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Sistema Tampão - Bioquímica

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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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