ART IA QUIMICA DOSCOMPOSTOS BIOLOGICOS

Itulo 1pH E SOLUc;OES-TAMPAO

Neste capitulo sao discutidas algumas propriedades quimicas das solu<;:6esaqua , como uma introdUl;:ao ao estudo da ionizac;:aodos eletr61itos fracos. Segue-se um 1

descric;:aode sistemas-tampao, apresentando-se exemplos de diferentes tamp6es. D I

maneira, 0 estudante poden~ entender os diversos exemplos, que encontrara no d(correr do texto, de compostos ionizaveis e 0 efeito do pH sobre suas estruturc .

As celulas vivas contem carboidratos, lipideos, aminoacidos, proteinas, a id II

nucleicos, nucleotideos e compostos relacionados em quantidades variaveis. Emb r 1

ses compostos tenham um numero quase infinito de estruturas quimicas, sua ma sriconstituida quase que inteiramente por somente seis elementos - carbona ( ),

hidrogenio (H), oxigenio (0), nitrogenio (N), f6sforo (P) e enxofre (S). Alem disdo is dos elementos, hidrogenio e oxigenio, combinam-se para formar 0 mais abundante componente celular, H20, que nao esta incluida dentro de quaisquer categoria

ima mencionadas. Mais de 90% do plasma sanguineo e H20, 0 musculo cont 111

r a de 80% de H20 e a agua constitui mais da metade da maioria dos outros tecid .tnimais ou vegetais.

Conquanto a H20 seja 0 mais abundante componente celular, e tambem Uill

composto indispensavel a vida. Os nutrientes que a celula consome, 0 oxigenio u c dona oxidac;:ao dos mesmos e 05 proautos residuals formados sao todos transport dpela H20. Por essa razao e util notar que esse familiar composto quimico tem 1I11\

numero excepcional de propriedades que 0 faz peculiar e bem apropriado para (I

desempenho como solvente da vida.

Muitas das propriedades fisicas da H20 sao singularmente excepcionais.id remos, por exemplo, 0 grupo de compostos que se encontrarn na Tab. 1 -1 .ompo (os pod em ser comparados com a H20, seja pelas suas boas propriedad

Iventes ou porque eles tern 0 mesmo numero de eletrons (isoeletr6ni os). IIHIp d ver, a H20 tern 0 mais elevado ponto de ebulic;:ao,0 mais alto al r.p.((:III(,(I

d Vtlp riza ao e tambem 0 ponto de fusao mais elevado de todos 111, OhiO!,

I 1LI1in 'xpr U 0 comportamento anomalo da H20 de outra man ire, rnpm 111<10 II

(' 111 hidr I S (I Illr 1m nl s do ,rllp VI d lAb 1,1I ri Ii ,( H,. 11,(,;'; 1

II, III I I III )Ido COll1 (W:'I, , l11illll II 10. II " porle Ii 1I11(l', ill{(111I11 lllli ,I II 0 'I'll

11111 111111111II" Idlllill dO Ill' 100 ,,( I III 1I1II1II ill I 100 ,,( 1011111 "I OIl.IIVIl

,1111111111\I) h Ii 11111\ 'I

'J' IH,h. \.1. AI un!u P"oprl'dndos flsi us du {lgUIl C oulros 01111'0111011

P nl do Ponto de Calor de Capacidade Calor dfusao ebulic;:ao vaporizayao calorffica fusao(0C) (OC) (cal/g) (cal/g) (cal/g)

II ( 0 100 540 1,000 801111111 -114 78 204 0,581 24,9Mlllillol -98 65 263 0,600 22

1II0ill -95 56 125 0,528 23AI III 110(I lila -84 77 102 0,459( 111101Jll11i -63 61 59 0,226t J II, -78 -33 327 1,120 84II " -83 -60 132 16,7III -92 19 360 54,7

1\ m I eula de agua e tortemente polarizada devido a eletronegatividade do1IIlfliO I xigenio, que tende a atrair os elE!lrons dos atomos de hidrogenio, produzindo11111'(. Hga eletropositiva efetiva em torno do pr6ton. Devido a essa polarizayao, as1111111;111, de agua comportam-se como dipolos, uma vez que elas podem ser orien-11111 In ambas as direy6es como ions positivos e negativos. Essa propriedade da aI III I um ingular capacidade para atuar como solvente. Moleculas dipolares de aguaI'lldl 111 netrar na rede cristalina formada pelos ions negativos e positivos, os quais

o , lubilizados. Uma vez em soluyao, os ions com cargas positivas ou negativasI I 0 nv Ividos pelas eamadas protetoras de molecuJas de agua e a interayao existente

11I11t Iqu les Ions de cargas opostas sera, eonseqUentemente, diminuida.H levados pontos de ebuliyao e de fusao da agua e seu alto calor de vapo-

" II III 50 resultado de uma interayao entre moleculas de agua adjacentes, conhecida\1111111Il ntes de hidrogenio. Em sfntese, 0 termo ponte de hidrogenio se refere a inte-I II 111d um Momo de hidrogenio que esta covalentemente ligado a um Momo ele-111'"11Illivo com um segundo atomo eletronegativo. Ha uma tendencia do atomo deII tlllI I III a associar-se com um segundo atomo eletronegativo, compartilhando 0

I'll tli II II ns livres deste ultimo, formando-se uma Iigac;:aofraca de aproximadamenteI I I, ,iI/IIIO!. [Em material biol6gieo. os dois atomos mais comumente envolvidos em

1'''1110 ill III Ir genio sao 0 nitrogenio (N) eo oxigenio (0).] Na agua liquida pequenastll, '" II IIIlil6rias de moleculas de agua ocorrem devido a essa interac;:ao.

H" /H

fHI

_----9--H HO .•...H- : '-- .. -</I : IH 7 H

0"H

1\ WI r ia necessana para romper a ponte de hidrogenio (4-10 kcal/mol) e muito1III1IIIli quo a requerida para quebrar uma Iigayao covalente 0- H, e em soluyao11111111I d Ilidrogenio sao rompidas e formadas rapidamente. ° efeito aditivo das un,"11111pont d hidrogenio e um dos principais fatores que explicam muitas da pr priiI Iill In mun da H20. Assim, a energia extra necessaria para ferv r a a ua II flI11III

" 11111.pocl " r Atribuida m rand pmt a grand num r ct JlOIlll jllf 111(1111I 1110II 1IIIIIIIili

utra pr pri dades ineomuns da flgua faz m-n um It1 Ivivo. Por exemplo 0 calor especifieo da H20 num

aria p ra I var a temperatura de 1 9 de flgua de 15 para 160

ionalm nle elevado em comparac;:ao com outros solventes (elanol, O. 8; m I 11I. ,0,ce tona, 0,53; elorof6rmio, 0,23; acetato de etila, 0,46). Somenle 0 da am nlu II "tiillle mais alto, 1,12. Quanto maior e 0 calor especffico de uma substan i , m n rvariayao da temperatura que resulta quando uma determinada quantidad d I I

absorvida por aquela substancia. Devido a isso, a agua e muito apropriada para ,Oilservar relativamente cor-stante a temperatura dos organismos vivos. Foi essa propri ctldlda flgua que fez dos oceanos um meio ideal para a origem da vida e a evoluy' (IIformas primitivas.° calor de vaporiza9ao da H20, como ja foi mencionado, e singularment litoExpresso como calor especifico de vaporizac;:ao (calorias absorvidas por gramo v p)rizada) 0 valor para a agua e 540 em seu ponto de ebulic;:ao e ainda mais elev d (111temperaturas menores. Esse valor elevado e de grande utilidade para manter con l Ill!a temperatura dos organismos vivos, uma vez que uma grande quantidade d 0101pode ser dissipada por vaporizac;:ao de H20.° elevado calor de fusao da agua (80 cal/g, comparado com 25 para 0 I nol,22 para 0 metanol, 17 para 0 H2S, 23 para 0 aeetona) e tambem de grande signif ,1l11Ina estabilizac;:ao do meio ambiente biol6gico. Embora a agua da eelula ramnll 1111se congele nos organismos superiores, 0 calor libertado pela agua ao se eong I IIum dos fatores principais que diminui essa possibilidade de abaixamento da l mplratura de uma massa d~ agua durante 0 inverno. Assim, 1 9 de H20 deve perder 011 liltvezes mais calor, ao congelar-se a O°C, do que perderia ao passar da temper tuy 1

de 1° C para 0° C, exatamente antes de congelar-se.Pode citar-se, por ultimo, outra propriedade da agua com importancia biol6 I, t.

que e 0 fato dela possuir densidade maxima a 4°C. Isso a faz expandir-se ao 011dificar-se, portanto 0 gelo e menos denso. Esse fenomeno e raro, mas a sua imporl n I

em biologia foi reconhecida ha tempos. Se 0 gelo fosse mais pesado que a agua liquid I

deveria afundar-se ao congelar-se. Isso significaria que os oceanos, lagos e rios se ngelariam do fundo para a superfieie e uma vez eongelados seria dificil fundir m Inovamente. Essa situac;:ao tornaria impossivel a utilizayao das massas de flgua 1111constituem 0 habitat de muitos seres vivos. ° que acontece, entretanto, e que a t\ )IJ ,

quente Iiquida vai para 0 fundo em qualquer lago e 0 gelo flutua na superfleie nlllo calor do meio ambiente facilmente pode fundi-Io.

Outras propriedades adieionais da agua tais como alta-tensao supe.rficial e I vlld,eonstante dieletriea tem importaneia biologiea. Entretanto, aconselhamos que III

dante consulte a publicac;:ao c1assieade L. J. Henderson, The Fitness of the Environlll/ /II,

na qual esse problema e discutido com mais detalhe e em lugar disso diseutir m II

mecanismo pelo qual a coneentrac;:ao do ion de hidrogenio (H +) e controlad I \111soluy6es aquosas. Para esclarecer isso, revisaremos a lei de ar;ao das massas e 0 pr (111111

i6nico da agua.

m que dois reagentes A e B int ragem para formar dois produtos Cr v r xpr ao

x . x 1,01 x 10 '4X _ 1,01 X 10 , .•x=CII+=C II =1,Ox10 ~mol/litr.

m 1909, Sorensen introduziu 0 terrno pH como uma maneira onv ni nil (II(l<pr ar concentrac;ao de H + por meio de uma func;ao logaritmica; pH pdt I

d finido como

1pH = log -- = -log all +,

all+nd all' e definido como a atividade do H +. Neste texto nao se faz nenhuma di tillntre atividades e concentrac;6es, assim sendo,

aA=CAxy, (1-3)

r r r a atividade e CA a concentrac;ao da substancia. 0 coeficiente de ati-um valor constante, mas varia segundo as condic;6es consideradas. Emmuito baixas, 0 coeficiente de atividade se aproxima da unidade, por

I dip qu na ou nenhuma interac;ao das moleculas do soluto entre si. Em uma() nlinita a atividade e a concentrac;ao sac iguais. Para a finalidade deste livro

II tin uir mos atividades de concentrac;6es; fica quase sempre p ultimo ter-m muitas reac;6es bioquimicas as concentrac;6es dos reagentes sac muitotidao nao sEm~modificada de maneira apreciavel. AIl~m disso a concentra-na maioria dos tecidos biol6gicos e aproximadamente 10- 7 mol/litro entrac;ao 0 coeficiente de atividade sera igual a unidade.

1 +]pH = log [H +] = -log [H .

Alem disso as concentrac;6es serao indicadas utilizando-se colchetes. De , 101111 I,

concentr;c;ao de H + (C II +) e representada como [H +]. Podemos mostrar a dif I( II 1

ntre atividades e concentrac;6es com 0 seguinte exemplo: 0 pH do HCI 0,1 M qu lIdomedido com um pH-metro e 1,09. Esse valor pode ser substituido na Eq. (1 - ), lJl1l I

vez que 0 pH-metro mede as atividades e nao as concentrac;6es (veja 0 Ap ndi ( ~).

11,09 = log-,

all+all+=10-1,09,

all + = antilog 2,91,all+ =8,1 x 10-2 mol/litro.I I OCIAc;Ao DA AGUA E SEU PRODUTO IONICO. Kw

A lUll e um eletr61ito fraco e a sua dissociac;ao para formar H + e OH - e muitoIt ,Ill/Ill 1,

Como a concentrac;:ao de H + no HCI 0,1 Me 0,1 mol/litro, 0 coeficiente de atlv d 1(11,

1', pode ser calculado,

n tante de equilibrio para essa reac;:aode dissociac;:ao foi cuidadosamente25°C tem um valor de 1,8 x 10 -1 6 moles/litros. Ou seja,

K CII+COII-=1,8x10-16.eq C

1120

ntrac;:i'lode H20 (CII20) na agua pura pode ser calculada como 1 000/18/litro. Ja que a concentrac;:ao de H20 em soluc;:6esaquosas diluidas eimutavel, esse valor pode ser considerado constante. Com efeito, ele

incorpora na expressao para a dissociac;:iio da agua, para dar

C II ' COli - = 1,8 x 10 -1 6 X 55,5 = 1,01 x 10 - ''',= K w = 1,01 x 10 - ''',

all+y = [H +] ,

0,081=~=0,81.

~ importante frisar que 0 pH e uma func;:ao logaritmica, portanto quan \( 0 I'llduma soluc;:iio diminui de 5 para 4, a concentrac;:iio de H + aumenta 10 VI/l lit

10 eM a 10 - .• M. Quando 0 pH aumenta de 3 decimos de unidade, d ,0 111111

3 concentrac;:ao de H + diminui de 10 - 6 M para 5 x 10 - 7 M., , 'J>.' d J. It" 1'11111aplicarmos agora a equac;:aodo pH ao produto lunlCO a agua pura, ,

II utra expressao util:

"'11111/1111

[H +] x [OH -] = 1,0 X 10-'4.

garitmo d 8 qutlC;

I II III ; 1 I 10I I II (1,111,

Iri Am nt n utI' I' a iu m H" para f rmorhidrAt d , H ° I, U I n d hidr6nio. Na t rmi, I gi d

d I' n t d, p la ioniza<;:ao contribui com um prot n p raf rmar H ° I, um novo acido de Bronsted, e 0 CI ,a ba

I 9 [ H ) como pOH, de forma semelhante a de pH, teremosr 10 I na 0 pH e 0 pOH em qualquer solu<;:ao aquosa,

CHI(Acido

conjugado) ,

+ H20(Base

conjugada)2

H30" +(Acido

conjugado)2

CI

(Baseconjugada), .

Illir I d fini<;:oes de acidos e bases, a de maior utilidade em bioqulmica e aquelaI'II1IHI II I r Bron ted. Ele definiu um acido como qua/quer substancia que poded" 1/ IJlI fillS, ums base como uma substancia que pode aceitar protons. Embora111111\ I Ilnl s de acidos, em especial aquela proposta POl' G. N. Lewis, sejam muitoIII" II I I, conceito de Bronsted deve ser detalhadamente compreendido pOl' estu-tlllllll <It bi qulmica.

/\ (uint ubstancias indicadas a esquerda da equa<;:ao sac exemplos deI III I elt (. n t d:

Nesse caso, lembremos que nao s6 0 pr6ton fornecido pelo HCI hidrat II IIpara formal' 0 ion de hidr6nio (H

30 +), mas que 0 CI- tambem e hidratado. I1lll1ll

na pratica, omitir a agua de hidrata<;:ao em rea<;:oesquimicas e representar a i nl,t! (I

do HCI, um acido forte como uma simples dissocia<;:ao de acordo com a Rea<;:8 (1 )

HCI ----> H + + CI-,CH3COOH ---->H + + CH3COO -,

NH; ----> NH3

+ H +.

9 neralizada seria

Um acido fraco, em contraste com um acido forte, e apenas parcialmentem solu<;:ao aquosa. Considere-se a ioniza<;ao de um acido fraco generic

n 1 11111

HI\

HA + H20 ¢ H30 + + A-(Acido (Base (Acido (Base

conjugado), conjugada)2 conjugado)2 conjugada),. (1 10)

° pr6ton doado pelo HA e recebido pela H20 para formal' 0 ion de hidr 111(),H30 +. A constante de equilibrio para essa rea<;:ao de ioniza<;ao e conhecida 011111constante de ioniza<;ao, K :on:spondentes sac vistas abaixo reagindo com um pr6ton.

CI- + H + ---->HCI,CH3COO - + H + ---->CH3COOH,

NH3+H+ ---->NH;.

rr pondente para 0 acido fraco generico HA eA - + H + ----> HA.

Como ja vimos, a concentra<;:ao de H20 em solu<;:ao aquosa e por si mesmA 11.1Iconstante, 55,5 moles/litro; podemos assim combinar K,nn e [H20] para obi r (If.) I

nova constante, K",

acido-base como segue: HA e 0 acido de Bronsted porquede A - e chamado de base conjugada porqueacido HA.

[H30 +] [A -]

K,,=K:on[H20]= [HA] .

Alem disso, devido [H30 +] ser igual a concentra<;:ao de ion de hidrogenio, VI 1110

que K" torna-se

IAyAO DE ELETROLITOS FORTES

fortes sac substancias que, em solu<;:ao aquosa, sac quase com-iados em particulas carregadas, conhecidas como ions. ° cloretoomo Na + e CI -, mesmo em forma cristalina ou s6lida. Podemos

cia<;ao do NaCI como sendo completa, da seguinte forma:

Na +CI - ---->Na + + CI -.

sac eletr61itos que estao quase completamente dissociados(HCJ),

Essa expressao POI' sua vez e identica a constante de equilibrio que ptel' escrito se HA fosse considerado como um acido fraco que se disso iamente para fornecer pr6tons e anions de A -,

HA ¢ H + + A-;[H+] [A-]

K =---- .. cq [HA]

1\ i01111I (II 1111\' Ilil11111II III I 11111111111111tOil

ell fll11111P I (1111,III do 1I1111111:111,011111IH1111I III II, IIl1dl III if 1111II III HII 1I111I11

OH B' + OH ;[B+) [OH-)

K =K =----cq b [BOH)'

I Ii I hidr6xido de am6nio (NH40H). a Kb e dada pelos manuais de quimica11111111 I,ll 10 - 5. E impartante par essa razao admitir que a capacidade de dissocia<;aoIi I Nil )11 e identica a do acido acetico (CH3COOH; Ka = 1,8 x 10 -5). A diferen<;aIIIIPIIII 1111(, naturalmente, e que 0 NH40H se dissocia para formar ions de hidroxila( II ), "1uanto que 0 CH3COOH para formar protons (H +) e que 0 pH de solu<;6es1,I M II as duas substancias nao apresentam semelhan<;:as.

l J", los tipos de base fraca mais comumente encontrado em bioquimica e 0

Jllqlll iiI 11 minado aminas organicas (por exemplo, os aminogrupos dos aminoacjdos).I I 1.(1111) stos, quando representados pela formula geral R- NH2' nao contem grupos

till ItldlO II s que possam se dissociar como na rea<;:ao(1 -15). Par outro lado, tais1111111111 It podem se ionizar na H20 para produzir ions de hidroxila,

IlNH2(Base

1.011 llgada),

H20(Acido

conjugado) 2

IIII 1,1111111111111 PItIIIl'JI q 1 ), It 1110

[H ') [OH

K" [HA]

[A ]

] -K •.,K b [A ]

[HA)

K,,·Kb=K •..

ub tituindo 0 valor de K w a 25 oC, temos

RNH;(Acido

conjugado) ,

log KG + log Kb = log Kw'

-log KG -log Kb = -log Kw•

Entao, da mesma forma como 0 pH foi definido como -log [H +], podemo d fill 1

pK" e pKb como -log KG e -log Kb, respectivamente. A Eq. (1-25) fica

OH -(Base

conjugada)2'

Nil I It I 0, a H20 serve como acido, doando um proton para a base R-N·H2.lJ II1do a defini<;ao de base como sendo uma substancia (A -) que aceita um

Pi 111111, t undo Bronsted, podemos escrever a expressao geral

A-(Base

(, Iljugada),

H20(Acido

conjugado)2

HA(Acido

conjugado) ,

OH-( Base

conjugada)27Henderson e Ha~selbalch aplicaram a lei da a980 das massas a ioniza<;" (I

acid os fracos e obtiveram uma expressao muito util que se conhece como aqua 1(1de Henderson-Hasselbalch; se considerarmos a ioniza<;:aode um acido fraco qual qUI rHA.

/\ nstante de equilibrio K10n para essa ioniza<;:ao pode ser escrita em analogiaWill I I q. (1-11) como

[HA) [OH -)K,on=-----

[A -] [H20]HA ¢H + +A -,[H+] [A-)

K, =K =----Ion G [HA)

/\ q. (1 -19) pode ser usada para calcular a [OW] de uma solu<;:aode uma baseIi 1111, ~ 1 xtos de qUlmica apresentam os valores para a K" de tais substancias. 0 pOHpili ,II' v .' pode ser calculado e a partir dal 0 pH pode ser obtido [Eq. (1-8)]. Entre-11111111 I xl ,t uma rela<;:aodireta entre a K" de uma base fraca e a K" de seu acido conju-1111111 qlll util na obten9ao direta do pH de misturas de bases fracas e seus sais.

Itl .olv ndo a Eq. (1-19) para [OH -]. temos

Kb [A -]

[HA]

[HA] [OW]K= ----" [K] .

[HA)log [H +) = log KG + log [A _]

[HA]-log [H+] =-logK,,-log---

[A ]

-log K" e dafinido como pK" log [A ]/[HA] sub titui -log [HAJ/lA J, I( I~')1/\ ]

I'll pfililiol (1'/111/\ I

K" [HA]

r /\ 1

· I 1 tlllill I d, till I cl II nd r n-H ' elbal I p d I

1 pll IIHill f)l Ii' 9 rol m QU ub titulmos [A ] pelo termoII IIIAI p r" id njugado":

como umaconjugada"

[Base conjugada]pH = pK

II+ log --------

[Acido conjugado]

sa expressao pode entao ser aplicada nao somente para os acidos fracos tal(: m acido acetico, mas tambem para a ioniza«;:ao de ions de amenia e aqueles ami-II grupos encontrados nos aminoacidos. Nesse caso, os NH; ou os aminogrupospr lonados R-NH; saG os acidos conjugados que se dissociam para formar pr6tonsI bases conjugadas NH3 e R-NH2, respectivamente

NH; ¢ NH3 + H +,

RNH; ¢ RNH2 + H +.

Apll Ando a Eq. (1 -28) ao aminogrupo protonado, temos

[RNH2]

[RNH;]

Manuais de bioquimica geralmente apresentam rela«;:6es de KII

(ou pKII

) para oslidos conjugados de substancias normal mente consideradas como bases (por exem-pi , NH40H, aminoacidos, animais organicas). Se isso nao acontece, 0 Kb [ou pKb;

v j Eq. (1-19)] para a ioniza«;:ao de base fraca sera certamente indicado e KII (ou pKII)

d ve primeiramente ser calculado, antes de empregar a equa«;:ab geral de Henderson-Hasselbalch. Embora se tenha que tomar muito cuidado para identific-ar corretamente, pares acido-base conjugados naquela expressao, seu usa leva diretamente ao pH

IJ misturas de bases fracas e seus sais.

Calculemos a concentra«;:ao de H + em uma solu«;:ao de acido acetico (CH3COOH)1, M e determinemos entao 0 seu grau de ioniza«;:ao a essa concentra«;:ao. Antes der: me«;:armos, devemos considerar que se 0 acido acetico fosse total mente ionizado,

mo 0 HC!. um acido mineral forte, a [H +] seria 1,0 mol/litro. Todavia, uma vez queBeido acetico e um acido fracamente ionizado, a Eq. (1 -13) deve ser empregada.

eonsiderarmos x como a concentra«;:ao de H + formado pela ioniza«;:ao do acidoIi co, entao x tambem sera a concentra«;:ao de CH3COO-, uma vez que esses do is

I n ao formados em quantidades iguais quando 0 acido acetico se ioniza. A q'uan-IklRde de CH3COOH restante, ap6s estabelecer-se 0 equilibrio da ionlza«;:ao, sera de1 x, consequentemente

cdncentra«;:ao iniclal(mol/litro)

[CH3COOH] = 1,00,[H +] = 0,00,

[CH3COO -] = 0,00,

concentra«;:iio ap6s 0

equilibrio da loniza«;:ao(mol/litro)

[CH3COOH] = (1,00 -x),[H +] = x,

[CH3COO -] = x.

lib tiluindo os valores existentes no equilibrio na expressiio para a ioniza«;:aoII) I Id a etico, temos

x2

--= 1,8 x 10-"1 - x

val r d x (v j Ap ndl0,0042 M. A n ntr I

0,0042 M 0, 8 M. A 2 °C Imaociada ou ionizada som nte em 0,4%. 0 pHd Ion de hidrogenio e de 0,0042 M, pode

pH = -log 0,0042 = -log (4,2 x 10 -3),= -log 4,2 -log 10 -3,

=- 0,62 + 3,= 2,38.

E possivel simplificar a solu«;:ao da Eq. (1 -30). Considerando-se a ioniza«;: [Iisolu«;:6es relativamente concentradas de eletr61itos fracos, 0 denominador ~1pode ser simplificado, deixando de corrigir a quantidade de acido que se dlsso .Iauma vez que esta e muito pequena. No exemplo dado a quantldade que se dl .(somente 0,4%) pode ser desprezada. Quando essa aproxima«;:ao e feita, tem

x2 = 1,8 x 10 - 5,

x= .j18X 10-6,x=4,2 x 10-3,

[H +] = [CH3COO -] = 0,0042 M.

Outra rela«;:ao importante e salientada pelo calculo da concentra«;:ao dquando a concentra«;:ao do anion e igual a do acido fraco nao-dissociado., Tal r Iexistiria em uma solu«;:ao preparada pela mistura de 0,1 mol de acetato de sodlo (8,com 0,1 mol de acido acetico (6,0 g) em agua suficiente para fazer 1 litro de soluNessas condi«;:6es, [CH3COO -] = [CH3COOH] = 0,1 M e quando esses valorsubstituidos na Eq. (1-13),

[H +] [CH3COO-]

--------= 1,8 X 10-5,

[CH3COOH]

[H+] [0,1] =18x 10-5

[0,1] ,[H +] = 1,8 x 10 - 5,

pH = 5 - log 1,8,pH = 4,74.

Dessa forma H + =K., quando a concentrac;:ao do anion do acido e igual a con (1\

tra«;:ao do acido nao-ionizado. Como os diferentes acidos ,fracos tem dife~ nl(constantes de dissocia«;:ao) as misturas equlmolares desses aCldos e seus salspondentes, terao pH diferentes. _ .,

Note que a equa«;:ao de Henderson-Hasselbalch [Eq. (1-28)] nao ria ulll 110

calculo da [H +] de uma solu«;:ao contendo apenas 0 Bcido fraco. Conludo no pr IJI 11111

em que calculamos a [H +] de uma mistura contendo aC,etalo de s6dio 0,1 ,M (10acetico 0,1 M, a equa«;:ao de Henderson-Hasselbalch e partlcularm nl ulll. NI' II

caso a Eq. (1 -28) torna-se

(1 '11).•A f:Ollt)C 11111 ) tit «10 It II 1'1, I II, (III, III 11\lIltllll\ III I ),1 M '1/'1111', 1 pil

11111111111111111 d 1111 1/ dl ( 11,1 )1 1I111'1I1 , dl' 111111111 II 11111111111 11.1111 11111 lit II IlIIIIII

I II,", dl

,1 M mais a pequena quantidade a de ion de acetato produzidoriormente mencionada. Portanto a Eq. (1-31) torna-se

[0,1 +a]pH = pKaHAC + log [0,1 _ a]

No H uillm, nd sa juntou uma quantidadN I H ,1 N (100 ml). Logicamente, a equat;:ao de Hend rson-Hass Ibel

r II Ada para determinar 0 pH nos limites da titula<;ao, onde a r la<;Id z ro ou infinita.

Con id rando a curva de titula<;ao do flcido acetico em seu aspecto ral,vamo visualmente que a mudan<;a de pH por unidade de alcali adicionado m XliII I

n inlcio e no fim de titula<;ao, enquanto que a menor varia<;ao de pH por unldn (d alcali adicionado e obtida com metade da titula<;ao completa. Em outras pal vr, •uma mistura equimolecular de acetato de s6dio e acido acetido, mostra meno v I

ria<;ao no pH, quando se junta um acido ou um alcali do que uma solu<;ao que cont nil,mais acido acetico ou mais acetado de s6dio.

Denomina-se a980 tamponante a capacidade de uma solu<;ao de resistir a 11111dan<;as de pH, e pode-se demonstrar que uma solu<;ao tampao apresenta sua capa id Hitmaxima quando atitula<;ao esta na metade, ou seja, quando 0 pH e igual ao pK" I q,(1-31 )]. Na Fig. 1-1 0 ponto de maxima a<;ao tamponante esta em pH 4,74.

Outra forma de representar a condiyao que existe quando 0 pH de uma mi rur 1

de acido acetico e acetato de s6dio e igual ao pKa• e estabelecer que 0 acido, n (pH, esta 50% ionizado. Isto e, a metade do "acetato total" se encontra present IIforma nao-dissociada de CH3COOH, enquanto que a outra metade esta sob fde ion de acetato, CH3COO -. Como no pKa qualquer acido fraco estara 50% i nlessa 6 uma das maneiras mais uteis para distinguir os diferentes acidos fraco, I K"tambem e uma propriedade caracteristica de cada acido, porque a constante dillza<;iio e uma funyao das propriedades inerentes do acido fraco.

A curva de titula<;ao do HCI 0,1 N tambem esta representada na Fig. 1 -1 . A equA ()de Henderson-Hasselbalch nao e utilizavel para calcular a curva do HCI, uma v III!ela se aplica somente aos eletr61itos fracos. Porem, 0 pH de qualquer ponto da curvdo HCI pode ser calculado determinando-se os miliequivalentes de HCI que restarnl11e corrigindo-se 0 volume. Dessa forma, quando foram adicionados 30 ml de NaOH0,1 N, permaneceram 7,0 meq de HCI, em um volume de 130 ml. A concentra<;ao dH + seraportanto 7,0/130 ou 0,054 M. Se 0 coeficiente de atividade e desprezad , )pH pode ser calculado a partir da Eq. (1-7) e e de 1,27.

A curva 3 na Fig. 1 -1 e a curva de titulayao obtida quando 100 ml de N H4 CI 0,1 Nsac titulados com NaOH 0,1 N. Nessa titulayao os pr6tons fornecidos pelo NH: 0neutralizados pelos OH - provenientes do NaOH:

NH; + OH - -> NH3 + H20.

Il1lb ra seja possivel calcular a, a quantidade e geralmente desprezivef e pode serI JI1 rada. Essa aproxima9ao, juntamente com a aproxima9ao previamente introduzidaIII lituindo atividades por concemrayoes [Eq. (1-3)]. podem ser incorporadas na

\ x r sac para a constante de equilibrio, usando-se uma constante de equillbrio(,orri ida, K~q' Essa constante mudara obviamente com a concentra9ao dos reagentes,1 I' ondi90es para seu uso podem ser e:;pecificadas, geralmente em termos de forya

K" para 0 acido acetico e 1,8 x 10 - 5 mol/litro; pKa e portanto -log (1,8 x 10 - 5)111111,74. Substituindo esse valor e desprezando a, a Eq. (1-32) torna-se

0,1pH =4,74+ log-,

0,1

() ( 'ludante deve se familiarizar com calculos em que se utilize a equa9ao de Henderson-II I selbalch. No Apendice 1 existem problemas que ilustram seu uso.

A curva de titula9ao obtida quando 100 ml de CH3COOH 0,1 N e titulado comNo H 0,1 N, e mostrada na Fig. 1-1. Essa curva pode ser obtida experimental mente11 laborat6rio medindo-se 0 pH do CH3COOH 0,1 N antes e ap6s a adiyao de dife-I nl s aliquotas de NaOH 0,1 N. A curva tambem pode ser calculada pela equa9ao deII nderson-Hasselbalch para todos os pontos exceto 0 primeiro, onde nao foi adi-

Figura I-I. Curvas de titu!a9ao de100 ml de CH3COOH 0,1 N (I), 100ml de HCI 0,1 N (2), e 100 ml deNH4Cl 0,1 N (3) com NaOH 0,1 N

Outra vez, a equac;;ao de Henderson-Hasselbalch nao e utilizavel para 0 calcul topH da soluc;;ao de NH4CI antes da adic;;ao de NaOH. 0 pH dessa soluc;;ao pod (rcalculado usando-se a Eq. (1-19) para se obter a [OH -] primeiramente. A [H I I.ou pH, po de entao ser calculada a partir das Eqs. (1 -5) ou (1 -8). Entretanto a equ 0de Henderson- Hasselbalch pode ser empregada para determinar qualquer ponto d 1

curva quando algum NH4CI tiver sido neutralizado.Ate agora consideramos somente 0 acido monobasico, acido acetico. Os a Id

polibasicos ou poliprot6nicos, comumente encontrados em bioquimica, sac acidcapazes de ionizar-se e liberar mais de um pr6ton por molecula de acido. Em cadaa magnitude da dissociac;;ao dos pr6tons individuais pode ser descrita por um K (01"

ou K". No caso do acido fosf6rico (H3P04) tres pr6tons podem ser obtidos na ionl7; ()om pi ta de um mol d fl id

urn pM 0 .12 prim ir i nizac;:ao do H P "e de 50%; todaviaIra I ni c;: do H3PO" eja de 50% 0 pH devera ser de 12.32. A umfr qUentemente encontrado na cE'dula, 0 segundo pr6ton do H 3PO"

P 7.21) tara cerca de 50% dissociado. Nesse pH, ambos os mono e dianionsIII! ",' ido fosf6rico ou esteres fosfato estarao presentes aproximadamente em iguais11111(,ntrac;:6es. Para 0 acido fosf6rico as duas especies ienicas predominantes seraoII 1'0';- e H PO~ -. No caso do a-glicerol fosfato os do is ions seguintes estarao pre-III1l em concentrac;:6es aproximadamente iguais a pH 7,0:

HHCOH

IHCOH 0I IIHC-O-P-OHH I0-

HHCOHHtOH 0

I IIHC-O-P-O-H 6-

A apacidade de ionizac;:ao e uma propriedade importante de muitos comp f.1()

16gico . Acidos organicos, aminoacidos, protefnas, purinas. pirimidinas e . t f(

f fatas sac exemplos de compostos bioquimicos que se ionizam em graus vari vm sistemas biol6gicos. Uma vez que 0 pH de muitos fluidos biol6gicos e pr6ximo d

grau de dissocia<;:ao de alguns desses compostos pode ser total. Cons qUmente. a primeira ioniza<;:ao do H3PO" sera completa; a segunda ionizac;:ao (pK",era de 50% aproximadamente.

Uma das propriedades qualitativas caracterfsticas de uma molecula e 0 pK" Itqualquer grupo dissociavel que ela possui. Por essa razao, a determina<;:ao exp rim nlllido pK" de grupos dissociaveis e um procedimento importante na descric;:ao de IIi!priedades de uma substancia desconhecida. 0 pK" pode ser determinado no lab rOllllll.medindo-se experimental mente a curva de titula<;:ao com um pH-metro. A medid qlllquantidade~conhecidas de alcali ou de acido sac adicionadas a uma soluc;:ao-probl\ 11111,o pH e determinado, e 0 gratico da curva de titula<;:ao pode ser construido. A p.lI t i

dessa curva 0 ponto de inflexao (pK,,) pode ser determinado por metodos adequndu

Muitos dos acidos organicos comuns encontrados no metabolismo intermediarioII poliprotenicos; por exemplo, 0 acido succinico se dissocia de acordo com 0 se-

llllit esquema:

COOHI

CH,

9H,COOH

COO- + H+tH,

'<=P=K=".=;=4=,2= tH,tOOH

COO-tH,

=PK=",=;=S=,6=" tH,too- + H+

Na celula a pH 7,0 0 acido succinico existira predominantemente como 0 dianionC -CH2 -CH2 - COO -. Alem disso a maio ria dos acidos organicos que atuam

IPlllO metab61icos (por exemplo: acido palmitico, lactico e piruvico) estao presentes1111'10seus anions (palmitato, iactato e piruvato). Isso levou ao usa dos nomes dos1/l1I.\' quando esses compostos sao discutidos em bioquimica. Contudo ao escreverII I' es quimicas serao utilizadas neste livro as formas do acido nao-dissociado.

Na Tab. 1 -2, aparece a relac;:aodos pK" para os diversos acidos organicos comuns'1111sao encontrados no metabolismo intermediario.

Se ainda nao 0 fez ate agora, 0 estudante de bioquimica devera revisar seus co-11111.imentos de estequiometria quimica. Os significados de moleculas grama e equi-v III nte grama (mol e equivalente, respectivamente) e 0 significado de molaridade.II 111olalidade, e de normalidade devem ser perfeitamente compreendidos. A bioquimica

acetico (CH3COOH)acetoacetico (CH3COCH2COOH)citrico (HOOCCH2C(OH)(COOH)CH2COOH)f6rmico (HCOOH)fumarico (HOOCCH = CHCOOH)DL-glicerico (CH20HCHOHCOOH)DL-Iactico (CH3CHOHCOOH)DL-malico (HOOCCH2CHOHCOOH)piruvico (CH3COCOOH).11 Ini (HOOCCH2CH2COOH)

Com um conhecimento completo da ioniza<;:ao dos eletr61itos fracos e pdiscutir solu<;:6es-tampao. Uma solut;ao-tampfw (ou mistura-tampao ou SiSl 1111

-tampao) e aquela que resiste a uma variat;ao do pH quando se adiciona acidalcali. Geralmente, uma solu<;:ao-tampao consiste de uma mistura de acido fraBronsted e sua base conjugada; por exemplo, misturas de acido acetico e aeet ts6dio ou de hidr6xido de amenia e cloreto de amenio sac soluc;:6es-tampao.

Existem muitos exemplos da importancia das solu<;:6es-tampao em biolocapacidade de impedir mudan<;:as bruseas de pH e uma propriedade importantorganismos biol6gieos intatos. Os Iiquidos citoplasmaticos contem proteinasolvidas. substratos organicos e sais inorganieos e resistem as mudan<;:as exe IV I

do pH. 0 plasma sanguineo e uma solu<;:ao-tampao muito efetiva. feita quase idealm 1111para conservar os valores do pH do sangue em 7,2-7,3, com varia<;:ao de 0.2 unidndlde pH; os valores situados fora desses limites sao incompativeis com a vida, P d I

ter uma aprecia<;:ao, mais completa do poder tamponante das celulas vivas. s r 01darmos que muitos dos metab6litos, que constantemente estao sendo produzid I

utilizados pelas celulas. sao acidos fracos de Bronsted. Alem disso, todas as n7lm.11que catalisam as rea<;:6esdas quais participam esses eletr61itos apresentam ua m Ixlill 1ac;:ao catalitica dentro de limites definidos de pH. (Cap. 8).

No laborat6rio, 0 bioquimico deseja examinar reac;:6es in vitro sobqu a variac;:ao de pH e minima. Ele obtem essas condic;:6es pelo u 0 d tamp

i nt ,pr fereneialmente aqu I s in rtes as reac;:6 que inv ti Am,1l0t!<m in Illir id frn, .. t Ii' • m id f f ri . a Ii ,01111. ri~ 111111'4111IIIl hll. ( , f, , ". 11j., <:011'0, 11111111.!liIiOln. III!, (hi Iroxil11l1li1) II)IIItlrlll 1Ill()

.( /11,1110I( Ill( ) 111111111III I 1111d 111110 fill II 111111\)1" I() I III1P 0 I t II,t I. 11111III,,1"1 I 1111111III H IIIIIt I I ilil I'll llllillil" I 1(11I III 1111,III (liOI I 11111'111.N Illil

4,743.583,093.623,033,553.863,402.504.1

Na Sec. 1.13, fez-se refen3ncia as diversas classes de compostos biol6gico I

pazes de sofrer ioniza9ao; Qutros serao discutidos mais tarde. Pode-se perguntar (lll IIdesses compostos funcionarao, no organismo, como tampoes fisiologicamente impQItantes. A resposta dependera de varios fatores, inclusive daqueles relacionad 111

se9ao precedente, ou seja, a concentra980 molar dos componentes do tamp I 1

rela9ao entre a concentra9ao da base conjugada e a do acido fraco. ° primeiro d i

fatores ja excluiria diversos compostos encontrados no metabolismo interm cll. I iI,

cujas concentra90es raramente sac elevadas, tais como os esteres fosf6ricos da gli II HI,os acidos organicos do cicio de Krebs e os aminoacidos livres. Nas plantas, entr t 1110,alguns acidos organicos - malico, citrico e isocitrico - podem acumular- 11

vacuolos e, nesse caso, desempenham um papel primordial no estabeleciment 10pH daquela parte da celula. As leveduras tambem podem acumular conc ntr I

relativamente altas de esteres fosf6ricos durante a glic6lise.Nos animais, existe um sistema-tampao complexo e vital no sangu ir° componentes desse sistema sac: CO" -HC03-; NaH"P04 -Na"HP04.; 0

xi n da e d oxigenada dA h moglobina; e as protelnas plasmati a . D Impnnt ra di ulld, rn. m pK,doH:a O~ ,1,Ar 11111

I.) 1 njllf) 11 klo Ir 10 ) prox mod 1111 nl . 1, n Itil rvnl 11 IIflll ,I! 'plldu 111 1111, 1:11 1/1 I COil Hili 11111 Illi 1111,I pI r II I i I qlll 0 ,I t In I It, , 11.0,II n In filii/ tn flf I II 11111111 IIIIIIP II 1\ III, III (,f II n I IIlltl/1I qlll, 11111II II 1111,

/I urn mi tura de acido acetico (CH300H) e acetato de potassio (CH3COOK) ocorreQuinte rea«;ao:

A ido aceticoAcido carbl>nicoAcido c1tricoAcido 2- (N-morfolino) -etanossulf6nico

(MES)Acido fosf6ricoAcido fumaricoAcido maleicoAcido N - (2 -acetamido) - iminodiacetico

(ADA)Acido N-2-hidroxietilpiperazina-N' -2-

etanossulf6nico (HEPES)Acido N- Tris- (hidroximetil) -metil-2-amino-

etanossulf6nico (TES)Acido pirofosf6ricoCloreto de am6nioDietanolaminaEtanolaminaGlicina IGlicilglicinaHistidinaTrietanolaminaTris- (hidroximetil)aminometano (Tris)VeronaI (dietilbarbiturato de s6dio)Versene (acido etilenodiaminotetracetico)

a rea«;80estabelece que 0 OH - reage com os pr6tons produzidos pela dissocia9aod acido fraco e formam H

20,

Ao acrescentar alcali ha uma dissocia«;ao adicional do CH3COOH para fornecer mais

pr6tons e dessa forma conservar a concentra9ao de H + OU 0 pH sem variar.Quando se adiciona acido a uma solu9ao de tampao de acetato, se efetua a se-

Quinte rea9ao:

s pr6tons adicionados (em forma de HC!, por exemplo), combinam-se instantanea-mente com 0 a~i~n CH3COO.- presente na mistura-tampao (como acetato de potassio)para formar 0 aCldo fraco nao-dlssoclado CH3COOH. Em conseqUencia, a mudan9ade pH resultante· e muito menor do que ocorreria se a base conjugada estivesse ausente.

Na discussao dos aspectos quantitativos da a9ao tamponante, veremos que do isfatores determinam a eficiencia ou capacidade tamponante da solucao. Um deles

bviamente, e a concentra9ao molar dos componentes do tampao. A c'apacidade tam~ponante e diretamente proporcional a concentra9ao dos componentes do sistema.Aqui encontramos a conven9ao utilizada ao referir-se as concentra90es dos tampoes.A concentra9ao de um tampao refere-se a soma das concentra90es do acido fraco

sua base conjugada. Dessa forma, um tampao de acetato 0,1 M, pode conter 0,05 molde acido acetico e 0,05 mol de acetato de s6dio em um litro de H

20. Tambem pode

onter 0,065 mol de acido acetico e 0,035 mol de acetato de s6dio em um litro de H 0.° segundo fator que influi na eficiencia de uma solu9ao-tampao e a rela;iio,ntr~ a concentra9.ao de base conjugada e do acido fraco. Pode se observar que, quan-

tit t1vamente, a solu9ao-tampao mais eficiente sera aquela que tiver a mesma con-,ontrat;iio de acido e de base, uma vez que essa mistura pode proporcionar igual quan-

fldade de componentes acidos e basicos para reagir com base e acido, respectivamente.bservando a curva de titula9ao do acido acetico (Fig. 1-1), analogamente, pode-se

v r que a mudan9a minima no pH resultante da adi9ao de uma unidade de alcali (ouIdo) ocorre no pK" do acido acetico. Nesse pH ja vimos que a rela9ao de CH

3COO-

p ra CH3COOH e 1. Por outro lado, em valores de pH distantes do pK (e portantom rela«;oes de base conjugada para acido bem diferentes da unidade)", a mudan9a

11 pH por unidade de acido ou alcali adicionado e muito maior.Conhecendo-se os do is fatores que influenciam a capacidade tamponante, po-

I mos decidir qual e 0 tampao mais eficiente para 0 valor do pH desejado, por exemplo,pH •• 5,0. Logicamente, deve selecionar·se um acido fraco que tenha pK" de 5,0. Se

nao e possivel, 0 acido fraco que tenha pK" mais pr6ximo de 5,0 sera.0 mais ade-qu do. Alem disso, desejar-se-a a concentra9ao mais alta possivel, que seja com-p lliv I com as caracteristicas do sistema, ja que as altas concentra90es de sais fre-II I nt mente inibe~ a atividade de enzimas e outros sistemas fisiol6gicos. A solubi-I II let do componentes do sistema-tampao, tambem pode ser um fator limitante da

ntra«; QU e pode utilizar,1\ ob. 1· r lu i na 0 pK" d f11 un 1 mp· comument n ntrad

ql/llIl (,I

10,34,7

(I Ill, H" 0 - HC03- e um tampao extremamente importante para 0 sangue.xpll ado pelo fato de 0 acido fraco H2C03 entrar rapidamente em equillbrio0.:1dissolvido no plasma (Eq. 1-33). Esse equillbrio e catalisado pela enzimacarb6nica, encontrada nos gl6bulos vermelhos do sangue.

H2C03 :;:=:C02diss + H20. (1-33)

0.:1dissolvido, por sua vez, esta em equillbrio com 0 CO2 da atmosfera e, depen-J ndo dl;! pressao parcial de CO2 da fase gasosa, escapara para 0 ar (como nos pulm6es,

onct 0 CO2 e expirado) ou penetrara no sangue (como nos tecidos perifericos, ondeo CO2 e produzido pela respira<;ao das celulas). Assim, 0 sistema-tampao H CO _

HCO; funciona, nao pela altera<;ao da razao 20:1 entre base conjugada (HC03

3-):,Id fraco (H2CO;), mas, pelo contrario, mantendo essa razao como 20:1 e aumen-

IllIdo ou diminuindo a quantidade total dos componentes do tampao (H2C03 + HC03-).o outro tampao importante do sangue e constitufdo pelas duas formas da hemo-

"nhlna (hemoglobina oxigenada, HHb02, e hemoglobina desoxigenada, HHb). Sua, Ip I Idade tamponante, que se deve aos grupos imidaz61icos dos residuos de histidina, I tontes em ambas as formas, e muito maior do que a das protefnas plasmaticas,uII, <;ao tamponante se deve a diversos grupos dissociaveis nelas encontrados. A" moglobina de um litro de sangue pode tamponar 27,5 meq de H +, ao passo que

protefnas plasmaticas neutralizarao apenas 4,24 meq de H +. As duas form as damoglobina tambem diferem em seus pKa; HHb02 e 0 acido mais forte e se dissociam um pKa1 de 6,2:

r rtanto, nos pulm6es, onde a pressao parcial de O2 e alta, HHb02 predominara emr lo<;aoa forma desoxigenada, e 0 sangue tendera a se tomar mais acido. Nos tecidosp rifericos, onde a pressao parcial de O2 e relativamente mais baixa, havera predomi-11 ncia de HHb, cujo pKa1 e mais alto (7,7), e 0 pH tendera a aumentar:

HHb:;:=:H++Hb-, pKa=7,7.

I as efeitos saD compensados pela baixa concentra<;ao de CO2 dos pulm6es em"I' §o ados tecidos perifericos, e os do is efeitos, em conjunto, saD os responsaveis1",11 varia<;ao minima do pH do sangue.

Consideremos agora 0 problema prMico da prepara<;ao de um litro de tampao,10 acetato 0,1 M, pH = 5,22. 0 primeiro passo e determinar a rela<;ao de base con-!lIgada (ion de acetato) e do acido fraco (acido acetico) nessa solu<;ao-tampao. Elapode ser calculada por meio da equa<;ao de Henderson-Hasselbalch:

[CH3COO -][CH3COOH][CH3COO -][CH3COOH][CH:,COO -]

I II, 111

[CH3COO -][CH3COOH][CH3COO -][CH3COOH]

= 5,22 - 4,74 = 0,48,

rfl mid pora AdA mid H[, "7 % d mp n nl da lu<; o-tam'pao ora d bo onjug do H,11m Iluo d larnpao d aCGlalO0,1 M contera 0,1 mol d DC tato a Id 0bin Id ,h v ra 0,75 x 0,1 ou 0,075 moles de Ion de acetato pr nt.

quantidade de Ion de acetato se encontra em 6,15 9 de acetoto d 6d non qU ntemente, 0 componente acido sera de 0,25 x 0,1 ou 0,025 mol d fl (10

o ti 0, ou seja, 1,5 9 de acido acetico. Quando se mistura essa quantidad d Id()tico com acetato de s6dio e se complE}ta 0 volume para 1 litro, obteremos urn IIIfsOlu<;ao-tampao com a concentra<;ao e pH desejados.

Sem duvida, na pratica, quando essa solUl;:ao e preparada cuidadosamente III

pH medido com exatidao com um pH -metro, observa-se que 0 pH nao e 5,22. A prlncipal razao dessa discrepancia e que em nossos calculos usamos a concentra<;aO III

lugar das atividades. Como 0 pH -metro mede precisamente a atividade de H"', ,discrepancia nao e surpresa. Se necessario, 0 pH do tampao pode ser ajustado 001

acido ou alcali ate se obter 0 pH desejado. FreqUentemente ajustamos 0 pH d unl

tampao concentrado, de tal forma que, quando ele e dilufdo 10 a 50 vezes em um xprimento, 0 pH da mistura final de rea<;ao e conhecido precisamente.

E uma pratica comum preparar-se uma mistura-tampao partindo-se de um docomponentes do tampao desejado e preparando-se 0 outro componente pela adl 11

de acido ou base. Por exemplo, a amina prima ria tris- (hidroximetil)aminometano, 1111

"Tris", tem sido largamente usada como tampao em bioquimica. Essa amino rt I III

com acido tara formar 0 sal de amina correspondente

(CH20H)3CNH2 + H + :;:=:(CH20H)3CNH;.

o pKa para a dissocia<;ao do acido formado e 8,0. Portanto considere-se a preparn<;de 500 ml de tampao "Tris" 0,5 M, pH 7,4. A rela<;ao de base conjugada par 6 IdQnesse tampao sera encontrada como segue:

basepH = pKa + log ---;-:--d '

aCI 0

[(CH20H)3CNH2]7,4 = 8,0 + log [(CH20H)3CNH;r

[amina livre]-0,6=log [salacido] , (1.

[sal acido]0,6 = log [ . I' ]'amma Ivre

[sal acido]4= . . .

[amma livre]

A partir disso, a composi<;ao desejada desse tampao "Tris" sera 4/5 ou 80% do tamp ()total como sal acido e 20% como amina livre. Como 500 ml de tampao 0,5 M ont( III

0,25 mol de "Tris" (sal e amina livre), 0 tampao contera 0,8 x 0,25 ou 0,2 m I dllsal acido e 0,05 mol de amina livre. Para preparar 0 tampao, podemos pesar 0,2 111111

(30,2 g) da amina s61ida (P.M. = 121) e adicionamos 0,20 mol de HCI (200 ml (II

HCI 1 N) e completa-se 0 volume para 500 ml.Alguns problemas adicionais de solu<;6es tamponantes, podem ser encontr dl

no Ap~ndice 1.