U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E S A N T A C R U Z

D e p a r t a m e n t o d e C i ê n c i a s E x a t a s e T e c n o l ó g i c a s

C o l e g i a d o d o C u r s o d e Q u í m i c a

CET030 – P01 – Química Analítica Qualitativa – 2012.2

Prof. Antônio Santana

RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 06

“Solução Tampão”

ALUNOS: Caique Endel de Jesus Santos.

Novembro -2012

Ilhéus-Bahia

1. Introdução:

No principio, a química utilizava para separar seus componentes de interesses

(Analitos) as técnicas de precipitação, extração ou destilação.1 Os compostos eram

identificados pela sua cor, solubilidade, ponto de fusão e de ebulição. Todos esses

fatores contribuíram para identificação das espécies químicas. Embora a química

analítica atual seja dominada por técnicas instrumentais, os métodos antigos são de

grande utilidade, pois, são neles que as técnicas modernas são baseadas.1

A química analítica se divide em dois grupos: A química analítica quantitativa,

que é empregada para se determinar a quantidade de uma espécie ou elemento

químico numa amostra e a química analítica qualitativa, que é empregada quando se

pretendem determinar ou identificar as espécies ou elementos químicos presentes

numa amostra, podendo ser eles atômicos ou moleculares.1-2

Nesse sentido, um dos instrumentos utilizados para determinação e separação

de misturas é a titulação. A titulação consiste em incrementos da solução de reagente

– titulante – que são adicionados ao constituinte – titulado – até sua reação ficar

completa, adquirindo somente um erro mínimo de 2%. Através do titulante é possível

calcular a quantidade de constituinte em análise que está presente. Quando a

quantidade de titulante adicionada é a mesma quantidade molar do titulado, é dito que

ela alcançou o ponto de equivalência.2

No entanto, para que haja visualização do que está sendo feito é necessário

utilizar indicadores ácido-base. Os indicadores ácido-base são compostos com uma

propriedade física (geralmente a cor) que muda abruptamente no ponto de

equivalência. O ponto de equivalência em uma titulação é um ponto teórico alcançado

quando a quantidade adicionada

de titulante é quimicamente equivalente à quantidade de analito na amostra.1 A

mudança é observada com o aparecimento ou desaparecimento do titulante.2 A

fenolftaleína e o alaranjado de metila são exemplos de indicadores.

A fenolftaleína é um indicador de pH com a fórmula C20H14O4. Apresenta-se

normalmente como um sólido em pó branco. É insolúvel em água e solúvel em etanol.

Esse indicador atinge uma coloração rosada clara quando o pH chega

aproximadamente a 8 e uma coloração rosa intenso quando o pH atinge um valor de

aproximadamente 10.1 Já o alaranjado de metila é um excelente indicador para

reações formadoras de sais ácidos, visto que seu ponto de viragem esta em

aproximadamente 4,4 passando do vermelho para o amarelo.1 Sua fórmula química é

C14H14N3O3SNa quando se apresenta na forma de sal de sódio. O par ácido-base

correspondente é C14H14N3O3S-OH / C14H14N3O3SO-.1

A lista de indicadores ácido/base é grande e inclui um número significativo de

compostos orgânicos. Estão disponíveis indicadores para quase todas as faixas de

pH. Na tabela 1 são listados alguns indicadores comuns e suas propriedades.³

Tabela 1: Alguns indicadores ácido/base importantes.

Indicador Faixa de

Viragem

Cor em meio

ácido

Cor em meio

básico

Azul de Bromotimol 6,0 – 7,6 Amarelo Azul

Fenolftaleína 8,0 – 9,6 Incolor Vermelho

Verde de Bromocresol 3,8 – 5,4 Amarelo Azul

Azul de Timol 1,2 – 1,8 Vermelho Amarelo

Alaranjado de Metila 3,1 – 4,4 Vermelho Amarelo

Tornassol (Litmus) 5,0 – 8,0 Vermelho Azul

Em geral, escolhe-se um indicador cuja faixa de transição se sobreponha, o

mais próximo possível, ao intervalo onde se verifica a região de maior inflexão da

curva de titulação. A inflexão da curva de titulação, próxima ao ponto de equivalência,

assegura que o erro do indicador causado pela não coincidência do ponto final com o

ponto de equivalência não seja muito grande. ²

Devido à dificuldade em lidar com uma gama extensa de valores, a estes é

aplicado o uso de logaritmos, que condensa os valores em um intervalo muito menor e

mais conveniente. Assim, uma definição para o pH de uma solução é, o logaritmo

negativo da concentração de [H+], ou seja, pH = - log [H+]. 4

O logaritmo nessa definição é o logaritmo comum, na base 10. O sinal negativo

significa que quanto maior a concentração molar de H+, menor será o pH. Como o pH

é o logaritmo comum negativo da concentração, uma mudança de uma unidade de pH

significa que a molaridade do íon H+ mudou por um fator 10. Por exemplo, quando o

pH muda de 5 para 4, a molaridade de H+ cresce por um fator 10, de 10-5 mol.L-1 para

10-4 mol.L-1. 4

O pH está amplamente relacionado a saúde humana. O pH sanguíneo, por

exemplo, precisa estar em seu limite ideal de 7,4 para absorver os minerais

necessários à saúde daquele indivíduo. Qualquer alimento que prejudique o equilíbrio

do pH ideal estará comprometendo a saúde do indivíduo. Uma pequena variação do

pH dá oportunidade a uma redução do seu sistema imunológico, dando oportunidade

para que seres vivos prejudiciais à nossa saúde, como vírus, bactérias, fungos, que

vivem em meios ácidos, com pH abaixo de 7,0 proliferem e encontrem ambiente

propício para sobreviver. 5

O intervalo de pH sobre o qual um dado indicador exibe a variação de cor é

influenciado pela temperatura, pela força iônica e pela presença de solventes

orgânicos e partículas coloidais. Alguns desses efeitos, particularmente os dois

últimos, podem causar o deslocamento da faixa de transição em uma ou mais

unidades de pH. ³

O pH de uma solução pode ser medida rapidamente e com exatidão com um

medidor de pH (figura 1). O medidor de pH consiste em um aparelho de eletrodos

conectados a um medidor capaz de medir pequenas voltagens, na ordem de milivolts.

Uma voltagem, que varia com o pH, é gerada quando os eletrodos são colocados em

certa solução. Essa voltagem é lida pelo medidor, que é calibrado para fornecer o pH.6

Figura 1: Medidor de pH digital

Imagem: tirada do (BROWN, 2005)

Podemos encontrar dois tipos de erros em titulações ácido/base. O primeiro é o

erro determinado que ocorre quando o pH no qual o indicador muda de cor difere do

pH do ponto de equivalência. Esse tipo de erro pode geralmente ser minimizado pela

escolha cuidadosa do indicador ou fazendo uma correção com um branco. O segundo

tipo corresponde a um erro indeterminado, que é originado da habilidade limitada da

nossa visão em distinguir reprodutivelmente a cor intermediária do indicador. A

grandeza desse erro depende da variação do pH por mililitro de reagente no ponto de

equivalência, da concentração do indicador e da sensibilidade da visão do analista

para as duas cores do indicador. 1

Um tipo especial de titulação são as tamponadas. Essas soluções tamponadas

são aquelas que resistem a uma mudança no pH quando ácidos ou bases são

adicionados ou quando ocorre uma diluição. Logo, consistem numa mistura de ácido e

sua base conjugado sendo preciso ter em sua composição quantidades comparáveis

de ácido e bases conjugadas para que possa ter uma significante ação tamponante.2

Um ácido-base conjugado fraco, podem resistir drasticamente ás variações de

pH com a adição de pequenas quantidades de ácidos ou base forte. Elas são

chamadas soluções-tampão. O sangue humano, por exemplo, é uma mistura aquosa

complexa com pH tamponado a aproximadamente 7,4. Muito do comportamento

químico da água do mar é determinado por seu pH, tamponado a aproximadamente

8,1 a 8,3 nas proximidades da superfície. As soluções-tampão têm muitas aplicações

importantes no laboratório e na medicina (figura 2).6

Figura 2: Soluções-tampão pré-embaladas e ingredientes para preparar soluções-tampão de pH predeterminado.4

Imagem: tirada do (BROWN, 2005)

Um tampão resiste ás variações no pH porque ele contém tanto espécies

ácidas para neutralizar os íons OH- quanto espéces básicas para neutralizar os íons

H+. entretanto, as espécies ácidas e básicas que constituem o tampão não devem

consumir uma ás outras pela reação de neutralização. Essa exigências são

peenchidas por um par ácido-base conjugado, como HC2H3O2- – C2H3O2 ou NH4

+ --

NH3. Assim, os tampões são geralmente preparados pela mistura de um ácido fraco ou

uma base fraca com um sal do ácido ou base.6

Duas importantes caracteristica de um tampão são sua capacidade e pH. A

capacidade de tampão e a quantidade de ácido ou base que um tampão pode

neutralizar antes que o pH comece a variar a um grau apreciavel. A capacidade de

tampão depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito. O pH do

tampão depende de Ka para o ácido e das respectivas concentrações relativas de

ácido e base que o tampão contém.5 Nesse sentido, a pratica tem como objetivo

avaliar os processos de titulação.

MATERIAIS E MÉTODOS:

P.1

Inicialmente foram preparadas 150ml de soluções de HCl e NaOH à 0,1M e

0,2M respectivamente.

Em seguida, foram adicionados 40ml de solução de HCl em um erlenmayer

mais duas gotas de fenolftaleína. Em seguida foram adicionados 20ml de NaOH em

uma bureta e iniciou a titulação.

Esse mesmo procedimento foi repetido, porém trocando a fenolftaleína por

alaranjado de metila.

P.2

Inicialmente foi preparada 200ml de uma solução de hidróxido de sódio à 0,2M.

Em seguida foram feitas 100ml de 2 soluções de ácido clorídrico. Uma solução à

0,01M e à partir desta foi feita outra solução de HCl à 0,1mM.

Logo após foi feito 100ml de uma solução tamponada 0,1M de ácido

acético/acetato de sódio. Em seguida foram levadas 20ml dessa solução para um

erlenmayer de 125ml e acrescentou-se 2 gotas de fenolftaleína e se inciou a titulação

com o NaOH à 0,2M.

Logo após, foram feitas as titulações de 20ml das soluções de HCl à 0,01M e

0,1mM com hidróxido de sódio.

RESULTADOS E DISCUSSÃO:

P.1

HCl(aq) + NaOH(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O

Na primeira prática, foram feitas duas titulações sendo o titulado o ácido

clorídrico e o titulante o hidróxido de sódio. No entanto, os indicadores de ácido e base

utilizados na titulação foram diferentes. Na primeira vez foi utilizada a fenolftaleína e

na segunda vez o alaranjado de metila.

A fenolftaleína é um indicador de soluções ácido-base usado freqüentemente

em titulações. A sua coloração muda quando o pH atinge o valor de aproximadamente

8 para rosa claro e à partir de 10 já atinge um rosa mais intenso. O esperado, era que

fossem utilizados 20ml de solução de NaOH à 2 molar para titular 40ml de ácido

clorídrico à 1 molar conforme os cálculos à seguir:

C= nV

Logo: n = C.V n = 0,040L x 0,1M n = 0,004 mols de HCl.

Para que uma solução fique neutralizada (pH = 7) é necessário que todo H+ do

ácido clorídrico reaja com o íon OH- fornecido pelo hidróxido de sódio. Como o

hidróxido de sódio reage com o ácido clorídrico na proporção de 1:1, 0,04 mols de

NaOH neutraliza 0,040 mols de HCl. Nesse sentido:

C= nV

Logo: V= nC

V=0,0040,2

V= 0,020L de NaOH.

Portanto, era esperado que a solução de fenolftaleína atingisse uma coloração

rosada clara após a adição de um pouco mais de 20ml de NaOH, admitindo um erro

de 2% que é o erro comum de titulação. No entanto, foi verificado a viragem da

solução ao ser adicionados somente 11,75ml de NaOH. Provavelmente, o erro

absurdo nessa prática foi devido ao erro de pesagem de NaOH para a realização do

experimento.

Na segunda titulação, foi utilizado o indicador alaranjado de metila. O

alaranjado de metila é um indicador que abaixo de um pH de 3,1 possui uma

coloração vermelhada e à partir do pH acima de 4,4 possui uma cor amarela. Nesse

sentido, a concentração de H+ da solução nessa titulação deveria ser de

aproximadamente 3,8x10-5 para que houvesse a mudança de cor do vermelho para o

amarelo conforme o calculo abaixo:

pH = -log [H+] Logo: 10-pH = [H+] Portanto: 10-4,4 = [H+] = 3,98 x 10-5mol/L.

No entanto, o volume utilizado na titulação foi de 13,5ml de ácido para que

houvesse a viragem nessa titulação. O esperado, para que ocorresse a viragem nessa

titulação era de aproximadamente um pouco menos de 20ml e acima de 19ml. O que

se esperava quando fosse adicionados 13,5ml era que o pH dessa solução estivesse

por volta de 1,6 conforme o calculo abaixo:

n = 0,2 x 0,0135 = 2,7 x 10-3 mols de NaOH

Como 2,7 x 10-3 mols de NaOH reage com 2,7 x 10-3 mols de HCl e há na solução

0,004 mols de HCl, a quantidade final será de 1,3 x 10 -3 mols de HCl. Nesse sentido, o

HCl é um ácido forte, dissociando-se completamente em água portanto há 1,3 x 10 -3

mols de H+ no meio reacional.

Sendo assim, com a adição de 13,5ml da solução de NaOH no meio reacional, o

volume aumentou de 40ml para 53,5ml. De acordo com o calculo abaixo, a

concentração de H+ no meio passou para um valor de 0,024mol.L-1.

C=0,004mol0,0535 L

C = 0,024mol.L-1 de H+

Portanto, era esperado que o pH dessa solução tivesse o valor de:

pH = -log[H+] pH = -log [0,024] pH = 1,6. Logo, muito longe daquilo que se

esperaria obter.

P.2

As soluções tampões são aquelas que atenuam as variações do pH ácido ou

básico de uma solução, mesmo que sejam adicionadas algumas gotas de ácido ou

base no meio reacional. Nesse sentido, para realizar a viragem de 20ml uma solução

tampão 0,1M ácido acético/acetato de sódio, qual possuía um pH de 4,76 inicialmente.

A viragem dessa solução aconteceu quando foram adicionados 11,5 ml de solução de

NaOH à 2M no meio reacional. Através dos cálculos e análise das reações há

possibilidades de tirar algumas conclusões:

Eq. 2 CH3COOH + H2O CH3COO- + H+

Eq. 3 CH3COONa CH3COO- + Na+

Eq. 4 CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

Eq. 5 NaOH + CH3COOH CH3COO- + H2O

Com a adição de hidróxido de sódio no meio reacional, mesmo em uma

quantidade considerável, era verificável que o pH não variava bruscamente como o

esperado em outras soluções. Tanto que, para essa solução, foi necessário para

neutralizar esta solução 11,5ml de NaOH. Neste caso, para se fazer o cálculo do pH

dessa solução não será preciso a equação de Henderson-Hasselbach. O não uso

dessa equação se deve porque há quantidades em excesso de íons OH- no meio. Há

quantidades também consideráveis de íons acetato devido à adição de hidróxido de

sódio, conforme a eq.5. Porém, as quantidades de ácido acético no meio é

praticamente 0 e o Kb do íon acetato é de uma ordem 10 -10, uma base extremamente

fraca, tornando irrelevante a sua contribuição para o valor do pH nessa solução.

Nesse sentido, a quantidade em mols de ácido acético em 20ml é de 2x10-3 e a

quantidade em mols de NaOH contida em 11,5ml é de 2,23x10-3 mols. Conforme a

eq.5, é notório que esses reagem na proporção de 1:1, logo há em excesso no meio

reacional 2,3x10-4 mols de OH-. Sendo assim a concentração de OH- no meio é de 7,3

x 10-3 mols.L-1.

Logo, o pH da solução será de:

pKw = pH + pOH pH = pKw – pOH pH = 14 – 2,1 = 11,9.

Nas soluções de HCl, uma com o pH no valor de 4 ou seja 0,1mM e a outra no

valor de 0,1M foram necessários uma quantidade de gotas muito pequenas. Para a

solução milimolar de HCl foram necessários apenas uma gota para titular 20ml

enquanto para titular 20ml solução 0,01M foram necessárias 2 gotas de NaOH.

A diferença na titulação de soluções tamponadas para as não tamponadas se

deve pela questão de equilíbrio químico. O ácido é fraco e se dissocia pouco enquanto

a adição de sua base conjugada faz com que o equilíbrio se desloque ainda mais

dissociando um menor número de moléculas. No entanto, a base conjugada reage

pouco com a água e a adição extra do ácido conjugado fará com que a base

conjugada reaja menos ainda. Sendo assim, as soluções tamponadas variam pouco

seu pH enquanto soluções não tamponadas como as de HCl citadas no parágrafo

anterior variam bruscamente.

CONCLUSÃO:

Pode ser verificada a importância da titulação no âmbito de identificação

quanto de determinação de alguns compostos, visto que quando bem feitas atinge

erros pequenos, até menores que de algumas aparelhagens feitas para determinação

e quantificação de compostos. E as soluções tamponadas variam o pH muito pouco

quando comparada às soluções não tamponadas. A prática não obteve 100% de

sucesso visto que os resultados esperados na prática P.1 não foram obtidos com

sucesso.

7. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS:

1. SKOOG, D. A.; LEARY, J. J. “Principles of Instrumental Analysis”. Saunders College

Publishing, 1992.

2. HARRIS, D.C., “Análise Química Quantitativa”. 6.ed. LTC – Livros Técnicos e

Científicos, Rio de Janeiro, 2005.

3. VOGEL, MENDHAM, J., DENNEY, R.C., BARNES,J.D., THOMAS,M.L.K.; “Análise

química quantitativa”; Sexta Edição; LTC Editora, 2002.

4. ATKINS, P. W.; JONES, L. “Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o

Meio Ambiente”. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 914 p.

5. RUSSELL, J. B.; GUEKEZIAN, M. “Química Geral”. 2. ed. 2. v. São Paulo: Makron

Books, 2004.

6. BROWN, Theodore L; LEMAY JUNIOR, Harold Eugene; BURSTEN, Bruce

Edward. “Química: a ciência central”. 9. ed. São Paulo Pearson Prentice Hall, 2005.