METAIS NO ORGANISMO HUMANO METAIS AMBIENTE E VIDAdulce-campos.com/wordpress/wp-content/uploads/2010/10/METAIS... · as trocas gasosas que ocorrem em função da respiração celular

METAIS AMBIENTE E VIDAMETAIS NO ORGANISMO HUMANO

Metais no Organismo Humano

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3. Metais Ambiente e Vida

Relativamente à necessidade biológica podem classificar-se

Metais Essenciais: sódio, potássio, cálcio, magnésio, ferro, crómio, zinco, cobalto, manganês e níquel.

Metais Tóxicos: arsénico, chumbo, cádmio, mercúrio,

alumínio, titânio, estanho e o tungsténio.

22-11-2010Dulce Campos

Metais Essenciais

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Definir um metal como essencial para a saúde humana significa verificar até que ponto a sua ausência na dieta

produz anomalias funcionais ou estruturais

Regulação Homeostática22-11-2010Dulce Campos

Metais Essenciais

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Participam em mecanismos metabólicos que estão relacionados com trocas iónicas associadas à transmissão de sinais eléctricos nos músculos e nervos.


Metais Essenciais

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Metais Essenciais

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Metais tóxicos

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O termo Metais Tóxicos é uma alternativa ao termo metais pesados, sendo recomendada a sua aplicação aos

elementos não essenciais – Elementos que não são necessários aos organismos vivos

A manifestação dos efeitos tóxicos está associada à dose. Podem afectar vários órgãos, alterando processos

bioquímicos e membranas celulares

São venenos acumulativos para todos os seres vivos aumentando a sua concentração de nível para nível

da cadeia alimentar - BIOMAGNIFICAÇÃO


Metais tóxicos

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9


A hemoglobina e o transporte de gases no sangue

A hemoglobina é formada por 4 subunidades de

globina

Cada subunidade de globina tem unido um grupo hemo

(uma molécula de protoporfirina IX complexada

com um ião Fe2+), responsável da cor vermelha da hemoglobina e do sangue.



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O grupo heme é um complexo octaédrico de ferro, em que este se encontra coordenado por um ião di-negativo de porfirina

tetradentado e tem número de oxidação +2. Os quatro átomos dadores de azoto da porfirina envolvem o ferro no mesmo plano.


O QUE SÃO IÕES COMPLEXOS?


Vamos fazer um parênteses

22-11-2010 11Dulce Campos

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Metais, Complexos e Cor


Uma das características dos metais de transição é formar compostos de cores muito variadas: os Compostos de Coordenação que contém

iões complexos.

Importa perceber: O que são; Qual a sua nomenclatura; Qual a sua geometria.


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Iões Complexos


Existem sais que ao serem dissolvidos em água sofremsolvatação originando o catião metálico e o anião nãometálico

Ligação entre estes iões é explicada pelo modelo da ligação iónica


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Iões Complexos Metais como os de transição que podem comportar-se como

ácidos de Lewis (aceitam pares electrónicos) podem ligar-sea outras espécies partilhando esses pares



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Iões Complexos



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Iões Complexos3. Metais Ambiente e Vida

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Compostos de Coordenação



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Classificação dos Ligandos



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Classificação dos Ligandos3. Metais Ambiente e Vida


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Iões Complexos (Quelatos)3. Metais Ambiente e Vida


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Número de Coordenação e Geometria3. Metais Ambiente e Vida


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Estabilidade dos Complexos3. Metais Ambiente e Vida


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A Cor nos Complexos


Porquê uma solução apresenta cor?


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A Cor nos Complexos



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A Cor nos Complexos


Porquê os complexos apresentam cor?

[Ar] 3d1


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A Cor nos Complexos


Espectro de Absorção do ião [Ti(H2O)6]3+


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A Cor nos Complexos3. Metais Ambiente e Vida

A separação das orbitais d não se dá da mesma maneira em todos os iões complexos: depende da sua geometria


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A Cor nos Complexos


(Estado oxidação metal)


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A Cor nos Complexos


Relação entre a intensidade de radiação absorvida por uma solução corada e a sua concentração

Lei de Lambert Beer


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A Cor nos Complexos


Quanto maior for a fracção de um determinado comprimento de onda que é absorvido, menor será a percentagem de luz

transmitida, sendo essa percentagem medida pela grandeza transmitância (T)


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Esquema funcionamento Espectrofotómetro


O perfil da curva de absorvância é característica de cada complexo A relação entre a intensidade da

absorvância e a concentração a cada c.d.o. É dada pela Lei de

Lambert-Beer

A = ε l c22-11-2010Dulce Campos

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AL.1.5 - A Cor e a composição quantitativa de soluções


Água Consumo Humano – Um dos parâmetros usados para a caracterizar é o teor

total de ferro – soma Fe2+ e Fe3+

A legislação relativa às águas destinadas a consumo humano determina que o teor em ferro total não

exceda os 200 µg /dm3


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Como se pode determinar a concentração de uma solução corada pela intensidade da sua cor?

A relação entre a intensidade da cor de uma solução e a respectiva concentração é dada por

A = ε l C


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Constrói-se um gráfico da absorvância em função da concentração a partir de um conjunto de soluções-padrão de diferentes concentrações na espécie em estudo. 0 gráfico resultante é uma recta que passa na origem dos eixos (à qual se chama recta ou curva de calibração).


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A Lei de Beer-Lambert só pode ser aplicada cara soluções diluídas, em geral para concentrações inferiores a 0,01 mol dm-3. Estes desvios estão associados a interacções entre as espécies absorventes ou a limitações técnicas do equipamento usado.

1.5

0.01


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Como se pode determinar teores reduzidos de ferro numa água?


Por espectrofotometria usando radiação de c.d.o. 320 nm à qual corresponde o máximo de absorção para soluções aquosas com Fe 2+.

Método mais rigoroso e sensível ( teores da ordem 0.05 a 0.2 mg /dm3) envolve a combinação de Fe2+ com fenantrolina para formar um complexo alaranjado.


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1,10 – fenantrolina mono-hidratada



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A concentração do complexo é determinada por espetrofotometria.

A intensidade da cor é independente da acidez do meio no intervalo de pH de 2 a 9.

O pH é mantido entre 2.5 e 4.5 para garantir que todo o ferro é reduzido a Fe 2+.

Constrói-se uma recta de calibração com soluções de concentração conhecida.

Utilizam-se várias diluições da amostra em estudo para seleccionar uma coloração comparável à das soluções da recta calibração.


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Selecciona-se o melhor c.d.o. Para traçar a curva de calibração

No caso do Fe e fenantrolina temos o figura ao lado


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Soluções preparadas em balões volumétricos de 50 ml

(Redutor)

Fe(NH4)2(SO4)2.6H2O22-11-2010Dulce Campos

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1. Regula-se o espectrofetómetro para c.d.o. Seleccionado.

2. Mede-se as Absorvâncias para as soluções de B a F. Ajusta-se em cada medição a absorvância zero usando a solução A como branco.

3. Das soluções X, Y e Z selecciona-se aquela cuja tonalidade está incluída nas soluções que compõem a recta.

4. Regista-se a absorvância dessa solução.


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SoluçãoConc. mg/l Absorvância

A 0 0

B 0,02 0,008

C 0,04 0,01

D 0,1 0,023

E 0,2 0,034

F 0,3 0,066

G 0,4 0,079

Amostra x 0,072

Recta Calibraçãoy = 0,2022xR2 = 0,9818

0

0,01

0,02

0,03

0,04

0,05

0,06

0,07

0,08

0,09

0 0,06 0,12 0,18 0,24 0,3 0,36 0,42

Concentração (mg/l)

Abs

orvâ

ncia

Absorvância

Linear (Absorvância)

x= 0,072 / 0,2022x= 0,3560831

x = 0,356083086 mg/l


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Metais no Organismo Humano3. Metais Ambiente e Vida


Para além da porfirina, o ferro é também coordenado por um átomo de azoto da cadeia proteica de outro segmento da hemoglobina, sendo estas ligações nos quatro grupos heme que mantêm os quatro segmentos proteicos unidos.

A geometria global do complexo em torno do átomo de ferro é octaédrica, sendo o vértice oposto ao ocupado por este átomo dador de azoto o local onde se vai coordenar o oxigénio e onde se dão as trocas gasosas que ocorrem em função da respiração celular.


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Como existem quatro grupos heme, cada hemoglobina pode transportar quatro moléculas de oxigénio. A ligação ao oxigénio é

cooperativa, o que significa que a ligação num grupo hemo aumenta a tendência para a ligação no segundo, a do segundo aumenta a tendência da ligação no terceiro e a do terceiro aumenta a tendência da ligação no

quarto.

A estabilidade do complexo oxigenado aumenta com a basicidade do meio – Efeito de Bohr

Reacção de trocas gasosas nas células


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A estabilidade do complexo oxigenado aumenta com a basicidade do meio – Efeito de Bohr

A libertação de oxigénio nos tecidos é facilitada pelo pequeno abaixamento do pH resultante da presença do CO2 formado na respiração

celular. Este efeito vai aumentar a tendência para a evolução no sentido directo da reacção


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A hemoglobina destaca-se pela sua capacidade para formar um complexo muito estável com o monóxido de carbono por troca com o oxigénio.

Kc= 200

Significa na prática que se o monóxido de carbonoestiver presente numa quantidade significativa, vai

complexar mais fortemente a hemoglobina e ainda que, após ligar-se a ela, a capacidade desta para transportar o

oxigénio se encontra praticamente perdida.


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O caso do CO2 indispensável: efeito tampão

H2CO3 (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + HCO3- (aq)

Ka ≈ 10-7


Presenter

Presentation Notes

Muitas reacções bioquimicas para ocorrerem necessitam que os fluidos tanto ni interior como exterior das células tenham um valor de pH praticamente constante uma vez que são especialmente sensíveis ao seu valor

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SOLUÇÃO TAMPÃO


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SOLUÇÃO TAMPÃO


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SOLUÇÃO TAMPÃO

Como se comportam os ácidos, as bases e os sais quando se dissolvem em água?

Vamos fazer um parênteses


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RELEMBRAR


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RELEMBRAR


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RELEMBRAR


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Grau de ionização vs Força de Ácidos e Bases

Soluções aquosas 0.1 mol/dm3 (25ºC)


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1. Se tivermos soluções diluídas de dois ácidos fracos de concentrações diferentes, mesmo sabendo qual é o mais fraco, não se poderá afirmar directamente qual é a solução que terá maior grau de ionização.

2. O grau de ionização não é constante, é necessária uma grandeza, independente da concentração do ácido, que permita caracterizar a solução em equilíbrio a determinada temperatura: as constantes de ionização (de hidrólise no caso de compostos iónicos) Ka e Kb.


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HA (aq) ↔ H+ (aq) + A- (aq)


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Exercício3. Metais Ambiente e Vida


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Exercício3. Metais Ambiente e Vida


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Propriedades ácidas ou básicas das soluções de Sais

Os sais são compostos iónicos, que se podem obter, por exemplo, como produto da reacção entre um ácido e um hidróxido; as respectivas soluções aquosas nem sempre são neutras (em termos de pH).

A dissociação iónica de um sal origina catiões e aniões.


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Os catiões de metais alcalinos e alcalino-terrosos (grupos 1 e 2 da TP) não têm tendência para reagir com a água e, por isso, não afectam o pH das respectivas soluções aquosas.

Os aniões, bases conjugadas de ácidos muito fortes, como, por exemplo, os iões CI-, Br-, NO3

-, são praticamente neutros. Isto significa que soluções de cloreto de sódio, de nitrato de cálcio ou de brometo de potássio são neutras, ou seja, têm pH = 7, a 25 °C.


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A - Sal de um ácido fraco e de base forte – NaNO2

A Solução aquosa fica alcalina


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B - Sal de base fraca e ácido forte – NH4Cl


A Solução aquosa fica ácida


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C - Sal de ácido e base fracos – NH4NO2


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D - Sal de metal transição e anião neutro

•São na maior parte dos casos ácidos fracos.

•A acidez deve-se ao facto do os catiões se encontrarem hidratados. (ligandos são moléculas de água).

•Cu2+ (aq) [Cu(H2O)4]2+ (aq)

•Fe3+ (aq) [Fe(H2O)6]3+ (aq)


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Catião (base Lewis) atrai e partilha electrões com uma ou mais moléculas de água.

Enfraquecimento da ligação O-H

Libertação de H+ e formação de H3O+


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A concentração de H3O+ aumenta solução fica ácida


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Solução Tampão


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CH3COOH (l) + H2O (l) ↔ CH3COO- (aq) + H3O+ (aq) (1M)

CH3COONa (s) → CH3COO- (aq) + Na+ (aq) (1M)


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CH3COOH (l) + H2O (l) ↔ CH3COO- (aq) + H3O+ (aq) (1M)

2H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + OH- (aq)


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Soluções-tampão em que existe um par conjugado ácido fraco-base conjugada, uma diluição não altera o pH da solução, pois afecta de igual modo a concentração do ácido e da base conjugada;

No caso de ácido forte ou de base forte, uma diluição altera de forma significativa o pH.


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NH4Cl (s) → NH4+ (aq) + Cl- (aq) (1M)

NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + HO- (aq) (1M)

2H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + OH- (aq)



(2)


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Um ácido forte como o ácido clorídrico actua como solução-tampão em situações de pH baixo.

O que acontece de adicionar 1ml HNO3 1mol/dm3?

pH = 0.96


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O que acontece de adicionar 1ml NaOH 1mol/dm3?

pH = 1.05


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EXERCÍCIO3. Metais Ambiente e Vida


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EXERCÍCIO3. Metais Ambiente e Vida

1.1 pH = 13 1.3 pH = 12.0

1.2 pH = 13.03 1.4 pH = 12.9

2. No gráfico podem referenciar-se duas zonas em que o titulado evidencia propriedades tampão, ou seja, uma ligeira variação do pH do titulado por adição da base forte:

- do inicio até à adição de cerca de 30 ml de solução ácida;

- após o ponto de equivalência, entre 50 ml e 80 ml de titulante adicionado


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Como se poderá escolher a “melhor” solução tampão?

De que depende a capacidade de um tampão?

A "melhor" solução será aquela que apresenta variações depH pouco significativas por adição de maiores quantidadesde ácido ou de base fortes.Esta propriedade é designada por capacidade-tampão.

Esta capacidade é tanto maior quanto maiores e mais próximas forem as concentrações do ácido e da base conjugada.


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• Quando se adiciona uma grande quantidade de ácido forte, a qual consome toda a base, de tal modo que não há possibilidade de neutralizar mais ácido.

• Quando se adiciona uma grande quantidade de base forte, a qual consome todo o ácido, de tal modo que não há possibilidade de neutralizar mais base.


Quando é que esta capacidade é destuída?

Como explicar que o pH do sangue semantém entre valores muito próximos?


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82


Titulações Ácido - Base

Titulação ácido forte – base forte

15 ml HCl 0.10M e NaOH 0.10 M

No Ponto Equivalência n(H3O+) = n(OH-)

pH = 7


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Titulação ácido forte – base forte15 ml HCl 0.10M e NaOH 0.10 M

Inicio da titulação


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Ponto de equivalêncian (H3O+ )= n(OH- ) n (HCl) = n (NaOH)

Antes do PE


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Depois do PE



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1

Zona viragem fenolftaleina

Zona viragem vermelho metilo

Zona viragem vermelho metilo

Zona viragem azul bromotimol


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Titulação ácido fraco – base forte

No Ponto Equivalência n(H3O+) = n (OH-)

Na+

CH3COO- + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)

pH Ponto Equivalência Básico22-11-2010Dulce Campos

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Titulações Ácido - BaseTitulação ácido fraco – base forte

Zona viragem fenolftaleina

Três zonas importantes na curva:

1. Antes do início da titulação - O pH antes da adição de ácido é definido a partir do Ka do ácido fraco e da sua concentração.

2. O pH do ponto de equivalência - A solução é apenas constituída pelo sal do par conjugado do ácido, pois este foi todo neutralizado pela base forte. O pH é definido pelo equilíbrio ácido-base da solução de ião acetato, nas condições de concentração do ponto de equivalência.

3. O pH na região tampão - Em qualquer ponto entre o início e o ponto de equivalência a solução tem ácido acético e ião acetato em proporções que não são as de uma solução da substância pura.


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Titulações Ácido - BaseTitulação base fraca – ácido forte

No Ponto Equivalência n(H3O+) = n (OH-)

Cl-

NH4+ + H2O (l) NH3 (aq) + H3O+ (aq)

pH Ponto Equivalência Ácido22-11-2010Dulce Campos

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Três zonas importantes na curva:

1. Antes do início da titulação - O pH antes da adição de ácido é definido a partir do Kb da base e da sua concentração.

2. O pH do ponto de equivalência - O único contributo para o pH da solução é do sal do par conjugado da base, tendo a base fraca sido totalmente neutralizada pelo ácido forte. O pH é definido pelo equilíbrio ácido-base da solução do par conjugado da base fraca (neste caso, o NH4

+), nas condições de concentração do ponto de equivalência.

3. O pH na região tampão – nesta região as concentrações da base e do seu ácido conjugado são iguais ou muito próximas.


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