PH e tampões.

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1 pH e tampões

2 Auto-ionização da água
H20 D H+ + OH- K = ________ [H20] [H+] [OH-] = 1,8 x 10-16

3 Conceito de Kw [H+] [OH-] 1,8 x 10-16 = ________ [H20] [H+] [OH-]
Massa molar da água (g/mol) H – 1 O – 16 H2O – 18 Densidade da água (g/mL) 1 g/mL 1000 g/L 1,8 x = ________ [H20] [H+] [OH-] A [H20] é sempre = 55,5 mol/ L 1,8 x = ________ 55,5 [H+] [OH-] Reorganizando a equação, temos: [H20] = ? mol/L (mols por litro) 18 g – 1 mol 1000 g (1 L) – x mol X = 1000 / 18 X = 55,5 mol / L [H20] = 55,5 mol/L Calculando o produto no primeiro membro da equação: 1,8 x x 55,5 = [H+] [OH-] Kw = 1,0 x = [H+] [OH-] Kw = = [H+] [OH-] O produto entre as concentrações de H+ e OH- é sempre igual a 10-14

4 Conceito de Kw constante de dissociação da água
O produto entre as concentrações de H+ e OH- é sempre igual a 10-14 Kw = = [H+] [OH-]

5 C Escala de pH p Ex.: [H+] = 0,0000001 M = 1,0 x 10-7 log [H+] = -7
Para evitar a utilização de números muito pequenos e de notação exponencial estabeleceu-se o uso do termo p Que significa “menos logaritmo de... ” Ex.: [H+] = 0, M = 1,0 x 10-7 log [H+] = -7 pH = -log[H+] = 7 pH, então, significa “logaritmo negativo” da concentração de H+ OBS - É mais correto dizer “o simétrico do logaritmo da concentração de H+” C

6 C Definição de pH pH = -log[H+]
pH é o “logaritmo negativo” da concentração de H+ pH = -log[H+]

7 Relações entre [H+], [OH-], pH e pOH
[H+] mol/L pH [OH-] mol/L pOH 1 (1 x 100) 1 x 10-14 14 1 x 10-1 1 1 x 10-13 13 1 x 10-2 2 1 x 10-12 12 1 x 10-3 3 1 x 10-11 11 1 x 10-4 4 1 x 10-10 10 1 x 10-5 5 1 x 10-9 9 1 x 10-6 6 1 x 10-8 8 1 x 10-7 7 OBSERVAÇÕES [H+] x [OH-] é sempre igual a 10-14 pH + pOH é sempre igual a 14 Em pH 7 a [H+] é igual a [OH-] por isso esse valor é considerado neutro Em pH < 7 a [H+] é maior que a [OH-] por isso esses valores é considerados ácidos Em pH > 7 a [OH-] é maior que a [H+] por isso esses valores é considerados ácidos ácido neutro básico (ou alcalino)

8 Ácido e base definição de Bronsted e Lowry
Ácidos são substâncias que podem doar prótons Bases são substâncias que podem aceitar prótons C Ácido clorídrico HCl + H2O g H+(aq) + Cl-(aq) NaOH + H2O g Na+(aq) + OH-(aq) OH-(aq) + H+(aq) g H2O Hidróxido de sódio (base)

9 Ácido forte e ácido fraco
Ácido forte se dissocia totalmente quando dissolvido em água. Ex.: Ácido clorídrico HCl g H+(aq) + Cl-(aq) Ácido fraco se dissocia parcialmente quando dissolvido em água. Ex.: Ácido acético HAc D Ac- (aq) H+(aq) Ácido: Ácido acético Base conjugada: Íon (ânion) acetato C Na dissociação de um ácido fraco o ácido e sua base conjugada coexistem em equilíbrio dinâmico

10 Exemplos de ácidos e bases
Ácido sulfúrico H2SO4gH2SO4- + H+ Ácido clorídrico HCl gH+ + Cl- Hidróxido de sódio Na OH gNa+ + OH- Ácidos carboxílicos R-COOH D R-COO- + H- Aminas R-NH + H+DR-NH3+

11 Conceito de Ka e pKa pKa = -logKa [CH3—COO-] [H+] [CH3—COOH] [H2O]
Constante de dissociação com a concentração de água “embutida” Constante de dissociação [CH3—COO-] [H+] [CH3—COOH] [H2O] __________________ K = Como a [H2O] é praticamente constante e igual a 55,5 mol/L. Podemos “embutir” na constante K transformando-a em Ka [CH3—COO-] [H+] [CH3—COOH] _______________ Ka = Para o ácido acético: Ka = 1,74 x 10-5 pKa = -log (Ka) pKa = -log (1,74 x 10-5) pKa = -logKa -log da constante de dissociação

12 Constantes de dissociação de alguns ácidos fracos importantes em bioquímica
Ácido Ka pKa

13 Equilíbrio químico na dissociação de um ácido fraco
Grau de dissociação HA D H+ + A- Pouco dissociado [HA]>>[A-] [A-] /[HA]<<1 HA H A- Semi dissociado [HA]=[A-] [A-] /[HA]=1 H A- HA H A- Muito dissociado [HA]>>[A-] [A-] /[HA]>>1 HA

14 Equação de Handerson-Hasselbach
UTILIDADE Permite calcular o pH de uma solução à partir das concentrações do ácido e da base conjugada Permite calcular as quantidades relativas do ácido e da base conjugada à partir do pH Para a dissociação do ácido fraco: Temos a seguinte equação Que pode ser rearranjada desta forma Tomando-se o logaritmo negativo de ambos os membros temos: Aplicando as definições de pH e pK: Ou, escrita numa forma genérica: c

15 Equação de Handerson-Hasselbach

16 Tampões C Solução que evita mudanças bruscas de pH mesmo quando um ácido ou uma base forte são adicionados É composto por um sistema ácido fraco / base conjugada C

17 Os sistemas biológicos são sempre tamponados

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23 Zona de tamponamento e capacidade tamponadora

24 Curva de titulação (ácido triprótico)
Espécies predominantes pKs e zonas de tamponameto PO43- HPO42- Relação entre os equivalentes adicionados , os pKs e os patamares de tamponamento H2PO4- H3PO4