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Bioquímica Sistema tampão CONCEITOS GERAIS: Tipos de reações ácido base: tampão tem total relação com os valores de PH, concentração de íons H+ no meio, quem altera os valores de PH são os ácidos e bases, vejamos as seguir as possíveis reações ácido/base: Ácidos/bases fortes: ao se adicionar um ácido forte (HCl) ele executara uma dissociação completa, fazendo assim o PH cair, pois aumenta a concentração de íons H+ no meio. Já se adicionarmos uma base forte (NaOh) na reação ela também executara uma dissociação completa, fazendo assim com que o PH suba, pois diminuíra a concentração de íons H+ no meio. HCl H + + Cl – Reação somente em um sentido Reação de dissociação total (Sem retorno) NaOh Na + + Oh – Reação somente em um sentido Reação de dissociação total (Sem retorno) Ácidos/bases fracas: suponhamos um ácido qualquer (HÁ) e sua base conjugada (dissociação do ácido), fazendo-se sua dissociação percebe-se que será capaz de se associar novamente, de mesma forma 1é furtiva para bases fracas. HÁ H + + A – Reação em ambos sentidos Reação de dissociação parcial (Podendo se retornar ao estado original) HB H + + B – Reação em ambos sentidos Reação de dissociação parcial (Podendo se retornar ao estado original) o Observação: tendem a entrar em equilíbrio. Equação do equilíbrio: pegando uma reação de dissociação parcial pode-se retirar a equação de equilíbrio (Keq), vejamos sua expressão: 𝑲𝒆𝒒 = [𝑯 +]. [𝑨−] [𝑯𝑨] = 𝑲𝒂 Constante de dissociação o Observação: este valor jamais ira variar, seus sub valores iram se reajustar (deslocamento da reação) para manter-se o equilíbrio. Suposições de ocorrências: um ácido ou uma base fraca possui um comportamento especifico quando adicionado ácido ou base ao meio. para se manter o Ka, aumenta-se o consumo de ácido, aumentando a concentração de ácido no meio. [𝑯 +]. [𝑨−] [𝑯𝑨] = 𝑲𝒂 para se manter o Ka, dissocia-se o ácido do meio, aumentando assim a concentração de íons H+ e sua base conjugada (A-). [𝐇 +]. [𝐀−] [𝐇𝐀] = 𝑲𝒂 Bioquímica Sistema tampão para se manter o Ka, o ácido vai se dissociar para aumentar a concentração de íons H+, capitando assim a base em excesso no meio. [𝐇 +]. [𝐀−] [𝐇𝐀] = 𝑲𝒂 o Observação: por mais que adicione ácido ou base a um meio contendo tampão, o PH sempre tenderá a se manter estável por decorrência da constante de equilíbrio que se mantem devido denominador (HA) e a associação dos numeradores (H+ e A-), logo tampão é toda solução que impede que ocorra variações bruscas de PH em uma determinada faixa quando é adicionado ácido ou base ao meio. pKa: como o valor de Ka é muito pequeno, convencionou-se transformá-lo em logaritmo negativo (pKa). 𝒑𝑲𝒂 = −𝑳𝒐𝒈 𝑲𝒂 Titulação ácido/base: A titulação é um procedimento laboratorial utilizado para determinar a concentração em quantidade de matéria (ou concentração em mol/L) de uma solução que contém um ácido ou uma base. Durante a titulação, sempre ocorre uma mistura de soluções contendo solutos diferentes com ocorrência de reação química. Titulação de ácido/base forte: não existe um ácido fraco para impedir a mudança brusca de PH. Curva de titulação: a curva de titulação para qualquer ácido fraco pode ser descrita pela equação de Handerson-Hasselbalch. Equação de Henderson-Hasselbalch: 𝑃𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝐿𝑜𝑔 [𝐴−] [𝐻𝐴] Bioquímica Sistema tampão Deduções: Pela equação de Handerson- Hasselbalch temos para os ácidos: PH = pKa [HA] = [A-] Mesma concentração em ambos PH > pKa [HA] < [A-] Dissociação do ácido para liberar íons de H+ e base conjugada Consumo de base conjugada Deslocamento do equilíbrio para direita PH < pKa [HA] > [A-] Associação de íons H+ e base conjugada para formação de ácido Consumo de íons H+ Deslocamento do equilíbrio para esquerda Pela equação de Handerson- Hasselbalch temos para as bases: PH = pKa [HB] = [B-] Dissociação do ácido para liberar íons de H+ e base conjugada Consumo de base conjugada Mesma concentração em ambos PH > pKa [HB] < [B-] Deslocamento do equilíbrio para direita PH < pKa [HB] > [B-] Associação de íons H+ e base conjugada para formação de ácido Consumo de íons H+ Deslocamento do equilíbrio para esquerda Faixa de tamponamento: experimentalmente, todo e qualquer tampão é capaz de impedir as variações bruscas de PH em 1 unidade para cima ou para baixo de seu pKa, ou seja, somente são capazes de tamponar 10 vezes a variação da concentração de H+, seja para baixo como para cima Deduções: suposições com valores numéricos para exemplificar melhor a faixa de tamponamento; Para PH = pKa: 𝟒, 𝟓 = 𝟒, 𝟓 + 𝑳𝒐𝒈 [𝑨−] [𝑯𝑨] 𝐋𝐨𝐠 [𝐀−] [𝐇𝐀] = 𝟎 [𝐀−] [𝐇𝐀] = 𝟏 𝟏 Não existe deslocamento de equilíbrio Para PH = pKa + 1: 𝟓, 𝟓 = 𝟒, 𝟓 + 𝑳𝒐𝒈 [𝑨−] [𝑯𝑨] 𝐋𝐨𝐠 [𝐀−] [𝐇𝐀] = 𝟏 [𝐀−] [𝐇𝐀] = 𝟏𝟎 𝟏 Faixa limite do efeito tamponamento Para PH = pKa + 2: 𝟔, 𝟓 = 𝟒, 𝟓 + 𝑳𝒐𝒈 [𝑨−] [𝑯𝑨] 𝐋𝐨𝐠 [𝐀−] [𝐇𝐀] = 𝟐 [𝐀−] [𝐇𝐀] = 𝟏𝟎𝟎 𝟏 Não acorre tamponamento Equação saturada de base conjugada Para PH = pKa – 1: 𝟑, 𝟓 = 𝟒, 𝟓 + 𝑳𝒐𝒈 [𝑨−] [𝑯𝑨] 𝐋𝐨𝐠 [𝐀−] [𝐇𝐀] = −𝟏 [𝐀−] [𝐇𝐀] = 𝟏 𝟏𝟎 Faixa limite do efeito tamponamento Para PH = pKa – 2: 𝟐, 𝟓 = 𝟒, 𝟓 + 𝑳𝒐𝒈 [𝑨−] [𝑯𝑨] 𝐋𝐨𝐠 [𝐀−] [𝐇𝐀] = −𝟐 [𝐀−] [𝐇𝐀] = 𝟏 𝟏𝟎𝟎 Não acorre tamponamento Equação saturada de acido
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