Água, pH e Tampões

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BIOQUÍMICA 
HUMANA 
Talita Giacomet de Carvalho
 Água, pH e tampões
Objetivos de aprendizagem
Ao final deste texto, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
  Identificar as propriedades da água.
  Descrever a relação do pH com a acidez e a alcalinidade.
  Explicar qual é a função e como agem os tampões.
Introdução
A água é o principal constituinte dos organismos vivos e tem diversas 
funções importantes para a manutenção da vida. Ela está envolvida 
em praticamente todas as reações químicas da célula e tem ainda a 
capacidade de influenciar as interações entre as moléculas hidrofóbicas. 
A dissociação da água serve como base para entendermos os conceitos 
relacionados ao pH e à sua manutenção por soluções tampão.
Neste capítulo, você vai estudar as propriedades da água, o cálculo 
do pH de uma solução e sua relação com acidez e alcalinidade. Além 
disso, você vai aprender como funcionam as soluções tampão e qual a 
sua importância.
 Propriedades da água
A água é a substância mais abundante nos organismos vivos, compondo apro-
ximadamente 70% da massa da maioria deles. Todos os aspectos de estrutura 
e função das células estão adaptados às propriedades físicas e químicas da 
água. À temperatura e pressão ambiente, ela é um líquido que não apresenta 
sabor, cheiro e cor. Em temperaturas abaixo de 0 ºC ela solidifi ca, e acima de 
100 ºC ela passa para o estado gasoso.
A molécula de água é formada por dois átomos de hidrogênio e um de 
oxigênio. As propriedades especiais que a água apresenta existem devido à 
maneira como estes átomos se ligam uns aos outros para formar uma molécula, 
e à maneira como estas moléculas interagem. Os átomos de hidrogênio e de 
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oxigênio estão ligados formando uma estrutura parecida com a de um tetraedro 
(ângulo de 104,5° entre os dois hidrogênios). O átomo de oxigênio forma uma 
ligação covalente com cada um dos átomos de hidrogênio, compartilhando 
com cada um deles um par de elétrons. Há ainda nessa estrutura um par de 
elétrons que não é compartilhado e que fica próximo ao oxigênio (Figura 
1A). O resultado dessa distribuição desigual de elétrons é que o átomo de 
oxigênio possui uma carga negativa parcial, e cada átomo de hidrogênio, uma 
carga positiva parcial. A água é, portanto, uma molécula polar. As atrações 
eletrostáticas entre as cargas negativas do átomo de oxigênio de uma molécula 
com as cargas positivas dos átomos de hidrogênio de outra molécula de água 
formam interações entre as moléculas, denominadas ligações de hidrogênio 
(Figura 1B). Esse tipo de interação acontece quando um hidrogênio com 
carga parcial positiva é atraído por um átomo eletronegativo (p. ex., F, O, N).
A natureza polar das moléculas de água e a forma como interagem com 
outras moléculas de água por ligações de hidrogênio são responsáveis pelas 
características incomuns da água. Apesar de as ligações de hidrogênio forma-
rem interações relativamente fracas quando comparadas às ligações covalentes, 
elas ocorrem em grande quantidade na água. Essas ligações de hidrogênio 
formadas entre as moléculas de água são constantemente rompidas, com novas 
interações sendo formadas entre outras moléculas. Entretanto, em uma amostra 
de água na forma líquida, a maioria das moléculas estará sempre interagindo 
com outras por estas ligações. Isso é o que dá à água a propriedade de coesão, 
quando as ligações de hidrogênio mantêm as moléculas muito próximas umas 
das outras. Devido à sua polaridade, a água também tem como propriedade 
a adesão, que é a capacidade de formar ligações de hidrogênio com outras 
moléculas polares e não interagir com moléculas apolares. Por exemplo, sobre 
uma superfície encerada, a água não se distribui igualmente e forma gotículas 
separadas, pois a cera é apolar.
As temperaturas de fusão e ebulição relativamente altas da água também 
são consequências dessas interações entre moléculas. Elas são resultantes 
da grande quantidade de energia térmica necessária para romper as ligações 
de hidrogênio. Além disso, a água possui um alto calor específico, que é a 
quantidade de calor necessária por unidade de massa para elevar sua tempe-
ratura em 1º C. A energia necessária para aumentar a temperatura da água em 
1 ºC é de 4,2 joules por grama (ou 1,0 cal/g. °C). A água também apresenta 
calor de vaporização elevado, o que significa que ela suporta grande quan-
tidade de calor sem que sua temperatura se eleve muito rapidamente. Essas 
características são importantes para os ecossistemas que vivem na água. Se a 
água congelasse ou entrasse em ebulição muito rápido, as mudanças no meio 
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ambiente seriam drásticas e, em oceanos ou lagos, todos os organismos que 
ali habitam morreriam. É também por causa do calor de vaporização elevado 
que o suor é capaz de resfriar nossos corpos.
A alta tensão superficial também é uma propriedade da água que é con-
sequência da sua polaridade e das ligações de hidrogênio. As moléculas de 
água na superfície de um líquido interagem com outras, e essas interações são 
tão fortes que conseguem suportar até objetos leves sem se desfazer. Alguns 
insetos conseguem caminhar sobre a água devido a essa tensão superficial. É 
isso que também faz pequenas quantidades de água permanecerem em gotas 
sobre uma superfície, em vez de se espalharem em finas camadas. Essas 
mesmas características dão à água outra de suas propriedades, a capilaridade. 
Ela permite que a água se mova dentro de raízes e galhos de plantas, e dentro 
de capilares muito finos. Isso acontece porque quando uma molécula de água 
se move para dentro das raízes, galhos ou capilares, ela “puxa” as outras que 
estão ligadas em sequência.
Outra característica muito importante da água é a dissolução, a capacidade 
de dissolver outros compostos polares ou iônicos para formar soluções aquosas. 
As ligações de hidrogênio não se formam somente entre moléculas de água, 
mas também com outras moléculas. Os íons negativos de uma substância 
em solução aquosa atraem as extremidades positivas das moléculas de água 
vizinhas, assim como os íons positivos atraem as extremidades negativas. 
Essas interações fazem com que os íons fiquem circundados por moléculas 
de água ligadas a eles, formando uma solução muito estável. Assim, as forças 
existentes entre os cátions e ânions do soluto (e que os mantêm associados em 
redes cristalinas) são substituídas pelas ligações de hidrogênio com a água, 
ocasionando a dissolução. 
O comportamento da água ao trocar de estado físico também é inco-
mum. Em geral as substâncias, incluindo a água, tornam-se menos densas 
quando são aquecidas e mais densas quando são resfriadas. Então, se a água 
é resfriada, torna-se mais densa e forma gelo. Entretanto, a água é uma das 
poucas substâncias cujo estado sólido pode flutuar no seu estado líquido. Isso 
acontece porque ela se torna cada vez mais densa até chegar a 4 °C; depois de 
atingir 4 °C, torna-se menos densa. Ao congelar, suas moléculas começam a 
se mover mais devagar, facilitando a formação de ligações de hidrogênio e, 
eventualmente, se organizam em uma estrutura hexagonal cristalina aberta. 
Devido a esta estrutura aberta, à medida que as moléculas de água estão sendo 
separadas, seu volume aumenta cerca de 9%. Portanto, a água é mais densa 
em estado líquido do que em estado sólido. Em estado gasoso as ligações de 
hidrogênio são rompidas e a densidade diminui (Figura 1).
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Figura 1. Representações da molécula de água. A água é representada em modelo de esfera 
e bastão: os átomos são representados por esferas ligadas por bastões, que representam as 
ligações covalentes entre os átomos. As linhas tracejadas representam os orbitais não ligantes. 
A: existe um arranjo quase tetraédrico dos pares de elétrons mais externos da camada ao 
redor do átomo deoxigênio; os dois átomos de hidrogênio têm cargas parciais positivas 
localizadas, e o átomo de oxigênio tem carga parcial negativa. B: duas moléculas de H2O 
unidas por ligação de hidrogênio (indicada por três linhas) entre o átomo de oxigênio de 
uma molécula e um átomo de hidrogênio da outra. 
Fonte: Nelson e Cox (2014). 
As propriedades da água permitem que organismos sobrevivam em condições climá-
ticas muito diferentes. O gelo congela à medida que se expande, o que faz com que 
ele flutue na água líquida. Durante o inverno, quando os lagos começam a congelar, 
a superfície da água congela primeiro e expande. Isso explica por que as pessoas 
podem patinar sobre um lago congelado ou cair dentro dele. Se a água tivesse o 
comportamento de outras substâncias, o lago congelaria de baixo para cima, matando 
todos os ecossistemas que vivem no lago. No entanto, como isso não acontece, os 
peixes podem sobreviver sob a superfície do gelo durante o inverno. A superfície do 
gelo também protege os lagos da temperatura mais fria de fora e isola a água debaixo 
dele, permitindo que o lago sob o gelo congelado permaneça líquido e mantenha 
uma temperatura adequada para os ecossistemas que vivem nele.
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 A relação do pH com a acidez e a alcalinidade
Para entender como se determina o pH de uma substância e qual a sua relação 
com acidez ou alcalinidade, precisamos primeiro entender alguns cálculos que 
são utilizados para determinar características de reações químicas. Passado 
algum tempo do início de uma reação química, ela normalmente chega a um 
equilíbrio, em que reagentes e produtos são formados na mesma velocidade e 
se encontram na mesma proporção. A posição de equilíbrio de qualquer reação 
química é determinada pela sua constante de equilíbrio (Keq). Para a reação 
genérica A + B ⇋ C + D, a Keq é defi nida pelas concentrações dos reagentes 
(A e B) e produtos (C e D) presentes no equilíbrio, conforme a equação:
A Keq define a composição de uma mistura em equilíbrio, independente 
das quantidades iniciais de reagentes e produtos. Ela é fixa e específica para 
cada reação química a uma determinada temperatura. 
A reação de ionização da água (H2O) é representada por H2O ⇋ H+ + OH−. 
As moléculas de água se ionizam reversivelmente produzindo um íon hidro-
gênio (próton H+) e um íon hidroxila (OH−). Portanto, a Keq para a ionização 
reversível da água é:
Em água pura a 25 ºC e 1 atm, a concentração da água é 55,5M, e é cons-
tante em relação à concentração de íons H+ e OH-, que é extremamente baixa 
(aproximadamente 1x10-7M). Assim, essa concentração pode ser substituída 
na equação:
Rearranjada, a equação passa a ser:
(55,5M) (Keq) = [H
+][OH-] = Kw
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Kw designa o produto iônico da água a 25 °C. O valor de Keq é conhecido 
e determinado por medidas de condutividade elétrica da água pura, e é 1,8x10-
-16M. Assim, ele pode ser substituído na equação:
Kw = [H
+][OH-] = (55,5M) (1,8x10-16M) = 1x10-14M2
Dessa forma, o produto [H+][OH-] em soluções aquosas a 25 ºC é sempre igual 
a 1x10-14M2. A temperatura precisa ser especificada porque é capaz de alterar a 
quantidade de íons no meio. Se ela for aumentada, por exemplo, a energia das 
partículas também aumentará, o que resultará em uma maior quantidade de íons 
sendo formados. Quando as concentrações de H+ e OH- são iguais, como na água 
pura, o pH da solução é considerado neutro. Portanto, em pH neutro, as concentra-
ções de H+ e OH- são iguais entre si e são iguais a 1x10-7M, conforme a equação:
O produto iônico da água Kw é a base utilizada para determinarmos a escala 
de pH (Figura 2). Por meio dela podemos identificar a concentração de H+ e, 
consequentemente, de OH-, em qualquer solução aquosa que tenha no mínimo 
1,0M de H+ ou OH-. Devido à dificuldade de trabalharmos com números muito 
pequenos, tanto para expressarmos concentrações molares como constantes 
de equilíbrio, os cálculos são feitos em escala logarítmica, em que p(x) = − log 
x. Portanto, o pH de uma solução é definido pela expressão:
pH = − log H+ 
Para uma solução aquosa neutra a 25 ºC, a concentração de H+ é de 1x10-
-7M, e o pH pode ser definido por:
pH = − log (1x10-7) = log (1x107) = log 1 + log 107 = 0 + 7 = 7
Portanto, soluções neutras, que possuem as mesmas concentrações de H+ 
e OH-, têm pH = 7. As soluções com pH maior que 7 têm maior concentração 
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de OH- em relação a H+, e são classificadas como alcalinas ou básicas. Já as 
soluções que têm concentração de H+ maior que a de OH- são soluções ácidas, 
e têm pH menor que 7 (Figura 2). 
É importante ressaltar que a escala de pH é logarítmica, e não aritmética. 
Portanto, quando duas soluções diferem em uma unidade na escala de pH, 
significa que uma delas tem concentração de H+ 10 vezes maior que a outra. 
Por exemplo, o suco de limão, que tem pH aproximadamente igual a 2, tem 
concentração de H+ mil vezes maior que o café preto, que tem pH de aproxi-
madamente 5.
Determinar o pH de soluções é um dos procedimentos mais importantes 
em bioquímica. A maioria das reações biológicas depende de um pH ótimo 
para acontecer e é extremamente afetada quando este está alterado. Altera-
ções de pH alteram a estrutura e função de macromoléculas. Por exemplo, a 
atividade catalítica de enzimas é fortemente dependente de pH. Os fluidos 
biológicos, como sangue e urina, também têm pH ideal, e sua medida é uma 
prática rotineira em laboratórios de análises clínicas. O pH ideal do sangue 
é 7,4, e sua medida é importante para diagnosticar patologias. Quando está 
menor que esse valor, caracteriza uma acidose, condição que é comum em 
pessoas com diabetes. Quando está aumentado, indica uma condição clínica 
conhecida por alcalose.
Figura 2. Relação entre as concentrações de H3O e OH
- na escala de pH. 
Fonte: Robin Atzeni/Shutterstock.com.
Ácido
Neutro
Alcalino
Escala de pH
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O ácido clorídrico é uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio (HCl), não inflamável e 
tóxica, obtida como subproduto da cloração do benzeno ou de outros hidrocarbonetos. 
Esse ácido é muito utilizado na indústria e é um dos reagentes de vários produtos de 
limpeza de pisos. Encontre o pH de uma solução 0,03 M de ácido clorídrico. Solução:
O ácido clorídrico é um ácido forte que se dissocia de acordo com uma razão molar 
1 : 1 em hidrogênio e cloreto. Assim, a concentração de íons de hidrogênio é exatamente 
a mesma que a concentração da solução ácida.
 O que fazem os tampões e como eles atuam
A maioria dos processos biológicos é muito sensível a variações no pH. As 
células e organismos precisam manter um pH constante e específi co, de apro-
ximadamente 7,0, para manter íntegras as biomoléculas que as compõem. Os 
responsáveis por essa regulação do pH nos organismos vivos são os tampões 
biológicos. Tampões também são utilizados em laboratório para manter o pH 
de soluções que serão utilizadas para análises ou experimentos com material 
biológico e para estudar reações químicas.
Tampões são soluções aquosas que consistem geralmente em uma mistura 
de um ácido fraco (doador de prótons H+) e sua base conjugada (aceptor de 
prótons), ou de uma base fraca e seu ácido conjugado. Eles são capazes de 
resistir a alterações em seu pH quando quantidades pequenas de ácidos ou bases 
fortes são adicionadas a eles. São os responsáveis por manter o pH constante 
em uma grande variedade de reações químicas. Isso acontece devido à manu-
tenção de um equilíbrio entre seus dois componentes principais (ácido e base). 
Os ácidos têm tendência a doar prótons em solução aquosa e formar sua 
base conjugada, conforme a reação HA ⇋ H+ + A−. Para esta reação, a constante 
de equilíbrio (Keq) é:
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Em reações de ionização, as constantes de equilíbrio são também chamadas 
de constantes de dissociação (Ka). Ácidos mais fortes têm maior tendência a 
doar prótons ([H+] e [A−] aumentam, [HA] diminui) e, portanto, têm Ka maiores 
que ácidos fracos. Devido à dificuldade de se trabalhar com números muito 
pequenos, os valores dos cálculos de Ka são feitos em escala logarítmica, em 
que p(x) = − log x. Neste caso, pKa é análogo ao pH e é definido pela equação 
pKa = − log Ka. Portanto, quanto mais forte for um ácido, maior a tendência 
de doar um próton, e menor o seu pKa.
Os ácidos que funcionam como tampão são ácidos fracos, que têm menor 
tendência a doar prótons. O tamponamento é o resultado de uma reação 
química reversível que tem quantidades quase iguais de um doador e de seu 
aceptor de prótons conjugado. Quando H+ ou OH- é adicionado a uma solução 
tampão, o equilíbrio da reação é desviado para o lado oposto. Ocorre uma 
variação pequena das concentrações relativas do ácido fraco e de seu ânion 
e, assim, uma variação também pequena no pH da solução. Dessa forma, o 
que varia é apenas a relação entre os componentes da solução, e não a soma 
da sua concentração.
Esse efeito pode ser exemplificado pelo tampão acetato. Ele é composto 
de ácido acético (H3CCOOH) e acetato de sódio (H3CCOONa). O acetato 
de sódio é um sal e, portanto, se dissocia totalmente em água, gerando íons 
sódio e íons acetato, que é a base conjugada do ácido acético. A reação de 
dissociação do sal em solução aquosa é a seguinte:
H3CCOONa + H2O → Na+ + H3CCOO
− 
A reação de ionização do ácido em solução aquosa é a seguinte:
H3CCOOH + H2O ⇋ H3CCOO− + H3O+ 
Quando adicionamos a essa solução uma pequena quantidade de um ácido 
forte, a concentração de H+ aumenta. Como o ânion acetato tem grande afi-
nidade por H+, a reação é desviada no sentido de formação do ácido acético, 
e o pH do meio praticamente não sofre alteração. Entretanto, se o ácido forte 
continuar sendo adicionado, chegará o momento em que todo o acetato será 
consumido e o efeito tampão cessará. Quando uma base forte é adicionada 
a essa solução, a concentração de íons OH- aumenta. Esses íons são então 
neutralizados pelos íons H3O
+ liberados na ionização do ácido acético. Com a 
diminuição dos íons H3O
+, há o deslocamento da reação no sentido de ionização 
do ácido acético, o que causará uma variação de pH muito pequena. Nesse 
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caso também há um limite para adição de base sem alteração significativa do 
pH. Se mais base for adicionada, a reação será cada vez mais deslocada no 
sentido de sua ionização, até que todo o ácido seja consumido.
Cada par ácido-base tem uma zona específica e característica de pH na 
qual ele consegue atuar como tampão. A Figura 3 representa as curvas de 
distribuição do ácido acético e do íon acetato. No ponto de encontro das duas 
curvas, a solução tem concentrações iguais de ácido acético e íon acetato. Seu 
pH médio é 4,75, e a curva de titulação dessa reação se estende de maneira 
relativamente pouco inclinada por uma unidade em ambos os lados de seu pH 
médio. Essa zona é a região de tamponamento da solução ácido acético-acetato. 
Se forem adicionadas nessa região pequenas quantidades de H+ ou OH-, o pH 
da solução será pouco alterado. Em outras palavras, no ponto de encontro das 
duas curvas, local em que a concentração do doador de prótons se iguala à do 
aceptor, a capacidade tamponante do sistema é máxima e o pH é igual ao 
pKa. Se a mesma quantidade de H
+ ou OH- fosse adicionada à água pura ou a 
uma solução não tamponante, a variação de pH seria muito mais significativa.
Figura 3. Curvas de distribuição do ácido acético e do íon acetato. A fração 
das substâncias presentes na solução é dada pela razão das concentrações de 
CH3COOH ou CH3COO
- em relação à concentração total desses dois compos-
tos. A faixa de tamponamento efetivo está indicada pela região sombreada.
Fonte: Voet e Voet (2013). 
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O plasma sanguíneo é um meio onde ocorrem inúmeras reações metabólicas essenciais à 
vida, e, portanto, deve ter seu pH muito bem regulado. O sistema tampão bicarbonato-ácido 
carbônico é o principal responsável por essa regulação. Ele é formado por ácido carbônico 
(H2CO3) e pelo sal desse ácido, o bicarbonato de sódio (NaHCO3).
Quando íons H+ são liberados no sangue como resultado das inúmeras reações químicas 
que ocorrem nesse meio, o bicarbonato do tampão prontamente reage a ele. Essa reação 
resulta em um sal, formado com o sódio do bicarbonato, e em ácido carbônico. O ácido 
carbônico produzido pela reação do bicarbonato se dissocia em CO2 e H2O. O CO2 é então 
eliminado na respiração, e a relação da equação é recomposta. Quando íons OH- são 
liberados no sangue, o ácido carbônico reage a eles produzindo bicarbonato e água. Assim, 
a concentração de ácido carbônico diminui. Há aumento da liberação de bicarbonato em 
vez do íon hidrogênio pelos rins, reduzindo a quantidade de bicarbonato no plasma e 
preservando assim a relação da equação.
39Água, pH e tampões
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NELSON, D. L.; COX, M. M. Princípios de bioquímica de Lehninger. 6. ed. Porto Alegre: 
Artmed, 2014.
VOET, D.; VOET, J. G. Bioquímica. 4. ed. Porto Alegre: Artmed, 2013. 
Leituras recomendadas
ALBERTS, B. et al. Biologia molecular da célula. 5. ed. Porto Alegre; Artmed, 2011.
RODWELL, V. W. et al. Bioquímica ilustrada de Harper. 30. ed. Porto Alegre: AMGH, 2017.