Tampao gabarito

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Gabarito Exercício tampão Nutrição 10 - 2012 Data: 31/05/2012 MASM 
 
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LISTA 5 – GABARITO DOS EXERCÍCIOS SOBRE TAMPÃO 
 
1- Um dos sistemas tamponantes do sangue pode ser representado pela equação abaixo: 
CO2(g) + H2O(l) � H+(aq) + HCO3-(aq), pKa = 6,4 
É conhecido que os fluidos constituintes dos processos metabólicos do corpo humano 
são tamponados. O sangue é tamponado com um pH em torno de 7,4. Em relação ao 
sistema tampão acima, é CORRETO afirmar que: 
a) Quando a respiração se torna lenta, ocorre o acúmulo de dióxido de carbono no 
sangue, e, conseqüentemente, o pH aumenta para valores superiores a 7,4. 
b) Quando a respiração se torna acelerada pela prática de exercícios físicos, exala-se 
muito dióxido de carbono, e, em conseqüência, há aumento de pH sangüíneo. 
c) Quando o valor de pH do sangue for igual a 6,4, a concentração (mol/L) de HCO3-(aq) 
é 10 vezes maior que a do dióxido de carbono dissolvido. 
d) Quando a concentração do HCO3-(aq) for 100 vezes maior que a do dióxido de 
carbono dissolvido, o pH do sangue diminuirá para 6,4. 
e) Em caso de pneumonia em que o paciente respira com muita dificuldade, espera-se 
como conseqüência uma subida abrupta do pH sangüíneo. 
 
Ka = [H+] . HCO3-] / [CO2] ⇒ Ka / [H+] = HCO3-] / [CO2] 
10-6,4 / 10-7,4 = [HCO3-] / [CO2] 
10-6,4 - 107,4 = [HCO3-] / [CO2] 
101= [HCO3-] / [CO2] ou ⇒ 10 =[HCO3-]/[CO2] 
 ou ⇒ [HCO3-]/[CO2] =10 ⁄ 1 
 
2 – Hipoclorito de sódio (NaOCl, o ingrediente ativo de quase todos os alvejantes) foi 
dissolvido numa solução tamponada em pH 6,20. Encontre a razão [OCl-] / [HOCl] nesta 
solução. pKa = 7,53. 
Ka = [H+].[OCl-]/ [HOCl] ⇒ Ka / [H+] = [OCl-] / [HOCl] 
10-7,53/ 10-6,2 = [OCl-] / [HOCl] 
10-1,33 = [OCl-] / [HOCl]) 
0,047 = ([OCl-] / [HOCl]) ou ⇒ [OCl-] / [HOCl]= 0,047 
 
3 - Deseja-se preparar uma solução tampão envolvendo o ácido acético (Ka = 1,8.10-5) e o 
acetato de sódio. Para que o pH da solução resultante seja 4,74 é necessário que: 
a) A concentração do acetato seja o dobro da concentração do ácido acético. 
b) A concentração do ácido acético seja o dobro da concentração do acetato de sódio. 
c) A soma dos volumes das soluções do ácido acético e do acetato de sódio, seja 
rigorosamente igual a 100mL a 25ºC. 
d) As soluções de ácido acético e acetato de sódio sejam extremamente diluídas. 
e) As concentrações das soluções de ácido acético e acetato de sódio sejam iguais. 
 
[CH3COOH] = [CH3COO-] = x mol 
pH = pKa + log ([CH3COO-] / [CH3COOH]) 
pKa = - log Ka 
 
 
pH = - (log 1,8 x 10-5) + log ([CH3COO-] / 
[CH3COOH]) 
pH = - (0,26 - 5) + log ([CH3COO-] / [CH3COOH]) 
pH = - (- 4,74) + log ([CH3COO-] / [CH3COOH]) 
pH = 4,74 + log ([CH3COO-] / [CH3COOH]) 
pH = 4,74 + log ([CH3COO-] / [CH3COOH]) 
4,74 = 4,74 + log ([CH3COO-] / [CH3COOH]) 
4,74 - 4,74 = + log ([CH3COO-] / [CH3COOH]) 
0 = log ([CH3COO-] / [CH3COOH-]) 
Como: 
X = Log10 N 
10X = N, então, 
100 = ([CH3COO-] / [CH3COOH]) 
1 = [CH3COO-] / [CH3COOH] 
 
 
 
 
 
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4 - A presença de um tampão é fundamental para manter a estabilidade de ecossistemas 
pequenos, como lagos, por exemplo. Íons fosfato, originário da decomposição da 
matéria orgânica, formam um tampão, sendo um dos equilíbrios expresso pela seguinte 
reação: 
H2PO4-(aq) � HPO42-(aq) + H+(aq) 
Se no equilíbrio foram medidas as concentrações molares [H2PO4-] = 2M e [HPO42-] = 1M 
e [H+] = 0,2M, o valor da constante de equilíbrio será: a) 2. b) 0,2. c) 10. d) 0,1 e e) 0,01. 
 
Ka = [HPO42- ] . [H+] / [H2PO4-] 
Ka = [1].[0,2] / [2] 
Ka = [0,2] / [2] 
Ka = 0,1 
 
5 - Qual é o pH da solução-tampão que resulta quando 2,2g de NH4Cl são adicionados a 
250 mL de NH3 0,12M? Admitir que a adição do sólido não altera o volume final. 
 
1º) Descrever a equação química 2º) Calcular a molaridade 
NH3 + H2O ⇔ NH4+ + OH- 
 
[NH4+] = !!!!!!M 
Massa molar do sal NH4Cl = 52g 
Molaridade = m / PM . V (L) 
M = 2,2 / 52 . 0,25L 
M = 0,17 M 
[NH4+] = 0,17M 
 
[NH3] = 0,12M 
 
3º) Calcular a [OH-] 4º) Calcular o pH 
Kb = [NH4+].[OH-] / [NH3] 
[OH-] = Kb. [NH3] / [NH4+] 
[OH-] = 1,8 . 10-5 . [0,12] / [0,17] = 0,216 . 10-5 / 0,17 = 1,27 . 10-5 
[OH-] = 1,27 . 10-5 M 
pOH = - log (1,27 . 10-5 ) 
pOH = 4,90 
pH + pOH = 14 
pH = 14 - 4,90 
pH = 9,1 
 
 
6 – Determine o pH de uma solução preparada pela dissolução de 12,43 g de tris (PM = 
121,135) mais 4,67 g de tris cloridrato (PM = 157,596) em 1,00L de água. Dado pKa = 
8,072. 
Equação de Henderson-Hasselbach para uma base 
pH = pKa + log ([B] / [BH+]) 
 
1º) Calcular a molaridade 2º) Calcular o pH 
[tris] = [B] 
Massa molar do tris = 121,135 
Molaridade = m / PM . V (L) 
M = 12,43 / 121,135 . 1L 
M = 0,1026 M 
 
[tris cloridrato] = [BH+] 
Massa molar do tris cloridrato = 157,596 
Molaridade = m / PM . V (L) 
M = 4.67 / 157,596 . 1L 
M = 0,0296 M 
[tris] = 0,103M 
[tris cloridrato] = 0,0296M 
pH = pKa + log ([B] / [BH+]) 
pH = 8,072 + log ([0,1026] / [0,0296]) 
pH = 8,072 + (log 3,47) 
pH = 8,072 + (0,542) 
pH = 8,61 
 
 
7. Deve-se preparar uma solução tampão de ácido acético e acetato de sódio. Sabe-se que 
a concentração do ácido acético é 0,01 N. O pH da solução tem que ser 7,0. Qual é a 
concentração da solução de acetato de sódio, no tampão? 
 
 
 
 
 
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1º) calcular a concentração de acetato (sal) 
pH = pKa + log ([CH3COO-] / [CH3COOH]) 
7,0 = 4,74 + log ([CH3COO-] / [0,01]) 
7,0 – 4,74 = (log ([CH3COO-] / [0,01]) 
2,26 = log ([CH3COO-] / [0,01]) 
 
Como: logb(M / N) = logbM – logbN, temos: 
2,26 = (log [CH3COO-]) – (log [0,01]) 
2,26 = (log [CH3COO-]) – (log 1 x 10-2]) 
2,26 = (log [CH3COO-]) – (0 - 2) 
2,26 = (log [CH3COO-]) + 2 
2,26 – 2 = (log [CH3COO-]) 
0,26 = log [CH3COO-] 
Como X = Log10 N 
100,26 = [CH3COO-] 
[CH3COO-] = 1,82 M. 
 
8. Quantos mililitros de NaOH 0,500M devem ser adicionados a 10g de tampão tris cloridrato 
para se alcançar um pH de 7,6 em um volume final de 250mL. pKa = 8,072. 
 
1º) Calcular a [H+] 2º) Calcular a molaridade da base (=tris cloridrato) 
 
pH = -log [H+] 
10-pH = [H+] 
10-7,6 = [H+] 
2,5.10-8 = [H+] 
[H+] = 2,5.10-8 
tris cloridrato] = !!!!!!M 
Massa molar do tris cloridrato = 157,596 
Molaridade = m / PM . V (L) 
M = 10 / 157,596 . 0,25L 
M = 0,2538 M 
 
3º) Considerar o equilíbrio químico geral 4º) Substituir os valores na fórmula da constante (Ka) 
HA ↔ A- + H+ 
Qual a concentração de ácido que reagiu com a base? 
 [HA] = (250mL . 0,2538M) – (VmL . 0,500M) 
 [HA] = (63,45) – (0,5V) 
 [HA] = (63,45) – (0,5V) 
Qual a concentração de base adicionada? 
[A-] = (0,5.V) 
 
Ka = [A-].[H+] / [HA] 
[H+] = Ka [HA] / [A-] 
2,5.10-8 = 8,47.10-9 . [HA] / [A-] 
2,5.10-8 / 8,47.10-9 = (63,45 - 0,5V) / 0,5V 
2,95 = (63,45 - 0,5V) / 0,5V 
2,95 . 0,5 V = (63,45 - 0,5V) 
1,48V = 63,45 - 0,5V 
1,48V + 0,5V = 63,45 
1,98V = 63,45 
V = 32,05 mL 
 
9. Explique, empregando a equação de henderson-Hasselbach, qual a faixa de pH na qual 
um determinado tampão possui capacidade de tamponamento máxima. 
pH = pKa + log ([A-] / [HA]) 
Considerando a equação acima, o poder tamponante de um sistema tampão pode ser definido pela quantidade de 
ácido forte que é necessário adicionar para fazer variar o pH de uma unidade. Esta região é usualmente 
considerada como sendo pH = pKa ± 1. 
Esta habilidade em evitar uma mudança significativa no pH é diretamente relacionada à concentração total das 
espécies do tampão (ácidas, HA e básicas, A-), assim como à razão destas. É verificado que um tampão é mais 
efetivo a mudanças no pH quando seu pH é igual ao pKa, ou seja, quando as concentrações das espéciesácida e 
básica são iguais.