pH e tampões

Auto-ionização da água

H20

K = ________ [H20]

[H+] [OH-] = 1,8 x 10-16

H+ + OH-

Conceito de Kw

1,8 x 10-16 = ________ [H20]

[H+] [OH-]

1,8 x 10-16 = ________ 55,5

[H+] [OH-]

1,8 x 10-16 x 55,5 = [H+] [OH-]

Kw = 1,0 x 10-14 = [H+] [OH-]

Kw = 10-14 = [H+] [OH-]

Massa molarda água (g/mol)

H – 1O – 16

H2O – 18

[H20] = ? mol/L(mols por litro)

18 g – 1 mol1000 g (1 L) – x mol

X = 1000 / 18 X = 55,5 mol / L

[H20] = 55,5 mol/L

A [H20] é sempre = 55,5 mol/ L

Reorganizando a equação, temos:

Calculando o produto no primeiro membro da equação:

O produto entre as concentrações de H+ e OH- é sempre igual a 10-14

Densidade da água(g/mL)

1 g/mL

1000 g/L

Conceito de Kwconstante de dissociação da água

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

c

Escala de pH

Ex.:[H+] = 0,0000001 M = 1,0 x 10-7

log [H+] = -7pH = -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+”

Para evitar a utilização de números muito pequenos e de notação exponencial estabeleceu-se o uso do termo

pQue significa “menos logaritmo de... ”

Definição de pH

pH é o “logaritmo negativo” da concentração de H+ c

pH = -log[H+]

Relações entre [H+], [OH-], pH e pOH[H+] mol/L pH [OH-] mol/L pOH

1 (1 x 100) 0 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 1 x 10-7 7

1 x 10-8 8 1 x 10-6 6

1 x 10-9 9 1 x 10-5 5

1 x 10-10 10 1 x 10-4 4

1 x 10-11 11 1 x 10-3 3

1 x 10-12 12 1 x 10-2 2

1 x 10-13 13 1 x 10-1 1

1 x 10-14 14 1 (1 x 100) 0

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 basedefinição de Bronsted e Lowry

Ácidos são substâncias que podem doar prótons

Bases são substâncias que podem aceitar prótonsÁcido clorídrico

HCl + H2O H+(aq) + Cl-

(aq)

NaOH + H2O Na+(aq) + OH-

(aq)

OH-(aq) + H+

(aq) H2O

Hidróxido de sódio (base)

Ácido forte e ácido fraco

Na dissociação de um ácido fraco o ácido e sua base conjugada coexistem em equilíbrio dinâmico

Ácido:Ácido acético

Base conjugada:Íon (ânion) acetato

Ácido fraco se dissocia parcialmente quando dissolvido em água.

Ex.: Ácido acéticoHAc Ac- (aq) + H+(aq)

Ácido forte se dissocia totalmentequando dissolvido em água. Ex.: Ácido clorídrico

HCl H+(aq) + Cl-(aq)

Exemplos de ácidos e bases

Ácido sulfúrico

H2SO4H2SO4- + H+

Ácido clorídrico

HCl H+ + Cl-

Hidróxido de sódio

Na OH Na+ + OH-

Ácidos carboxílicos

R-COOH R-COO- + H-

Aminas

R-NH + H+R-NH3+

Conceito de Ka e pKa

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] [H2O]__________________K =

pKa = -logKa

Para o ácido acético:

Ka = 1,74 x 10-5

pKa = -log (Ka)

pKa = -log (1,74 x 10-5)

[CH3—COO-][H+]

[CH3—COOH]_______________Ka =

Constante de dissociação

Constante de dissociação com a concentração de água “embutida”

-log da constante de dissociação

Constantes de dissociação de alguns ácidos fracos importantes em bioquímica

Ácido Ka pKa

Equilíbrio químicona dissociação de um ácido fraco

HA H+ + A-

HA HA

HA

HAHA

HAHA

HAHA

HA

HA

H+ A-

H+ A-

H+ A-

H+ A-H+ A-

H+ A-

H+ A-

H+ A-

H+ A-H+ A-

H+ A-

HA HA

HA

HAHA

HAHA

HAHA

HA

HA

HAHA

HAHAHA

HA

HAHA

HA

H+ A- H+ A-

H+ A-

H+ A-

H+ A-H+ A-

H+ A-

H+ A-

H+ A-

H+ A-H+ A-

H+ A-

H+ A-H+ A-

H+ A-

H+ A-

H+ A-H+ A-

H+ A-

H+ A-

H+ A-

H+ A-

HA

HA

Pouco dissociado

[HA]>>[A-]

[A-] /[HA]<<1

Semi dissociado

[HA]=[A-]

[A-] /[HA]=1

Muito dissociado

[HA]>>[A-]

[A-] /[HA]>>1

Gra

u de

di

ssoc

iaçã

o

Tomando-se o logaritmo negativo de ambos os membros temos:

Aplicando as definições de pH e pK:

Ou, escrita numa forma genérica:

Equação de Handerson-HasselbachUTILIDADEPermite calcular o pH de uma solução à partir das concentrações do ácido e da base conjugadaPermite 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

c

Equação de Handerson-Hasselbach

c

TampõesSolução 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

Os sistemas biológicos são sempre tamponados

Zona de tamponamentoe capacidade tamponadora

Curva de titulação (ácido triprótico)

Espécies predominantes

H3PO4

H2PO4-

HPO42-

PO43-

pKs e zonas de tamponameto

Relação entre os equivalentes adicionados , os pKs e os patamares de tamponamento