1M - C₆H₈O₇ -.-10mL de Citrato de Sódio 0,1M - Na₃C₆H₅O₇ -.-100mL de Ácido Clorídrico 0,1M – HCl -.-Água destilada

Vidrarias-Pipetas de 2mL e 5mL graduadas-Erlenmeyer de 100mL-Funil-Bomba de sucção (pêra)-Béquer de 50mL

•Métodos

*Preparar a solução tampão, em um erlenmeyer, adicionando 10mL de ácido cítrico a 0,1M e 10mL de citrato de sódio a 0,1M e calcular o pH. –Tampão Ideal.

*Pipetar quantidades graduais de ácido clorídrico a 0,1M de acordo com a tabela a seguir, sempre calculando o pH a cada nova adição, para verificar a resistência do tampão.

+0,5mL de HCl +1,0mL de HCl +1,5mL de HCl +2,0mL de HCl +3,0mL de HCl

*Preparar 20mL de água destilada em um erlenmeyer e adicionar 0,5mL de ácido clorídrico, posteriormente, calcular o pH e verificar se há um sistema tamponante.*Observar os resultados com a adição de ácido na solução e na água.*Comparar os resultados deste experimento com o grupo que fez este processo adicionando base ao invés de ácido.

•Resultados Obtidos e Discussão

Solução de Ácido Cítrico 10mL a 0,1M e Citrato de Sódio 10mL a 0,1M (TAMPÃO IDEAL).

*pH inicial da solução = 4,10

Vol. Add. De HCl

pH

+0,5mL 4,14+1,0mL 4,08+1,5mL 4,12+2,0mL 3,9+3,0mL 3,85

pHs obtidos com o uso de um pHmetro.

O pH inicial da solução foi 4,10. Para haver um tampão considera-se, na prática, que a região tamponante esteja entre: 3,10 < pH < 5,10, esta é a resistência do tampão que nós temos. Usamos o pHmetro para calcular todos estes resultados, considerando a margem de erro dos alunos em relação a pipetagem e também do eletrodo, o qual estava em água destilada e que havia muitas pessoas com outras soluções ácidas e básicas manipulando o mesmo eletrodo e a mesma água sendo trocada vez ou outra.

Ficamos surpresos logo quando adicionamos 0,5 do HCl, o pH aumentou. Isso ocorreu devido ao eletrodo ou devido a margem de erro do pHmetro ou dos alunos. Este pH oscilou até que adicionamos quantidades relevantes do ácido clorídrico. Então o pH começou a cair razoavelmente e não drasticamente, confirmando a nossa tese do tampão ideal.

Cálculos:

Considerando a solução tampão ácido cítrico - citrato de sódio 0,1M(0,1mol em 1L de solução), com pKa = 4,10, obtemos os seguintes cálculos.

ADIÇÃO DE ÁCIDO (HCl)

0,1mol------------1000mLX ------------10mL

X= 0,001M (concentração de ácido e da base conjugada)

pH = pKa + log[B]/[A]pH = pKa + log[0,001]/[0,001]

pH = 4,10 + 0

pH = 4,10 (pH inicial da solução tampão) *observa-se aqui o ponto de máxima eficiência tamponante.

•ADIÇÃO DE 0,5mL de HCl 0,1M

0,1mol------------1000mLX ------------0,5mL

X= 5,0 x 1 ⁵ M0̄ 0̄�pH = 4,10 + log[0,001 – 5,0. 1 ⁵] / [0,001 + 5,0 . 1 ⁵]0̄0̄ 0̄� 0̄�pH = 4,10 + log[9,5. 1 ⁴] / [10,5. 10 ⁴]0̄ ̄ ̄ 0̄���� � �pH = 4,10 – 0,04pH = 4,06

•ADIÇÃO DE 1,0mL de HCl 0,1M

0,1mol-----------1000mLX ----------1mL X=1,0 x 10 ⁴ M ̄ �pH = 4,10 + log[9,5. 1 ⁴ - 10 ⁴] / [10,5. 10 ⁴ + 10 ⁴]0̄ ̄ ̄ ̄ ̄ 0̄���� � � � �pH = 4,10 + log[8,5 . 10 ⁴] / [11,5 . 10 ⁴] ̄ ̄ � �pH = 4,10 – 0,13pH = 3,97

•ADIÇÃO DE 1,5mL de HCl 0,1M

0,1mol---------1000mLX ---------1,5mLX = 1,5 x 10 ⁴ M ̄ �

pH = 4,10 + log[8,5 . 10 ⁴ - 1,5 x 10 ⁴] / [11,5 . 10 ⁴ + 1,5 x 10 ⁴] ̄ ̄ ̄ ̄ � � � �pH = 4,10 + log[7. 10 ⁴] / [13 . 10 ⁴] ̄ ̄ � �pH = 4,10 – 0,26pH = 3,84

•ADIÇÃO DE 2,0mL de HCl 0,1M

0,1mol---------1000mLX ---------2,0mLX = 2,0 x 10 ⁴ M ̄ �

pH = 4,10 + log[7 . 10 ⁴ - 2,0 . 10 ⁴] / [13. 10 ⁴ + 2,0 . 10 ⁴] ̄ ̄ ̄ ̄ � � � �pH = 4,10 + log[5. 10 ⁴] / [15. 10 ⁴] ̄ ̄ � �pH = 4,10 – 0,47pH = 3,63

•ADIÇÃO DE 3,0mL de HCl 0,1M

0,1mol---------1000mLX ---------3mLX = 3. 10 ⁴ M ̄ �

pH = 4,10 + log[5. 10 ⁴ - 3 . 10 ⁴] / [15 . 10 ⁴ + 3. 10 ⁴] ̄ ̄ ̄ ̄ � � � �pH = 4,10 + log[2 . 10 ⁴] / [18 . 10 ⁴] ̄ ̄ � �pH = 4,10 – 0,95pH = 3,15

Água destilada 20mL.*pH da água =6,5

Vol. Ad. de HCl pH

+0,5mL 3,3pHs obtidos com o uso de um pHmetro.

Para provar que a água não faz um sistema tamponante, calculamos o pH dela através do pHmetro, o pH foi 6,5. Por conseguinte, adicionamos 0,5mL de ácido clorídrico a 20mL de água destilada. Se fosse um tampão, a sua resistência seria 5,5 < pH água < 7,5, porém o pH caiu bruscamente para 3,3, assim, confirmando a nossa tese de que a água não forma um tampão.

Solução de Ácido Cítrico 8mL a 0,1M e Citrato de Sódio12mL a 0,1M (TAMPÃO NÃO-IDEAL).

*pH inicial da solução= 4,50

Vol. Ad. De NaOH pH0,5mL 4,571,0mL 4,651,5mL 4,822,0mL 4,923,0mL 5,2

pHs obtidos com o uso de um pHmetro.

O pH inicial da solução foi 4,5. Como estipulado no exemplo da adição de ácido, considera-se um tampão entre 3,5< pH < 5,5. Do mesmo modo, usamos o pHmetro para calcular os valores da solução ao adicionar determinada quantidade de NaOH, assim como consideramos a margem de erro dos alunos e do eletrodo, ambos justificados no exemplo da adição do ácido.

Diferentemente, neste experimento não obtivemos nenhuma surpresa, pois a adição da base seguiu corretamente os conceitos teóricos que por sua vez, aumentou o pH e se tornou cada vez mais básico, sem variar bruscamente o pH, provando assim ser um sistema tamponante.

Cálculos:

Considerando a solução tampão ácido cítrico/citrato de sódio 0,1M (0,1mol por 1L de solução), sendo que há 8mL de ácido cítrico e 12mL de citrato de sódio, temos:

ADIÇÃO DE BASE (NaOH)

pH = pKa + log [A-] / [HA]Temos que achar a concentração do tampão e o pKa, pois não é um tampão ideal.

0,1M. 8 = Ms. 20:. Ms: 0,04 M – ácido0,1M. 12 = Ms. 20:. Ms: 0,06 M – base

O pH inicial pela prática foi: 4,5

4,5 = pKa + log[0,06] / [0,04]4,5 = pKa + 0,17

pKa = 4,33

0,04 mol ---------1000mLX ----------20mLX= 8. 10 ⁴ mol (ácido) ̄ �

0,06 mol -------1000mL X -------20mLX= 0,12 .10 ⁴ mol (base) ̄ � •ADIÇÃO DE 0,5mL de NaOH a 0,1M

0,1 mol ---------1000mLX ---------0,5mLX= 5. 1 ⁵ M0̄ 0̄�

pH = 4,33 + log[0,12 .10 ⁴ + 5 .10 ⁵] / [8 . 10 ⁴ - 5 .10 ⁵] ̄ ̄ ̄ ̄ � � � �pH = 4,33 + log[12,5. 10 ⁴] / [7,5. 10 ⁴] ̄ ̄ � �pH = 4,33 + 0,22pH = 4,55

•ADIÇÃO DE 1,0mL de NaOH a 0,1M

0,1mol ----- 1000mLX ----- 1mL X= 1. 10 ⁴ M ̄ �

pH = 4,33 + log[12,5. 10 ⁴ + 1.10 ⁴] / [7,5. 10 ⁴ - 1.10 ⁴] ̄ ̄ ̄ ̄ � � � �pH = 4,33 + log[13,5. 10 ⁴] / [6,5. 10 ⁴] ̄ ̄ � �pH= 4,33 + 0,31pH = 4,64

•ADIÇÃO DE 1,5mL de NaOH a 0,1M

0,1 mol -----1000mL X -----1,5mLX= 1,5. 10 ⁴ ̄ �

pH = 4,33 + log[13,5. 10 ⁴ + 1,5. 10 ⁴] / [6,5. 10 ⁴ - 1,5. 10 ⁴] ̄ ̄ ̄ ̄ � � � �pH = 4,33 + log[15. 10 ⁴] / [5. 10 ⁴] ̄ ̄ � �pH = 4,33 + 0,47pH = 4,8

•ADIÇÃO DE 2,0mL de NaOH a 0,1M

0,1 mol -----1000mL X -----2,0mLX = 2,0. 10 ⁴ M ̄ �

pH = 4,33 + log[15. 10 ⁴ + 2,0. 10 ⁴] / [5. 10 ⁴ - 2,0. 10 ⁴] ̄ ̄ ̄ ̄ � � � �pH = 4,33 + log[17. 10 ⁴] / [3. 10 ⁴] ̄ ̄ � �pH = 4,33 + 0,75pH = 5,08

•ADIÇÃO DE 3,0mL de NaOH a 0,1MCom essa adição, o ácido foi consumido totalmente.

Água destilada 20mL. *pH da água =7,0

pHs obtidos com o uso de um pHmetro.

Para provar que a água não faz um sistema tamponante, calculamos o pH dela através do pHmetro, o pH foi 7,0. Por conseguinte, adicionamos 0,5mL de Hidróxido de Sódio a 20mL de água destilada. Se fosse um tampão, a sua resistência seria 6,0 < pH água < 8,0, porém o pH aumentou bruscamente para 10,9, assim, confirmando novamente tese de que a água não forma um sistema tamponante.

Na adição de ácido (HCl) e base (NaOH) à água verificamos a ineficiência tamponante da água, visto que há uma grande variação de pH. A água não constitui um sistema tampão devido a sua alta concentração molar 55,5 M (55,5mol em 1L)

Discussão a cerca dos cálculos feitos e dos resultados obtidos no tampão ideal:

Iniciamos a experiência adicionando 10mL de ácido cítrico juntamente com 10mL de citrato de sódio, ambos a 0,1M, o que nos proporcionou uma solução-tampão ideal. A partir dessa solução decidimos mostrar e testar a eficiência tamponante adicionando 0,5mL de ácido clorídrico, resultando em um pH = 4,14. Inicialmente ficamos confusos, já que o pH inicial medido com o pHmetro tinha acusado um valor de 4,10. Decidimos mesmo assim prosseguir com o experimento adicionando 1,0mL do mesmo ácido, dessa vez, finalmente ocorreu o esperado, o

Vol. Ad. de NaOH pH0,5mL 10,9

pHmetro nos mostrou um valor equivalente a 4,08, evidenciando uma diminuição significativa para um sistema tamponante. Pensávamos que tudo estava correndo bem e resolvemos colocar mais 1,5mL de ácido clorídrico. Novamente, para surpresa dos alunos na bancada, o pH não foi o esperado, tendo como valor 4,12. Como isso já havia ocorrido anteriormente, decidimos prosseguir adicionando 2mL de ácido (uma quantidade relativamente alta). O resultado foi o esperado, presenciamos uma queda brusca de pH, diminuindo 0,22 unidades, sendo essa a maior variação obtida pelo nosso grupo, resultou-se um pH = 3,9. Por fim colocamos 3mL de ácido (porção significativamente maior do que a anterior), e obtivemos um pH = 3,85.

Na prática, quando uma solução é preparada cuidadosamente e seu pH é medido com exatidão, com o uso do pHmetro, observa-se que o pH medido e os cálculos a maior parte das vezes não se correlacionam. Uma das razões é que na prática usamos a atividade do sistema e nos cálculos usamos a concentração.Como sabemos, o pHmetro mede precisamente a atividade de H⁺, essa divergência não nos é surpresa. Outra razão, como citada anteriormente, é a margem de incerteza, presente quando se calibra o pHmetro e quando manuseado por pessoas.

-A adição de ácido no sistema tamponante ideal, os cálculos foram, digamos que proporcionais, sem nenhuma surpresa.

Observações importantes a cerca dos cálculos feitos e dos resultados obtidos no tampão não-ideal:

-Na adição de base no sistema tamponante não-ideal ocorreu um “problema”. Nos cálculos, na adição de 3,0mL de NaOH a 0,1M, o ácido foi consumido totalmente, mas ao rever o assunto, percebemos que no momento que um ácido ou base conjugada é consumido totalmente não mais se observa um tampão, deixando assim um certo desequilíbrio em termos práticos e teóricos (cálculos).

•Conclusão

A surpresa que tivemos quando adicionamos certa quantidade de ácido ao tampão ideal foi que, se estávamos adicionando H+, o valor do pH deveria diminuir. Fato que em alguns momentos não foi observado. Como já diziam: “Na prática a teoria é outra”. Na teoria pudemos ter uma suposição do resultado a partir de estudos ou algo observado em causas e efeitos de outros experimentos, o que nos deixou intrigados com alguns resultados. Mas isso, de uma forma ou de outra, nos serviu de aprendizado, mostrando que na prática as coisas são um pouco diferentes, uma vez que sua aplicação é sujeita às condições específicas e particulares.

Já que um sistema tamponante resiste à variação de pH quando lhe for adicionado H⁺ ou OH-. Na prática no laboratório foi perceptível que o sistema tampão ácido cítrico/citrato de sódio foi eficiente em não variar bruscamente o potencial hidrogeniônico. De certo, foi possível compreender as propriedades tamponantes tanto na prática como na teoria (nos cálculos) e concluir que no pH

inicial de 4,10, existe uma maior eficiência tamponante, já que a concentração de ácido e base conjugada são iguais.

Percebemos, também, que a água não tem capacidade de formar um sistema tamponante, devido a sua alta concentração molar, 55,5 M.

Em suma, uma solução tampão pode ser preparada através da mistura de ácido ou bases conjugadas fracas e um de seus sais, no qual ambos têm capacidade de absorver pequenas quantidades de um ácido ou de uma base sem alterar drasticamente o pH.

•Referências Bibliográficas

-http://pt.wikipedia.org.wiki/pHmetro;-LEHNINGER, ALBRET LEHNINGER; Princípios de Bioquímica. 4º Ed .- São Paulo – SAVIER, 2006;-Irwin H. Segel ; Bioquímica, Teoria e Problemas – Livros Técnicos e Científicos editora- USBERCO & SALVADOR; Química Físico-Química 2 – Editora Saraiva – 9ª Ed. Reformulada 2005 (São Paulo)