pH e tampões

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

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 10-16 = ________ [H20] [H+] [OH-] A [H20] é sempre = 55,5 mol/ L 1,8 x 10-16 = ________ 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 10-16 x 55,5 = [H+] [OH-] Kw = 1,0 x 10-14 = [H+] [OH-] Kw = 10-14 = [H+] [OH-] O produto entre as concentrações de H+ e OH- é sempre igual a 10-14

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

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+] = 0,0000001 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

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

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)

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)

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

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+

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

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

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

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

Equação de Handerson-Hasselbach

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

Os sistemas biológicos são sempre tamponados

Zona de tamponamento e capacidade tamponadora

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