ÁGUA, pH E TAMPÕES

UNIFESO - Engenharia Ambiental

Prof. Edson Rodrigo Fernandes dos Santos

ÁGUA

• É uma substância essencial para o organismo.

• Todas as reações bioquímicas ocorrem em meio aquoso.

• É uma substância neutra.

• É capaz de dissolver grande parte das substâncias presentes em uma célula.

ÁGUA

• A água está presente em 75% do corpo humano.

Envelope de Van de Waals

Van der Waals raio do O = 1.4 Å

O—H covalente Distância da Ligação = 0.958 Å

Van der Waals raio do H = 1.2 Å

O H H

Par de elétrons

180°

δ¯

δ ⁺

Diferença entre ligações e interações

CH3 OH

O

NaCH3 O

OLigação iônica

Ponto de Fusão: 16 - 17 °C Ponto de Ebulição: 118 - 119°C

Ponto de Fusão: 324 °C Ponto de Ebulição: 881,4 °C

Ligação Hidrogênio

H O

H

H O

H

H

O H

H O

H

R

X

R

X = Heteroátomo O, S, N

δ+

δ+

δ+

δ+

δ+

δ+

δ+

δ+

δ -

δ -

δ -

δ -

δ+ δ+

δ -

δ+ Carga Parcial Positiva

δ - Carga Parcial Negativa

δ¯ δ ⁺

Ligações de hidrogênio entre moléculas de água organizadas na forma de gelo

Teoricamente previstos e confirmados espectroscopicamente estruturas do trímeroágua, tetrâmero,

e pentâmero

Álcool e água Cetona e água

Ligações peptídicas

Moléculas precursoras

de DNA

Ácido Carbox. e água Amina e água

Condições para ocorrer Ligação Hidrogênio

Conter Heteroátomo com par de elétrons livres Hidrogênio ligado a heteroátomo

HCH3

O

OH

CH3

O

O

H

OH

HO

H

HCH3

O

O

O

H

H

N:CH3

CH3

CH3

H

O

H

H

O

H

CH3S

HO

H

H

H

OH

HO

H

HCH3 S

S

O

H

H

ΔG<0 - Processo espontâneo ΔG>0 – Processo não espontâneo ΔG=0 - Equilíbrio

A água interage bem com solutos polares

Desorganização das moléculas do sal ocasionando em um aumento de entropia!

Polaridade

CH3 CH3

CH3

O

CH3

CH3O CH3

N

HCH3

O

H HN

HCH3

S

Apolar

Polar Prótico

Polar Aprótico

Moléculas hidrofóbicas – Polares Moléculas hidrofílicas - Apolares Moléculas anfipáticas – Polar e apolar

MISCELAS Hidrofílico “cabeça de Grupo”

Hidrofóbico Grupo alquila

moléculas de água altamente ordenada forma "gaiolas" em torno das cadeias alquídicas hidrofóbicas

“Flickering Clusters” Aglomerados de moléclas de água

Cada molécula de lipídio são forçadas

em torno das moléculas de água para

se tornar altamente ordenada

Dispersão de lipídios em água

As cadeias alquídicas se reorganizam entre si e as moléculas de água,aumentando a entropia

Aglomerados de moléculas lipídicas

Todos os grupos hidrofóbicos são separados da água; conchas ordenada de moléculas de água é minimizada, e entropia é ainda maior

Micelas

Micela Bicamada

Muitas ligações fracas juntas formam

estruturas de grande estabilidade!!!

pH

HCl H+

Cl-H2O

+

H+

H3O+H2O

Os íons são essenciais para as reações bioquímicas

• Um pH igual a 7,0 implica em um número igual de íons H+ e OH- em solução.

• Um pH menor que 7,0 indica uma solução com excesso de íons H+ (ácido).

• Um pH maior que 7,0 indica uma solução com excesso de íons OH- ( básico).

Acidez Crescente

Basicidade Crescente

Cálculo de pH e pOH

Pela definição de Kw (produto iônico da água) tem-se a relação entre as duas

atividades:

Kw = [H+] · [OH-]

Ao aplicar logaritmos, obtém-se a relação entre pH e pOH:

pKw = pH + pOH = 14

H3O+

OH-

+OH22

Cálculo de pH e pOH

Solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L-1

H+

Cl-

+HCl Dissocia-se totalmente

pH = -log [H+] [H+] = 0,1 mol L−1

Então: pH = -log [0,1] = 1.

Cálculo de pH e pOH

Solução aquosa de Ácido Fórmico (HCOOH) 0,1 mol L-1

H+

H O-

O

+H OH

O Não dissocia-se totalmente

constante de dissociação do ácido (Ka):

Ka = [H+] x [HCOO-]

[HCOOH]

Cálculo de pH e pOH

Solução aquosa de Ácido Fórmico (HCOOH) 0,1 mol L-1

Considerando: Ka = 1,6 × 10−4 [A-] é igual a x [HA] = 0,1 considerando que praticamente não houve dissociação Se desprezarmos a ionização da água: [H+] = [A-]

Ka = [H+] x [HCOO-]

[HCOOH] 1,6 × 10−4 = [H+] x [H+]

0,1

Cálculo de pH e pOH

Solução aquosa de Ácido Fórmico (HCOOH) 0,1 mol L-1

[H+] = x = 4 × 10−3 Através da definição de pH, obtém-se: pH = -log [4 × 10−3] = 2,4

1,6 × 10−4 = [H+] x [H+]

0,1

MAS COMO??

• Para regular o pH intracelular a célula utiliza a química para ajudá-la.

• As células utilizam o que chamamos de SISTEMA-TAMPÃO.

• Os sistemas-tampões são constituídos de um ácido fraco e sua base conjugada.

TEORIA DE ARRHENIUS

• Ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam liberando íons hidrogênio.

• Bases são compostos que em solução aquosa se ionizam liberando íons hidroxila.

HCl H+ + Cl

-H2O

NaOH Na+ + OH

-H2O

TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY

• Ácidos são substâncias capazes de doar prótons.

• Bases são substâncias capazes de receber prótons.

TEORIA DE LEWIS

• Ácidos são substâncias capazes de aceitar um par de elétrons.

• Bases são substâncias capazes de doarem um par de elétrons.

SISTEMAS TAMPÃO

• Para a definição de sistema-tampão devemos levar em consideração a teoria de ácido-base de Brönsted.

• Nela, a equação abaixo define a dissociação de um ácido genérico (HA).

HA A- + H+

SISTEMAS TAMPÃO

• Os ácidos fortes são capazes de se dissociar completamente em meio aquoso.

• Os ácidos fracos se ionizam muito pouco em soluções aquosas e são encontrados na forma de equilíbrios.

HA A- + H+

HA A- + H+

SISTEMAS TAMPÃO

• Os ácidos fracos quando em solução estão em um equilíbrio entre as concentrações de HA, A- e de H+. Este equilíbrio é regido por uma constante de equilíbrio denominada de K.

• A constante K é conhecida como constante de dissociação ou de ionização, e no caso dos ácidos é chamada de Ka.

][

][][

HA

HAK

HA A- + H+

CH3 OH

O

+ NH4

+OH

-

CH3 O-

O

NH4

+

Ácido FracoBase Fraca

Base Conjulgada

Como funciona a zona de tamponamento

CH3 OH

O

+ NH4

+OH

-

CH3 O-

O

NH4

+

Ácido FracoBase Fraca

Base Conjulgada

CH3 O-

O

NH4

+

Base Conjulgada

+ H+

CH3 OH

O

Ácido Fraco

+ NH4

+

Adição de ácido

A formação do ácido fraco mantém o equilíbrio

• Há um pequeno aumento na [H+] mesmo que uma grande parte seja captada pela base conjugada A-.

• Também ocorre um pequeno aumento na [HA] e uma diminuição na [A-].

• Estas pequenas modificações permitem que Ka não se altere.

H3O+

CH3 OH

O

CH3 O-

O

+H2O

CH3 O-

O

NH4

+

Base Conjulgada

+ H+

CH3 OH

O

Ácido Fraco

+ NH4

+OH

-H2O

• Analogamente ocorre o mesmo equilíbrio quando é adicionado OH- no meio.

• Este equilíbrio permite que a alteração nas concentrações tanto de H+ como de OH- em solução sejam pequenas quando comparadas à quantidade de ácido ou base que é adicionado ao meio.

Adição de Base

NH4

+OH

-

CH3 OH

O

CH3 O-

O

+NH4

+

H2O

CH3 OH

O

Base Conjulgada

+ CH3 O-

O

Ácido Fraco

+NH4

+OH2

NH4

+OH

-

• Mesmo o sistema tampão mantendo o pH sem muitas alterações, grandes adições de álcalis ou de ácidos podem alterar drasticamente o pH da solução.

• Os sistemas tampão funcionam muito bem em uma determinada faixa.

• Essa faixa se encontra no pH onde há 50% de ácido conjugado e 50% da base conjugada.

• Esse ponto é denominado de pK.

TAMPÕES - DEFINIÇÃO

São substâncias que em solução aquosa dão a estas soluções a propriedade de resistir às

variações do seu pH quando às mesmas são adicionadas quantidades relativamente pequenas de ácido (H+) ou base (OH-).

TAMPÃO

TAMPÕES BIOLÓGICOS • O ácido carbônico dissocia-se em

bicarbonato e H+.

• Este se encontra em

equilíbrio com o CO2

dissolvido em água.

• As hemácias contém

a enzima anidrase

carbônica que acelera

a transformação do

CO2 em H2CO3.

Histidina pKa 6,0

Tampão ideal é pKa ± 1,0