UNIVERSIDADE DE BRASÍLIA

INSTITUTO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS

DEPARTAMENTO DE BIOLOGIA CELULAR

BIOQUÍMICA E BIOFÍSICA EXPERIMENTAL – 121886 – 1/2014

PROFESSOR: NAPOLEÃO VALADARES

Componentes

Relatório: Prática 02 - Tampões

Brasília-DF

2014

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO.................................................................................................................3

MATERIAIS E MÉTODOS..............................................................................................4

Materiais........................................................................................................................4

Métodos.........................................................................................................................5

DISCUSSÃO.....................................................................................................................6

Resultados:.....................................................................................................................6

Discussão.......................................................................................................................8

CONCLUSÃO.................................................................................................................11

BIBLIOGRAFIA.............................................................................................................11

INTRODUÇÃO

Uma solução é dita tamponada quando ela resiste às variações do pH, isto é, quase não sofre variação quando adicionamos uma pequena quantidade de ácido ou de base, mesmo que sejam fortes.

As soluções-tampão são de grande importância nos processos biológicos. As células e os organismos mantêm um pH citosólico e específico, mantendo as biomoléculas no seu estado iônico ótimo, usualmente ao redor do pH 7. Nos organismos multicelulares, o pH dos fluidos extracelulares é também estritamente regulado. A constância do pH é alcançada principalmente pelos tampões biológicos: mistura de ácidos fracos e suas bases conjugadas.

Segundo Brönsted, “ácidos são substâncias capazes de doar prótons, e bases são as substâncias capazes de recebê-los.” Segundo essa definição, o HCl por exemplo é considerado um ácido, pois pode dissociar-se, liberando prótons. De maneira geral, a equação de dissociação de um ácido é:

O íon ou molécula resultante dessa dissociação é chamado de base conjugada do

ácido, já que pode receber um próton, convertendo-se novamente no seu respectivo

ácido conjugado.

Ácidos fortes são aqueles que se dissociam totalmente quando em soluções

diluídas, e os ácidos fracos são os que se ionizam muito pouco. Um sistema tampão é

constituído por um ácido fraco e sua base conjugada.

Dissociando o ácido quando se adiciona um álcali ou associando próton e base

conjugada quando se adiciona um ácido forte, o sistema-tampão previne variações

acentuadas de pH. Esta propriedade é consequência da existência concomitante das

formas ácido e base conjugada e, embora a soma (HA+A) permaneça sempre constante,

a concentração das espécies varia de acordo com o tipo – H+ OH- - e a quantidade dos

íons adicionados.

A equação de Henderson-Hasselbach será útil, pois ela relaciona pH, constante

de dissociação do ácido e as concentrações de ácido e base conjugada, dessa forma:

3

Em que pKa é – log Ka, sendo Ka a constante de ionização ou dissociação do

ácido.

Por essa equação pode-se deduzir que o ácido fraco constituirá um tampão

adequado se o valor de seu pKa estiver dentro do intervalo compreendido por uma

unidade abaixo e uma unidade acima do valor de pH que se quer manter constante.

Assim:

pKa - 1 ≤ pH ≤ pKa + 1

A eficiência de um tampão é proporcional à sua concentração e é máxima no pH

igual ao pKa.

Nas células e tecidos, os sistemas tampões fosfato e bicarbonato mantêm os

fluidos intra e extracelulares no seu pH ótimo (fisiológico) que usualmente está em

torno de 7. Enzimas geralmente trabalham otimamente nesse pH.

MATERIAIS E MÉTODOS

Materiais

- K2HPO4 (MM = 174)

- KH2PO4 (MM = 136)

- 01 balão volumétrico de 100 mL

- 01 béquer de 100 mL

- 01 pipeta de 2 mL

- 01 pipeta de 5 mL

- 01 pera

- 01 pisseta com água destilada

- 01 pHmetro

- 01 proveta de 50 mL

4

- 50 mL de solução de ácido acético (MM = 60) 0,5 mol/L

- 50 mL de solução de NaOH (MM = 40) 0,7 mol/L

- 50 mL de solução de carbonato de sódio (MM = 106) 0,5 mol/L

- 10 mL de HCl (MM = 37) 0,6 mol/L

- 03 soluções padrão para calibração do pHmetro.

Métodos

A) Tampão carbonato:

Primeiramente, colocamos, com o auxílio da pisseta, 50 mL de água destilada no béquer de 100 mL. Logo após, adicionamos, vagarosamente ao béquer, 25 mL de carbonato de sódio a 0,5 mol/L(medidos através da proveta de 50 mL). Adicionamos posteriormente 10 mL de HCl a 0,6 mol/L medidos com o auxílio da pipeta de 5 mL. Para finalizar a preparação do tampão, completamos o volume do béquer com 15 mL de água destilada. Assim, preparamos 100 mL de tampão carbonato e, logo após, medimos o seu pH utilizando o pHmetro.

B) Tampão fosfato:

Após o procedimento anterior, descartamos a solução tampão carbonato e lavamos muito bem o béquer com água destilada. Para o preparo do tampão fosfato, dissolvemos em 20 mL de água destilada, no béquer, 2,23 g de K2HPO4 e 0,98 g de KH2PO4, respectivamente (os dois sais já estavam devidamente pesados). Após esse processo, transferimos a solução para um balão volumétrico de 100 mL e o completamos com água destilada. Para finalizar, após lavarmos o pHmetro com água destilada e a secarmos o bulbo do eletrodo com papel toalha, medimos o pH do tampão fosfato com o pHmetro.

C) Tampão acetato:

Antes de prepararmos 100 mL de tampão acetato 0,1 mol/L de pH = 4,82, fizemos os cálculos (que para fins didáticos serão expostos nos Resultados e Discussões) do volume de ácido acético e de NaOH que serão utilizados. Assim, chegamos a conclusão que para atingirmos o pH desejado são preciso 20 mL de ácido acético e 7,72 mL de NaOH. Portanto, após lavarmos o béquer adicionamos nele 40 mL de água destilada. Posteriormente, adicionamos, vagarosamente e sempre mexendo a solução, 20 mL de ácido acético a 0,5 mol/L e 7,72 mL de NaOH a 0,7 mol/L, respectivamente (o volume dessas duas últimas soluções foram medidos com o auxílio da pipeta de 5 mL). Para finalizar medimos experimentalmente com o pHmetro o valor do pH do tampão acetato 0,1 mol/L.

5

D) Nesta última parte do experimento, medimos os pH, por meio do pHmetro, das três soluções padrão. Entre as medições sempre lavamos o pHmetro e secamos o bulbo de eletrodo com papel toalha.

DISCUSSÃO

Resultados:

A) Tampão Carbonato:

Carbonato de Sódio

Ácido Clorídrico

B) Tampão Fosfato:

Fosfato dipotássico Fosfato monopotássico

C) Tampão Acetato:

6

p

H9,4

p

H6,9

p

H4,9

Ácido acético Hidróxido de Sódio

Antes de medir experimentalmente o pH do tampão acetato, foi preciso que

calculássemos quais volumes de ácido acético (CH3COOH) e hidróxido de sódio

(NaOH) eram precisos para o preparo dessa solução tamponante.

I. C1 ∙ V 1 = C2 ∙ V2

0,5 ∙ V 1 = 0,1 ∙ 100

V1 = 20 mL de CH3COOH

II. pH = pK a + log[ A - ][HA]

4,82 = 4,75 + log[ A- ][HA]

→ 0,07 = log[ A- ][HA]

→ [ A - ] + 1,175 [HA]

III. [ A- ] + [HA] = 0,01 → 1,175 [HA] + [HA] = 0,01

[HA] = 0,046 mol/L

[ A- ] = 0,054 mol/L

IV. CH3COOH → CH3COO- + H+

0,046 0,054

NaOH → Na+ + OH-

0,054 0,054 0,054

V. C1 ∙ V 1 = C2 ∙ V2

0,7 ∙ V 1 = 0,054 ∙ 100

V1 ≅ 7,72 mL de NaOH

7

Para o tampão foram utilizados, portanto, 20 mL de ácido acético,

aproximadamente 8 mL de hidróxido de sódio e 72 mL de água.

D) Soluções padrão:

Solução padrão

pH 4

Solução padrão

pH 7

Solução padrão

pH 9

pH 4,6 7,1 9,1

Encontramos valores diferentes para cada solução padrão por causa de algum

desses fatores: erro de calibragem do pHmetro, solução padrão com pH diferente,

temperatura do laboratório que pode alterar o pH ou erro de mensura dos próprios

alunos.

Discussão1º) Para cada um dos tampões, calcule o pH esperado, ou seja, qual o pH teórico

para a dissolução das quantidades especificadas de cada substância. Busque

explicações para a diferença entre os pHs medido e esperado.

Com os valores de pH obtidos, montou-se a seguinte tabela:

Tampão carbonato Tampão fosfato Tampão acetato

pH 9,40 6,96 4,91

Segundo a equação de Henderson-Hasselbalch:

pH = pK a + log[ A - ][HA]

Tampão carbonato:

8

pH = 10,3 + log[0,5][0,6]

→ pH = 10,2208

Tampão fosfato:

[ A- ] =

m1

MMV

=

2,231740,1

= 22,3174

¿

pH = 7,2 + log[22,3174

]

[9,8136

]→pH = 7,4500

Tampão acetato:

pH = 4,75 + log[0,7][0,5]

→ pH = 4,8961

Todos os pHs medidos estavam um pouco abaixo ou acima do esperado. Isso

pode ter sido causado, entre outros fatores, pela impureza dos reagentes; pela

imprecisão dos instrumentos utilizados (béquer, pHmetro, pipeta) e/ou pela inabilidade

dos alunos que estavam realizando o experimento.

2º) O que quer dizer a concentração molar de um tampão?

A concentração molar de um tampão é expressa em molaridade e representa a

soma aritmética das concentrações dos dois componentes do tampão (ácido + base).

Concentração do tampão = [HA] + [ A−¿ ¿

3º) As soluções preparadas são bons tampões? Isso depende de quê?

As soluções são consideradas bons tampões caso impeçam grandes variações do

valor de pH, mesmo com a adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases.

A ação tamponante está restrita, entretanto, ao intervalo de pH no qual as

concentrações do ácido fraco ou da base fraca que compõe o sistema e o seu íon comum

são suficientes para compensar a adição de um ácido ou base. Desse modo, quanto

maior a concentração molar de um tampão, maior a disponibilidade das espécies

9

capazes de doar ou receber prótons e maior a sua eficiência.

Dentro desse intervalo, existe um valor de pH em que exatamente 50% do total

inicial do ácido estão associados e os 50% restantes estão na forma de sua base

conjugada. Esse valor coincide com o pKa do ácido constituinte do tampão e é onde o

sistema tem sua eficiência máxima, uma vez que, nessa situação, existem,

simultaneamente, as maiores concentrações possíveis de ácido e base conjugada.

4º) As soluções preparadas são bons tampões para o citossol?

Sabendo que um sistema-tampão é funcional numa faixa de pH que varia uma

unidade acima ou abaixo de seu pKa - (pKa – 1) a (pKa + 1) -, um bom tampão para o

citossol (pH ≅7) seria aquele com pKa próximo de 7. Entre os tampões preparados o que

melhor se encaixa nessa restrição é o tampão fosfato, que tem pKa ≅7,45 e, portanto, é

eficaz em pHs de 6,45 a 8,45.

5º) Como seria possível preparar 100 ml de tampão fosfato se não existisse o sal

K2HPO4 no laboratório?

Poderiam ser utilizados, para tanto, o sal KH2PO4 e uma base forte, que retiraria

prótons do meio, aumentado o pH e possibilitando, assim, o equilíbrio do tampão

fosfato no pKa3 :

6º) Acelerar a respiração contribui para o aumento ou para a diminuição do pH

sanguíneo?

Acelerar a respiração permite a diminuição da concentração plasmática de CO2.

Assim, no equilíbrio haverá deslocamento para a direita no sentido de formação do gás

carbônico que está sendo liberado.

10

CO32- + 2H+ ↔ H+ + HCO3

- ↔ H2CO3 ↔ H2O + CO2

Consequentemente, a concentração de H+ diminui, o que ocasiona um aumento

do pH sanguíneo. A hiperventilação pulmonar – aceleração da respiração -, portanto,

contribui para o aumento do pH sanguíneo (alcalose - pH acima de 7,45).

O quadro oposto, a desaceleração da respiração e consequentes aumento da

concentração de CO2 e de H+ que ocasionam a diminuição do pH sanguíneo, é chamado

de acidose.

CONCLUSÃO

Na aula experimental, através da observação e análise dos resultados obtidos, pudemos ampliar o conhecimento sobre sistemas tampão, os quais são fundamentais para o impedimento de grandes variações de pH em soluções quando estas são acrescidas de outros ácidos ou bases.

Para tanto fez-se necessário compreender a aplicação prática da equação de Henderson-Hasselbalch, que relaciona pH, constante de dissociação e concentrações dos reagentes, como no terceiro procedimento em que foram realizados cálculos para descobrir quantidade de reagentes a serem utilizados no preparo do tampão acetato.

Concluímos que existem diversos métodos confecção de sistemas tampão e que estes regulam uma faixa que se mantem constante. Eles desempenham um papel muito importante nos seres humanos, a regulação do pH do sangue no ponto ideal próximo a 7,4.

BIBLIOGRAFIA

-MARZZOCO Anita; TORRES B. Bayardo. Bioquímica Básica. 3ª Ed. 2007.

-NELSON L. David; COX M. Michael. Lehninger Princípios de Bioquímica. 3ª Ed. 200211

11

12