pH e TampõespH e Tampões

Profa. Graça Porto

O íon hidrogênio (H+) é o íon mais importante nos sistemas biológicos

A [H+] nas células e líquidos biológicos influencia a velocidade das reações químicas, a forma e função das enzimas assim como de outras proteínas celulares e a

integridade das células

Íon hidrogênioÍon hidrogênio

A [H+] nas células e líquidos biológicos deve estar em torno de 0,4nM (0,4x10-7)

80mM de íons hidrogênio são ingeridos ou produzidos pelo metabolismo por dia.

ÁcidosÁcidosConceito de Arrhenius:

Ácido é toda substância que em solução aquosa libera como cátion o íon hidrogênio (H+). Ex.: HCl + H2O H3O+ + Cl- Conceito de Brönsted e Lowry:

Ácido é um doador de prótons, um substância que pode transferir um próton para outra.

BasesBasesConceito de Arrhenius:

Base é toda substância que em solução aquosa se dissocia liberando ânion oxidrila (OH-). Ex.: NaOH + H2O Na+ + OH- Conceito de Brönsted e Lowry:

Base é um receptor de prótons.

Um ácido pode transferir um próton para uma base. Ex.: NH3 + H2O NH4

+ + OH-

Ácidos e BasesÁcidos e Bases

CH3-COOH + H2O CH3-COO - + H3O+

(ácido) (base)

O íon acetato é a base conjugada do ácido acético

O ácido acético é o ácido conjugado do íon acetato

O íon hidrônio é o ácido conjugado da água

A água é a base conjugada do íon hidrônio

Ácidos aumentam a [H+] de uma solução aquosa e bases a diminuem

Dissociação da água e Dissociação da água e seus produtos iônicosseus produtos iônicos

H2O + H2O OH - + H3O+

A água funciona tanto como ácido quanto como base

Lei da ação das massas: K =[ H3O+] [OH -]

=[ H3O+] [OH -]

[H2O] [H2O] [H2O]2

K.[H2O]2 = Kw = [ H3O+] [OH -] = 10-14

Na água pura a [H+] é igual a [OH-] que é igual a 10-7

Potencial hidrogeniônico Potencial hidrogeniônico (pH)(pH)

A [H+] de uma solução é quantificada em unidades de pH

O pH é definido como o logarítmo negativo da [H+]

pH = -log [H+]

A escala de pH varia de 1 até 14, uma vez que qualquer [H+] está compreendida na faixa de 100 a 10-14.

Escala de pHEscala de pHpH

H3O+ (mols/L)

OH-

(mols/L)

0 100 = 1 10-14=0,000 000 000 000 01

3 10-3 = 0,001 10-11=0,000 000 000 01

7 10-7 = 0,000 000 1 10-7=0,000 000 1

10 10-10 = 0,000 000 000 1 10-4=0,000 1

14 10-14 =0, 000 000 000 000 01 10-0=1

Homeostasia é a constância do meio interno

pH x homeostasiapH x homeostasia

equilíbrio entre a entrada ou produção de íons hidrogênio e a livre remoção desses íons do organismo. o organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e, conseqüentemente o pH sangüineo, dentro da normalidade, ou seja manter a homeostasia .

pH do Sangue Arterial

7,47,0 7,8Faixa de sobrevida

Acidose AlcalosepH normal

Aumento da [H+]

7,4

Acidose

Alcalose

Queda do pH

Acúmulo de ácidos

Acúmulo de basesPerda de ácidos

Perda de bases

Diminuição da [H+]

Escala de pH

Aumento do pH

Alterações no pHAlterações no pH

Fontes de HFontes de H++ decorrentes dos decorrentes dos processos metabólicosprocessos metabólicos

Powers,S.K. e Howley, E.T., Fisiologia do Exercício, (2000), pg207 Fig11.3

Metabolismoaeróbico da glicose

Metabolismoanaeróbico da glicose

Ácido Carbônico Ácido Lático

Ácido Sulfúrico

Ácido Fosfórico

Corpos Cetônicos Ácidos

H+

Oxidação de Amino ácidosSulfurados

Oxidação incompleta de ácidos graxos

Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas

pH dos Líquidos CorporaispH dos Líquidos Corporais

Concentração de H+ em mEq/l pH Líquido Extracelular Sangue arterial 4.0 x 10-5 7.40 Sangue venoso 4.5 x 10-5 7.35 Líquido Intersticial 4.5 x 10-5 7.35

Líquido Intracelular 1 x 10-3 a 4 x 10-5 6.0 a 7.4

Urina 3 x 10-2 a 1 x 10-5 4.5 a 8.0

HCl gástrico 160 0.80

Medidas de pHMedidas de pH

Eletrométrico

Colorimétrico

pHmetro

Lavar o eletrodo e secar com papel absorventePadronização feita com soluções de pH abaixo e acima do que vai ser medido

Potenciômetro mede [H+]diferença de potencial elétrico

entre duas soluções

indicadores

Indicador-H H+ + Indicador(Cor A) (Cor B)

Indicadores de pHIndicadores de pHIndicadores de pH são substâncias (corantes)

utilizadas para determinar o valor do pH

Exemplos

Metil-violeta

pH

0 2 4 6 8 10 12

A Violeta

Tornassol Amarelo Azul

incolor Vermelho Violeta

Fenolftaleína

ASPECTOS ADICIONAIS DOS EQUILÍBRIOS AQUOSOS

Água: excepcional habilidade em dissolver grande variedade de substâncias.

Soluções aquosas encontradas na natureza: fluidos biológicos e a água do mar.

Contêm muitos solutos.

Muitos equilíbrios acontecem simultaneamente nessas soluções.

O EFEITO DO ÍON COMUM

Concentrações no equilíbrio de íons em solução contendo um ácido fraco ou uma base fraca.

Soluções que contêm não apenas um ácido fraco, como o ácido acético

(CH3COOH), mas também um sal solúvel desse ácido, como o CH3COONa.

O que acontece quando CH3COONa é adicionado à solução de CH3COOH?

CH3COONa é um eletrólito forte.

Dissocia-se completamente em solução aquosa para formar íons Na+ e CH3COO-.

Em comparação, CH3COOH é um eletrólito fraco.

CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+

(aq)

CH3COONa(aq) CH3COO-(aq) + Na+

(aq)

A adição de CH3COO- a partir de CH3COONa faz com que o equilíbrio desloque-se para a esquerda, diminuindo, portanto, a concentração no equilíbrio de H+

(aq).

CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+

(aq)

CH3COONa

Adição de CH3COO- desloca o equilíbrio, reduzindo [H+].

CH3COO- é uma base fraca.

O pH da solução aumenta.

[H+] diminui.

EFEITO DO ÍON COMUM

A extensão da ionização de um eletrólito fraco é diminuída pela adição à solução de

um eletrólito forte no qual há um íon comum com o eletrólito fraco.

A ionização de uma base fraca também diminui com a adição de um íon comum. Por exemplo, a adição de NH4

+ (como a partir do eletrólito forte NH4Cl) faz com que o equilíbrio de dissociação de NH3 desloque para a esquerda, diminuindo a concentração de OH- no equilíbrio e abaixando o pH.

NH3 (aq) + H2O(l) NH4+

(aq) + OH-(aq)

NH4Cl

Adição de NH4+ desloca o

equilíbrio, reduzindo [OH-].

Os Sistemas TampõesOs Sistemas Tampões

Tampão » qualquer substância que pode, reversivelmente, se ligar aos íons hidrogênio.

» Soluções formadas por um ácido fraco e sua base conjugada ou por um hidróxido fraco e seu ácido conjugado

Tampão + H+ H+Tampão

TampãoH+ + OH- H2O + Tampão

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO

Um tampão resiste ás variações no pH porque ele contém tanto espécies ácidas para neutralizar

os íons OH- quanto espécies básicas para neutralizar os íons H+.

As espécies ácidas e básicas que constituem o tampão não devem consumir umas às outras pela

reação de neutralização.

Exigência preenchida por um par ÁCIDO-BASE CONJUGADO

CH3COOH / CH3COO- NH4+ / NH3ou

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO

Preparação

Mistura de um ácido fraco ou uma base fraca com um sal do ácido ou da base.

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO

Considerando-se um ácido fraco:

HX (aq) H+ (aq) + X- (aq)

Ka =[H+] [X-]

[HX]Ka

[HX]

[X-][H+] =

[H+], e em decorrência o pH, é determinado por dois fatores: O valor de Ka para o componente ácido fraco do tampão e a razão das concentrações do par ácido-base

conjugado [HX] / [X-].

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO

Íons OH- são adicionados à solução-tampão:

HX (aq) H2O (l) + X- (aq)OH- (aq) +

[HX]

[X-]

Quantidades de HX e X- no tampão são grandes comparadas com a quantidade de OH- adicionada,

por isso a razão [HX] / [X-] não varia muito, tornando a variação no pH pequena.

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO

Íons H+ são adicionados à solução-tampão:

[X-]

[HX]

Quantidades de HX e X- no tampão são grandes comparadas com a quantidade de H+ adicionada,

por isso a razão [HX] / [X-] não varia muito, tornando a variação no pH pequena.

X- (aq) HX (aq)H+ (aq) +

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO

Os tampões resistem mais eficazmente à variação de pH em qualquer sentido quando as

concentrações de ácido fraco e base conjugada são aproximadamente as mesmas.

A partir da equação:

Quando as concentrações de ácido fraco e base conjugada são iguais, [H+] = Ka.

Geralmente tentamos selecionar um tampão cuja forma ácida tem pKa próximo do pH desejado.

Ka[HX]

[X-][H+] =

Mecanismos de Ação dos Mecanismos de Ação dos TampõesTampões

1. Adição de ácido

CH3-COOH + CH3-COONa + HCl

2CH3-COOH + NaCl

CH3-COOH + CH3-COONa

2. Adição de base

+ NaOH

2CH3-COONa + H2O

Exemplos de TampõesExemplos de Tampões

CH3-COOH + CH3-COONaAcetato

Bicarbonato H2CO3 + NaHCO3

Fosfato H2PO-4 + NaHPO4

Amônia NH4OH + NH4Cl

CAPACIDADE DE TAMPÃO E pH

Características de um tampão:

CAPACIDADE

pH

CAPACIDADE DE TAMPÃO

É a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar a um grau apreciável.

Depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito.

pH

Depende de Ka para o ácido e das respectivas concentrações relativas de

ácido e base que o tampão contém.

Quanto maior as quantidades do par ácido-base conjugado, a razão de suas concentrações, e,

conseqüentemente, o pH se tornam mais resistentes às mudanças.

EQUAÇÃO DE HENDERSEN-HASSELBALCH

Ka[HX]

[X-][H+] =

- log Ka[HX]

[X-]- log [H+] = - log Ka - log=

[HX]

[X-]

pH = pKa - log [HX]

[X-]

[X-]

[HX]= pKa + log

Onde, - log [H+] = pH e – log Ka = pKa, temos:

[HX]

[X-]= pKa + logpH

Equação de Henderson-Equação de Henderson-HasselbalchHasselbalch

HA H+ + A- Ka =[H+] [A-]

[HÁ]

H+ = Ka .A-

HAH + = Ka .

A-

HA

H+

1=

1

Ka. A-

HAH+

1=

1

Ka

A-

HAlog log + log

pH = pKa A-

HA+ log Aceptor de H+

Doador de H+

(sal)

(ácido)

Poder TamponantePoder Tamponante

pH do tampão Concentrações do sal e do ácido

Relação Sal/Ácido = 0,1 pH = pKa + log 0,1

pH = pKa -1

Relação Sal/Ácido = 10/1 pH = pKa + log 10

pH = pKa +1

Poder tamponante de um sistema tampão pode ser definido pela quantidade de ácido forte que é necessário adicionar para fazer variar o pH de uma unidade

Sistemas Primários Sistemas Primários Reguladores do pHReguladores do pH

Os Sistemas Tampões do Os Sistemas Tampões do OrganismoOrganismo

Os principais sistemas tampões presentes no organismo, que permitem a manutenção da homeostasia, são:

sistema bicarbonato

sistema fosfato

proteínas

sistema da amônia

SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO

Sistema tampão usado para controlar o pH no sangue.

SISTEMA TAMPÃO ÁCIDO CARBÔNICO-BICARBONATO

H2CO3 / HCO3- : são um par ácido base conjugado.

SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO

H+(aq) + HCO3

-(aq) H2CO3(aq) H2O(l) + CO2(g)

Equilíbrios importantes no sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato:

CO2: um gás que fornece um mecanismo para o corpo se ajustar aos equilíbrios.

A remoção de CO2 por exalação desloca o equilíbrio para a direita, consumindo íons H+.

SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO

Para que o tampão tenha pH de 7,4, a razão [base] / [ácido] deve ser igual a um valor de 20.

No plasma sangüíneo normal as concentrações de HCO3- e H2CO3 são aproximadamente de

0,024 mol / L e 0,0012 mol /L, respectivamente.

O tampão tem alta capacidade para neutralizar ácido adicional, mas apenas uma baixa

capacidade para neutralizar base adicional.

SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO

Os principais órgãos que regulam o pH do sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato são pulmões e rins. Alguns dos receptores no cérebro são sensíveis às concentrações de H+ e CO2 nos fluídos corpóreos. Quando a concentração de CO2 aumenta, os equilíbrios deslocam-se para a esquerda, o que leva à formação de mais H+. Os receptores disparam um reflexo para respirar mais rápido e mais profundamente, aumentando a velocidade de eliminação de CO2 dos pulmões e deslocando o equilíbrio de volta para a direita. Os rins absorvem ou liberam H+ e HCO3

-; muito do excesso de ácido deixa o corpo na urina, que normalmente tem pH de 5,0 a 7,0.