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pH e TampõespH e Tampões
Profa. Graça Porto
O íon hidrogênio (H+) é o íon mais importante nos sistemas biológicos
A [H+] nas células e líquidos biológicos influencia a velocidade das reações químicas, a forma e função das enzimas assim como de outras proteínas celulares e a
integridade das células
Íon hidrogênioÍon hidrogênio
A [H+] nas células e líquidos biológicos deve estar em torno de 0,4nM (0,4x10-7)
80mM de íons hidrogênio são ingeridos ou produzidos pelo metabolismo por dia.
ÁcidosÁcidosConceito de Arrhenius:
Ácido é toda substância que em solução aquosa libera como cátion o íon hidrogênio (H+). Ex.: HCl + H2O H3O+ + Cl- Conceito de Brönsted e Lowry:
Ácido é um doador de prótons, um substância que pode transferir um próton para outra.
BasesBasesConceito de Arrhenius:
Base é toda substância que em solução aquosa se dissocia liberando ânion oxidrila (OH-). Ex.: NaOH + H2O Na+ + OH- Conceito de Brönsted e Lowry:
Base é um receptor de prótons.
Um ácido pode transferir um próton para uma base. Ex.: NH3 + H2O NH4
+ + OH-
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
CH3-COOH + H2O CH3-COO - + H3O+
(ácido) (base)
O íon acetato é a base conjugada do ácido acético
O ácido acético é o ácido conjugado do íon acetato
O íon hidrônio é o ácido conjugado da água
A água é a base conjugada do íon hidrônio
Ácidos aumentam a [H+] de uma solução aquosa e bases a diminuem
Dissociação da água e Dissociação da água e seus produtos iônicosseus produtos iônicos
H2O + H2O OH - + H3O+
A água funciona tanto como ácido quanto como base
Lei da ação das massas: K =[ H3O+] [OH -]
=[ H3O+] [OH -]
[H2O] [H2O] [H2O]2
K.[H2O]2 = Kw = [ H3O+] [OH -] = 10-14
Na água pura a [H+] é igual a [OH-] que é igual a 10-7
Potencial hidrogeniônico Potencial hidrogeniônico (pH)(pH)
A [H+] de uma solução é quantificada em unidades de pH
O pH é definido como o logarítmo negativo da [H+]
pH = -log [H+]
A escala de pH varia de 1 até 14, uma vez que qualquer [H+] está compreendida na faixa de 100 a 10-14.
Escala de pHEscala de pHpH
H3O+ (mols/L)
OH-
(mols/L)
0 100 = 1 10-14=0,000 000 000 000 01
3 10-3 = 0,001 10-11=0,000 000 000 01
7 10-7 = 0,000 000 1 10-7=0,000 000 1
10 10-10 = 0,000 000 000 1 10-4=0,000 1
14 10-14 =0, 000 000 000 000 01 10-0=1
Homeostasia é a constância do meio interno
pH x homeostasiapH x homeostasia
equilíbrio entre a entrada ou produção de íons hidrogênio e a livre remoção desses íons do organismo. o organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e, conseqüentemente o pH sangüineo, dentro da normalidade, ou seja manter a homeostasia .
pH do Sangue Arterial
7,47,0 7,8Faixa de sobrevida
Acidose AlcalosepH normal
Aumento da [H+]
7,4
Acidose
Alcalose
Queda do pH
Acúmulo de ácidos
Acúmulo de basesPerda de ácidos
Perda de bases
Diminuição da [H+]
Escala de pH
Aumento do pH
Alterações no pHAlterações no pH
Fontes de HFontes de H++ decorrentes dos decorrentes dos processos metabólicosprocessos metabólicos
Powers,S.K. e Howley, E.T., Fisiologia do Exercício, (2000), pg207 Fig11.3
Metabolismoaeróbico da glicose
Metabolismoanaeróbico da glicose
Ácido Carbônico Ácido Lático
Ácido Sulfúrico
Ácido Fosfórico
Corpos Cetônicos Ácidos
H+
Oxidação de Amino ácidosSulfurados
Oxidação incompleta de ácidos graxos
Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas
pH dos Líquidos CorporaispH dos Líquidos Corporais
Concentração de H+ em mEq/l pH Líquido Extracelular Sangue arterial 4.0 x 10-5 7.40 Sangue venoso 4.5 x 10-5 7.35 Líquido Intersticial 4.5 x 10-5 7.35
Líquido Intracelular 1 x 10-3 a 4 x 10-5 6.0 a 7.4
Urina 3 x 10-2 a 1 x 10-5 4.5 a 8.0
HCl gástrico 160 0.80
Medidas de pHMedidas de pH
Eletrométrico
Colorimétrico
pHmetro
Lavar o eletrodo e secar com papel absorventePadronização feita com soluções de pH abaixo e acima do que vai ser medido
Potenciômetro mede [H+]diferença de potencial elétrico
entre duas soluções
indicadores
Indicador-H H+ + Indicador(Cor A) (Cor B)
Indicadores de pHIndicadores de pHIndicadores de pH são substâncias (corantes)
utilizadas para determinar o valor do pH
Exemplos
Metil-violeta
pH
0 2 4 6 8 10 12
A Violeta
Tornassol Amarelo Azul
incolor Vermelho Violeta
Fenolftaleína
ASPECTOS ADICIONAIS DOS EQUILÍBRIOS AQUOSOS
Água: excepcional habilidade em dissolver grande variedade de substâncias.
Soluções aquosas encontradas na natureza: fluidos biológicos e a água do mar.
Contêm muitos solutos.
Muitos equilíbrios acontecem simultaneamente nessas soluções.
O EFEITO DO ÍON COMUM
Concentrações no equilíbrio de íons em solução contendo um ácido fraco ou uma base fraca.
Soluções que contêm não apenas um ácido fraco, como o ácido acético
(CH3COOH), mas também um sal solúvel desse ácido, como o CH3COONa.
O que acontece quando CH3COONa é adicionado à solução de CH3COOH?
CH3COONa é um eletrólito forte.
Dissocia-se completamente em solução aquosa para formar íons Na+ e CH3COO-.
Em comparação, CH3COOH é um eletrólito fraco.
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+
(aq)
CH3COONa(aq) CH3COO-(aq) + Na+
(aq)
A adição de CH3COO- a partir de CH3COONa faz com que o equilíbrio desloque-se para a esquerda, diminuindo, portanto, a concentração no equilíbrio de H+
(aq).
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+
(aq)
CH3COONa
Adição de CH3COO- desloca o equilíbrio, reduzindo [H+].
CH3COO- é uma base fraca.
O pH da solução aumenta.
[H+] diminui.
EFEITO DO ÍON COMUM
A extensão da ionização de um eletrólito fraco é diminuída pela adição à solução de
um eletrólito forte no qual há um íon comum com o eletrólito fraco.
A ionização de uma base fraca também diminui com a adição de um íon comum. Por exemplo, a adição de NH4
+ (como a partir do eletrólito forte NH4Cl) faz com que o equilíbrio de dissociação de NH3 desloque para a esquerda, diminuindo a concentração de OH- no equilíbrio e abaixando o pH.
NH3 (aq) + H2O(l) NH4+
(aq) + OH-(aq)
NH4Cl
Adição de NH4+ desloca o
equilíbrio, reduzindo [OH-].
Os Sistemas TampõesOs Sistemas Tampões
Tampão » qualquer substância que pode, reversivelmente, se ligar aos íons hidrogênio.
» Soluções formadas por um ácido fraco e sua base conjugada ou por um hidróxido fraco e seu ácido conjugado
Tampão + H+ H+Tampão
TampãoH+ + OH- H2O + Tampão
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Um tampão resiste ás variações no pH porque ele contém tanto espécies ácidas para neutralizar
os íons OH- quanto espécies básicas para neutralizar os íons H+.
As espécies ácidas e básicas que constituem o tampão não devem consumir umas às outras pela
reação de neutralização.
Exigência preenchida por um par ÁCIDO-BASE CONJUGADO
CH3COOH / CH3COO- NH4+ / NH3ou
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Preparação
Mistura de um ácido fraco ou uma base fraca com um sal do ácido ou da base.
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Considerando-se um ácido fraco:
HX (aq) H+ (aq) + X- (aq)
Ka =[H+] [X-]
[HX]Ka
[HX]
[X-][H+] =
[H+], e em decorrência o pH, é determinado por dois fatores: O valor de Ka para o componente ácido fraco do tampão e a razão das concentrações do par ácido-base
conjugado [HX] / [X-].
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Íons OH- são adicionados à solução-tampão:
HX (aq) H2O (l) + X- (aq)OH- (aq) +
[HX]
[X-]
Quantidades de HX e X- no tampão são grandes comparadas com a quantidade de OH- adicionada,
por isso a razão [HX] / [X-] não varia muito, tornando a variação no pH pequena.
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Íons H+ são adicionados à solução-tampão:
[X-]
[HX]
Quantidades de HX e X- no tampão são grandes comparadas com a quantidade de H+ adicionada,
por isso a razão [HX] / [X-] não varia muito, tornando a variação no pH pequena.
X- (aq) HX (aq)H+ (aq) +
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Os tampões resistem mais eficazmente à variação de pH em qualquer sentido quando as
concentrações de ácido fraco e base conjugada são aproximadamente as mesmas.
A partir da equação:
Quando as concentrações de ácido fraco e base conjugada são iguais, [H+] = Ka.
Geralmente tentamos selecionar um tampão cuja forma ácida tem pKa próximo do pH desejado.
Ka[HX]
[X-][H+] =
Mecanismos de Ação dos Mecanismos de Ação dos TampõesTampões
1. Adição de ácido
CH3-COOH + CH3-COONa + HCl
2CH3-COOH + NaCl
CH3-COOH + CH3-COONa
2. Adição de base
+ NaOH
2CH3-COONa + H2O
Exemplos de TampõesExemplos de Tampões
CH3-COOH + CH3-COONaAcetato
Bicarbonato H2CO3 + NaHCO3
Fosfato H2PO-4 + NaHPO4
Amônia NH4OH + NH4Cl
CAPACIDADE DE TAMPÃO E pH
Características de um tampão:
CAPACIDADE
pH
CAPACIDADE DE TAMPÃO
É a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar a um grau apreciável.
Depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito.
pH
Depende de Ka para o ácido e das respectivas concentrações relativas de
ácido e base que o tampão contém.
Quanto maior as quantidades do par ácido-base conjugado, a razão de suas concentrações, e,
conseqüentemente, o pH se tornam mais resistentes às mudanças.
EQUAÇÃO DE HENDERSEN-HASSELBALCH
Ka[HX]
[X-][H+] =
- log Ka[HX]
[X-]- log [H+] = - log Ka - log=
[HX]
[X-]
pH = pKa - log [HX]
[X-]
[X-]
[HX]= pKa + log
Onde, - log [H+] = pH e – log Ka = pKa, temos:
[HX]
[X-]= pKa + logpH
Equação de Henderson-Equação de Henderson-HasselbalchHasselbalch
HA H+ + A- Ka =[H+] [A-]
[HÁ]
H+ = Ka .A-
HAH + = Ka .
A-
HA
H+
1=
1
Ka. A-
HAH+
1=
1
Ka
A-
HAlog log + log
pH = pKa A-
HA+ log Aceptor de H+
Doador de H+
(sal)
(ácido)
Poder TamponantePoder Tamponante
pH do tampão Concentrações do sal e do ácido
Relação Sal/Ácido = 0,1 pH = pKa + log 0,1
pH = pKa -1
Relação Sal/Ácido = 10/1 pH = pKa + log 10
pH = pKa +1
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
Sistemas Primários Sistemas Primários Reguladores do pHReguladores do pH
Os Sistemas Tampões do Os Sistemas Tampões do OrganismoOrganismo
Os principais sistemas tampões presentes no organismo, que permitem a manutenção da homeostasia, são:
sistema bicarbonato
sistema fosfato
proteínas
sistema da amônia
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
Sistema tampão usado para controlar o pH no sangue.
SISTEMA TAMPÃO ÁCIDO CARBÔNICO-BICARBONATO
H2CO3 / HCO3- : são um par ácido base conjugado.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
H+(aq) + HCO3
-(aq) H2CO3(aq) H2O(l) + CO2(g)
Equilíbrios importantes no sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato:
CO2: um gás que fornece um mecanismo para o corpo se ajustar aos equilíbrios.
A remoção de CO2 por exalação desloca o equilíbrio para a direita, consumindo íons H+.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
Para que o tampão tenha pH de 7,4, a razão [base] / [ácido] deve ser igual a um valor de 20.
No plasma sangüíneo normal as concentrações de HCO3- e H2CO3 são aproximadamente de
0,024 mol / L e 0,0012 mol /L, respectivamente.
O tampão tem alta capacidade para neutralizar ácido adicional, mas apenas uma baixa
capacidade para neutralizar base adicional.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
Os principais órgãos que regulam o pH do sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato são pulmões e rins. Alguns dos receptores no cérebro são sensíveis às concentrações de H+ e CO2 nos fluídos corpóreos. Quando a concentração de CO2 aumenta, os equilíbrios deslocam-se para a esquerda, o que leva à formação de mais H+. Os receptores disparam um reflexo para respirar mais rápido e mais profundamente, aumentando a velocidade de eliminação de CO2 dos pulmões e deslocando o equilíbrio de volta para a direita. Os rins absorvem ou liberam H+ e HCO3
-; muito do excesso de ácido deixa o corpo na urina, que normalmente tem pH de 5,0 a 7,0.
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