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Fonte: Laboratório do Dr. Michael Evans — Instituto de Tecnologia da Geórgia
A constante de equilíbrio, K,para um sistema químico é a razão das concentrações do produto para concentrações reagentes em equilíbrio, cada uma elevada ao poder de seus respectivos coeficientes estequiométricos. A medição de K envolve a determinação dessas concentrações para sistemas em equilíbrio químico.
Sistemas de reação contendo um único componente colorido podem ser estudados espectrofotometricamente. A relação entre absorvância e concentração para o componente colorido é medida e utilizada para determinar sua concentração no sistema de reação de interesse. As concentrações dos componentes incolores podem ser calculadas indiretamente utilizando a equação química equilibrada e a concentração medida do componente colorido.
Neste vídeo, a curva de lei da Cerveja para Fe(SCN)2+ é determinada empiricamente e aplicada à medição de K para a seguinte reação:
Quatro sistemas de reação com diferentes concentrações iniciais de reagentes são investigados para ilustrar que K permanece constante independentemente das concentrações iniciais.
1. Determinando a Curva da Lei da Cerveja para Fe(SCN)2+
2. Medindo K para o sistema de tiocianato de ferro (III)
| Número do tubo | Volume 1.0 x 10-4 M Fe(NO3)3 (mL) |
Volume 0,50 M KSCN (mL) |
Volume 0,10 M HNO3 (mL) |
| 1 | 1.0 | 5.0 | 4.0 |
| 2 | 2.0 | 5.0 | 3.0 |
| 3 | 3.0 | 5.0 | 2.0 |
| 4 | 4.0 | 5.0 | 1.0 |
| 5 | 5.0 | 5.0 | 0.0 |
Mesa 2. Volumes apropriados das soluções Fe(NO3)3,KSCN e HNO3 a serem colocadas nos tubos 2 - 5.
| Número do tubo | Volume 0.0025 M Fe(NO3)3 (mL) |
Volume 0,0025 M KSCN (mL) |
Volume 0,10 M HNO3 (mL) |
| 6 | 1.0 | 1.0 | 5.0 |
| 7 | 1.0 | 2.0 | 4.0 |
| 8 | 2.0 | 2.0 | 3.0 |
| 9 | 2.0 | 3.0 | 2.0 |
Mesa 3. Volumes apropriados de soluções 0,0025 M Fe(NO3), 0,0025 M KSCN e 0,10 M HNO3.
Determinar a constante de equilíbrio de uma reação química pode fornecer informações importantes sobre até que ponto ela formará produtos ao longo do tempo.
Toda reação química está associada a uma constante de equilíbrio, K, que reflete a razão das concentrações dos produtos e reagentes quando a reação parou de progredir. Para medir K, essas concentrações devem ser determinadas.
Se uma reação contiver um único componente colorido, sua interação com a luz pode ser medida para discernir sua concentração. As concentrações dos componentes não coloridos podem então ser calculadas indiretamente usando a equação química equilibrada. Este vídeo ilustrará o uso de um espectrofotômetro para determinar empiricamente a constante de equilíbrio para uma reação de tiocianante de ferro.
A maioria das reações químicas prosseguem em direções para a frente e para trás. À medida que a reação progride, chega a um ponto onde as reações para frente e reverso ocorrem na mesma taxa. Isso é conhecido como equilíbrio químico. Neste estado estável, a razão das concentrações do produto com concentrações reagentes, cada uma elevada ao poder de seus coeficientes estequiométricos, corresponde à constante de equilíbrio, K. Para medir K para um sistema de interesse, os coeficientes devem ser conhecidos, e as concentrações devem ser determinadas, direta ou indiretamente. De acordo com a lei Beer-Lambert, a concentração de uma espécie colorida é proporcional à sua absorção, que é a quantidade de energia que absorve em um comprimento de onda específico de luz. Isso pode ser expresso matematicamente, onde A é absorvente, epsilon é o coeficiente de atenuação molar, que é composto-específico, l é o comprimento do caminho através da amostra, e c é concentração. Uma curva de calibração é criada testando múltiplas soluções de concentração conhecida e traçando os valores de absorção resultantes. Com esta curva de calibração, podem ser estudadas soluções de concentração desconhecida. Medidas de absorção são usadas para determinar a concentração da espécie colorida. Em seguida, as concentrações dos remanescentes reagentes e produtos podem ser calculadas. O procedimento a seguir estudará a reação do ferro três com tiocianato para formar um complexo de tiocianato de ferro.
Uma vez determinadas as concentrações, o valor para K pode ser calculado com uma tabela de Mudança Inicial, ou ICE, que será explicada mais adiante nos resultados.
Agora que você entende como métodos espectrofotométricos podem ser usados para determinar a constante de equilíbrio, você está pronto para iniciar o procedimento.
Antes de medir a amostra, deve-se gerar uma curva de calibração.
Para começar, zero um espectrofotômetro UV-vis usando água destilada como um espaço em branco para não representar nenhuma absorvência. Ao inserir uma cuvette no espectrômetro, certifique-se de que ela seja orientada para que a luz passe pelos lados transparentes, e que o nível líquido esteja acima do caminho do feixe.
Em seguida, prepare 5 tubos de ensaio contendo os volumes indicados de cada solução reagente, conforme mostrado no protocolo de texto, que produzirá concentrações variadas do produto. Cubra cada tubo com um dedo enluvado e agite suavemente para misturar. Deixe os tubos descansarem por 10 minutos.
Use uma pipeta Pasteur para transferir uma pequena quantidade da amostra de concentração média, solução 3, para um cuvette, e coloque-a no espectotúmetro. Adquira um espectro e regisse o λmax (comprimento de onda máximo), lambda max e sua absorvância. Em seguida, começando com a solução mais diluída, meça a absorção de todas as soluções restantes no λmax (lambda max). Use o mesmo cuvette para todas as medidas, certificando-se de enxaguar 3 vezes entre cada amostra. Repita este processo para soluções 2 – 5.
Plote a absorvência medida versus concentração de tiocianato de ferro para cada solução. Determine a linha de melhor ajuste para os dados. A inclinação desta linha é o coeficiente de atenuação molar.
Agora que os dados para as soluções padrão foram adquiridos, prepare quatro tubos de teste médio contendo os volumes indicados de soluções, como mostrado no protocolo de texto.
Cubra cada tubo com um dedo e agite delicadamente para misturar. Deixe-os ficar por pelo menos 10 minutos. Este período de descanso permite que as soluções atinjam o equilíbrio químico.
Use uma pipeta Pasteur para transferir uma pequena quantidade de solução 6 para o cuvette, e coloque-a no espectrômetro. Adquira um espectro e regise a absorvância medida no λmaxpredeterminado. Repita este processo para soluções 7 a 9.
Uma vez que todas as amostras tenham sido medidas, os dados de molaridade e absorção para as soluções 1 – 5 podem ser analisados. Um grande excesso de tiocianato foi usado para garantir que todo o ferro reagisse, o que simplifica a análise.
Os dados são plotados para criar uma curva de calibração. O comprimento do caminho da luz, l, é tipicamente de 1 cm, e pode ser levado em conta dos cálculos. A inclinação da linha, que foi calculada em 7600, é, portanto, o coeficiente de atenuação. Para as soluções de teste 6 – 9, esse valor e a absorvência são utilizados para calcular as concentrações de tiocianato de ferro em equilíbrio. Com esses dados, a tabela ICE poderia então ser utilizada.
As concentrações iniciais de reagente baseiam-se nas molaridades conhecidas de ferro e tiocianato adicionadas à solução, e no volume total da reação. Como o produto é formado a partir da reação 1:1 de ferro e tiocianato, a concentração de equilíbrio de cada um diminui pela quantidade de produto formado. A concentração de equilíbrio de cada espécie é agora conhecida. Esses valores são usados para calcular a constante de equilíbrio para cada solução. Os valores são aproximadamente constantes ao longo da gama de concentrações estudadas.
O conceito de constante de equilíbrio é importante para uma ampla gama de campos científicos. A constante de equilíbrio pode ser usada para fornecer informações úteis sobre até que ponto uma reação irá formar produtos ao longo do tempo. Neste exemplo, foram observadas duas reações contendo violeta cristalina.
A primeira solução foi composta de cristal violeta e hidróxido de sódio. A cor foi observada para mudar rapidamente de roxo para incolor. Essa reação tem um valor K muito grande, indicando que os produtos formam quase completamente ao longo do tempo.
Crystal violeta foi então reagida com acetato de sódio. Esta solução permaneceu roxa indefinidamente. Esta reação tem um valor K muito baixo, por isso não procede a um grau significativo.
Finalmente, a constante de dissociação — um tipo específico de constante de equilíbrio — pode ser usada para descrever o comportamento proteico. Neste exemplo, as mudanças na estrutura do RNA foram monitoradas em tampões de reação de magnésio.
O RNA purificado foi misturado em solução com concentrações conhecidas de magnésio, e permitiu alcançar o equilíbrio. Então, a estrutura de RNA resultante foi traçada.
Neste caso, concentrações mais elevadas de magnésio fizeram com que os locais reativos no RNA fossem menos protegidos, produzindo um Kd que era metade do valor.
Você acabou de assistir a introdução de JoVE à determinação espectrofotométrica da constante de equilíbrio. Agora você deve entender a relação definida pela lei Beer-Lambert, como determinar a concentração da absorvência usando um espectrofotômetro, e como calcular uma constante de equilíbrio usando concentrações de equilíbrio.
Obrigado por assistir!
Determinar a constante de equilíbrio de uma reação química pode fornecer informações importantes sobre até que ponto ela formará produtos ao longo do tempo.
Toda reação química está associada a uma constante de equilíbrio, K, que reflete a razão entre as concentrações dos produtos e reagentes quando a reação parou de progredir. Para medir K, essas concentrações devem ser determinadas.
Se uma reação contém um único componente colorido, sua interação com a luz pode ser medida para discernir sua concentração. As concentrações dos componentes não coloridos podem então ser calculadas indiretamente usando a equação química balanceada. Este vídeo ilustrará o uso de um espectrofotômetro para determinar empiricamente a constante de equilíbrio para uma reação tiocianante de ferro.
A maioria das reações químicas ocorre nas direções direta e reversa. À medida que a reação progride, ela atinge um ponto em que as reações direta e reversa ocorrem na mesma taxa. Isso é conhecido como equilíbrio químico. Nesse estado estacionário, a razão entre as concentrações do produto e as concentrações do reagente, cada uma elevada à potência de seus coeficientes estequiométricos, corresponde à constante de equilíbrio, K. Para medir K para um sistema de interesse, os coeficientes devem ser conhecidos e as concentrações devem ser determinadas, direta ou indiretamente. De acordo com a lei de Beer-Lambert, a concentração de uma espécie colorida é proporcional à sua absorbância, que é a quantidade de energia que ela absorve em um comprimento de onda específico da luz. Isso pode ser expresso matematicamente, onde A é absorbância, épsilon é o coeficiente de atenuação molar, que é específico do composto, l é o comprimento do caminho através da amostra e c é a concentração. Uma curva de calibração é criada testando várias soluções de concentração conhecida e traçando os valores de absorbância resultantes. Com esta curva de calibração, soluções de concentração desconhecida podem ser estudadas. As medições de absorbância são usadas para determinar a concentração das espécies coloridas. Em seguida, as concentrações dos reagentes e produtos restantes podem ser calculadas. O procedimento a seguir estudará a reação do ferro três com o tiocianato para formar um complexo de tiocianato de ferro.
Uma vez que as concentrações tenham sido determinadas, o valor de K pode ser calculado com uma tabela de Equilíbrio de Mudança Inicial, ou ICE, que será explicada mais adiante nos resultados.
Agora que você entende como os métodos espectrofotométricos podem ser usados para determinar a constante de equilíbrio, você está pronto para iniciar o procedimento.
Antes de medir a amostra, uma curva de calibração deve ser gerada.
Para começar, zerar um espectrofotômetro UV-vis usando água destilada como um branco para representar nenhuma absorbância. Ao inserir uma cubeta no espectrofotômetro, certifique-se de que ela esteja orientada de forma que a luz passe pelos lados transparentes e que o nível do líquido esteja acima do caminho do feixe.
Em seguida, prepare 5 tubos de ensaio contendo os volumes indicados de cada solução reagente, conforme mostrado no protocolo de texto, que produzirá concentrações variadas do produto. Cubra cada tubo com um dedo enluvado e agite suavemente para misturar. Deixe os tubos descansarem por 10 min.
Use uma pipeta Pasteur para transferir uma pequena quantidade da amostra de concentração média, solução 3, para uma cubeta e coloque-a no espectrofotômetro. Adquira um espectro e registre o ?max (comprimento de onda máximo), lambda max e sua absorbância. Em seguida, começando com a solução mais diluída, medir a absorvância de todas as soluções restantes no ?max (lambda max). Use a mesma cubeta para todas as medições, certificando-se de enxaguar 3 vezes entre cada amostra. Repita este processo para soluções 2 ? 5.
Representar graficamente a absorbância medida em relação à concentração de tiocianato de ferro para cada solução. Determine a linha de melhor ajuste para os dados. A inclinação desta linha é o coeficiente de atenuação molar.
Agora que os dados para as soluções-padrão foram adquiridos, prepare quatro tubos de ensaio médios contendo os volumes indicados de soluções, conforme mostrado no protocolo de texto.
Cubra cada tubo com um dedo e agite suavemente para misturar. Deixe-os repousar por pelo menos 10 min. Este período de descanso permite que as soluções atinjam o equilíbrio químico.
Use uma pipeta Pasteur para transferir uma pequena quantidade da solução 6 para a cubeta e coloque-a no espectrofotômetro. Adquira um espectro e registre a absorbância medida no ?máx. Repita esse processo para as soluções 7 a 9.
Uma vez que todas as amostras tenham sido medidas, os dados de molaridade e absorbância para as soluções 1 ? 5 podem ser analisados. Um grande excesso de tiocianato foi usado para garantir que todo o ferro reagisse, o que simplifica a análise.
Os dados são plotados para criar uma curva de calibração. O comprimento do caminho da luz, l, é tipicamente de 1 cm e pode ser fatorado nos cálculos. A inclinação da linha, que foi calculada em 7600, é, portanto, o coeficiente de atenuação. Para as soluções de teste 6 ? 9, este valor e a absorbância são usados para calcular as concentrações de tiocianato de ferro em equilíbrio. Com esses dados, a tabela ICE poderia ser utilizada.
As concentrações iniciais do reagente são baseadas nas molaridades conhecidas de ferro e tiocianato adicionados à solução e no volume total da reação. Como o produto é formado a partir da reação 1:1 de ferro e tiocianato, a concentração de equilíbrio de cada um diminui pela quantidade de produto formado. A concentração de equilíbrio de cada espécie é agora conhecida. Esses valores são usados para calcular a constante de equilíbrio para cada solução. Os valores são aproximadamente constantes ao longo da gama de concentrações estudadas.
O conceito de constante de equilíbrio é importante para uma ampla gama de campos científicos. A constante de equilíbrio pode ser usada para fornecer informações úteis sobre até que ponto uma reação formará produtos ao longo do tempo. Neste exemplo, foram observadas duas reações contendo cristal violeta.
A primeira solução foi composta de cristal violeta e hidróxido de sódio. Observou-se que a cor mudou rapidamente de roxo para incolor. Essa reação tem um valor K muito grande, indicando que os produtos se formam quase completamente ao longo do tempo.
O cristal violeta foi então reagido com acetato de sódio. Esta solução permaneceu roxa indefinidamente. Esta reação tem um valor K muito baixo, portanto, não avança em um grau significativo.
Finalmente, a constante de dissociação ? um tipo específico de constante de equilíbrio? pode ser usado para descrever o comportamento da proteína. Neste exemplo, mudanças na estrutura do RNA foram monitoradas em tampões de reação de magnésio.
O RNA purificado foi misturado em solução com concentrações conhecidas de magnésio e permitiu atingir o equilíbrio. Em seguida, a estrutura de RNA resultante foi plotada.
Nesse caso, concentrações mais altas de magnésio fizeram com que os sítios reativos no RNA ficassem menos protegidos, produzindo um Kd que era metade do valor.
Você acabou de assistir à introdução de JoVE à determinação espectrofotométrica da constante de equilíbrio. Agora você deve entender a relação definida pela lei de Beer-Lambert, como determinar a concentração de absorbância usando um espectrofotômetro e como calcular uma constante de equilíbrio usando concentrações de equilíbrio.
Obrigado por assistir!
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