PONTO ISOELÉTRICO DOS AMINOÁCIDOS PRÁTICA Curva de titulação da glicina

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Adaptado de Siqueira, A.J.S.; Remião, J.O.R. e Azevedo, A.M.P. Bioquímica: 
Guia de Aulas Práticas 
 
PONTO N.º 6 
 
PONTO ISOELÉTRICO DOS AMINOÁCIDOS 
PRÁTICA: Curva de titulação da glicina 
 
OBJETIVOS 
 
1. Reconhecer as modificações, na estrutura de um aminoácido neutro, por 
efeito da variação do pH do meio onde ele se encontra. 
2. Identificar os grupos tamponantes do aminoácido glicina e os valores de pH 
onde eles ostentam a maior capacidade tamponante. 
3. Comparar os valores de pH, das zonas de tamponamento da glicina, obtidos 
experimentalmente com aqueles calculados teoricamente, pelo uso da 
equação de Henderson-Hasselbalch. 
4. Identificar o valor de pH onde a glicina existe como um íon dipolar e definir 
ponto isoelétrico de um aminoácido. 
5. Identificar a existência de dois pKs para a glicina, identificando as respectivas 
formas iônicas predominantes. 
 
PRINCÍPIOS TEÓRICOS 
 
Ionização dos aminoácidos 
 
A glicina, sendo um aminoácido neutro, apresenta três formas de 
ionização: 
 
 COOH COO - COO - 
 ½ H + ½ H + ½ 
 +H 3 N - C - H + H 3 N - C - H H 2 N - C - H 
 ½ H + ½ H + ½ 
 H H H 
 
 íon carregado íon dipolar(A±) íon carregado 
 positivamente (A+) negativamente (A-) 
 
Em meio bastante ácido (pH 1) a glicina estará completamente protonada 
forma (A+) e, em meio bastante alcalino (pH 12), ocorrerá a forma carregada 
negativamente (A-). A carga elétrica da molécula, portanto, varia com o pH do 
meio. 
 
Considerando a dissociação da glicina, esquematizada anteriormente, 
podemos distinguir duas reações químicas distintas: 
 
 A+ A+ + H+ e A+ A- + H+ 
 
As respectivas constantes de equilíbrio seriam: 
 
 K1 = e K2 = 
 
Isolando os valores de [H+], teríamos: 
 
 [H+] = K1 e [H+] = K2 
 
Invertendo-se os termos podemos escrever: 
 
 e 
 
Aplicando o logaritmo e substituindo os valores, conforme indicado no 
estudo dos tampões (Ponto n.º 2), podemos escrever: 
 
 pH = pK1 + log e pH = pK2 + log 
 
Os valores de pK são facilmente encontrados em tabelas e, para a glicina, 
são: pK1 = 2,34 e pK2 = 9,6. Quando o pH for igual ao pK, teremos: 
 
 pH - pK1 = log e pH - pK2 = log logo, 
 
 0 = log e 0 = log 
 
Como zero é o logaritmo de 1,0, no primeiro caso [A ]=[A+] e, no 
segundo, [A-]= [A ] ou seja, no pK1 50 % das moléculas estão na forma de íon 
dipolar e 50 % completamente protonadas. No pK2, 50 % estarão na forma de 
íon dipolar e 50 % na forma de íon carregado negativamente. 
 
Ponto isoelétrico da glicina 
 
Considerando as formas de ionização da glicina presentes, em valores de 
pH correspondentes ao pK1 e ao pK2, podemos deduzir que o íon dipolar 
predominará em valores de pH que estejam situados entre os valores de pK1 e o 
pK2. Também, por dedução lógica, podemos afirmar que a maior proporção do 
íon dipolar deverá ser encontrada em um valor de pH que esteja eqüidistante do 
pK1 e pK2. Segue-se daí que, para calcular o ponto isoelétrico (pI) da glicina, 
basta somar os valores do pK1 e do pK2 e dividir por 2. 
 
Para comprovar o raciocínio descrito acima, vamos calcular a relação 
entre as formas A e A+ quando o pH estiver 2 unidades acima do pK1 (caso A) 
ou 2 unidades abaixo do pK2 (caso B). 
[ ][ ]
[ ]
A H
A
± +
+
[ ][ ]
[ ]
A H
A
- +
+
[ ]
[ ]
A
A
+
±
[ ]
[ ]
A
A
±
-
1 1
1[ ]
[ ]
[ ]H K
A
A+
±
+= ×
1 1
2[ ]
[ ]
[ ]H K
A
A+
-
±= ×
[ ]
[ ]
A
A
±
+
[ ]
[ ]
A
A
-
±
[ ]
[ ]
A
A
±
+
[ ]
[ ]
A
A
-
±
[ ]
[ ]
A
A
±
+
[ ]
[ ]
A
A
-
±
±
±
±
Caso A: 
 
 pH = pK1 + log , ou 4,34 = 2,34 + log , donde 
 
 log = 2,0. Como 2 é o logaritmo de 100, teremos: 
 
 = 100, ou [A ] = 100 [A+], ou seja, em pH 4,34 (duas unidades 
acima do pK1) já teremos o íon dipolar correspondendo a 100 vezes a forma 
protonada. 
 
Caso B: 
 
 pH = pK2 + log , ou 7,6 = 9,6 + log , donde 
 
 log = - 2,0. Como - 2 é o logaritmo de 0,01, teremos: 
 
 = , ou [A ] = 100 [A-], ou seja, em pH 7,6 (duas unidades 
abaixo do pK2) já teremos o íon dipolar correspondendo a 100 vezes a forma 
carregada negativamente. 
 
Curva de titulação da glicina 
 
A glicina, na sua forma completamente protonada, é um ácido que pode 
ceder dois prótons durante a sua titulação completa com uma base. O 
comportamento da glicina numa solução ácida (pH 1) pode ser calculado a partir 
da adição de quantidades crescentes de equivalentes de base. A tabela, 
publicada na próxima página, orienta este cálculo e deve ser preenchida 
conforme indicado, observando-se que os valores teóricos são obtidos pelo uso 
da equação de Henderson-Hasselbalch, exceto nas proximidades do ponto 
isoelétrico. Os dados obtidos serão suficientes para traçar uma curva de 
titulação da glicina, em papel milimetrado, onde os valores de pH deverão ser 
registrados na ordenada e, os de equivalentes de base, na abcissa. A curva 
deverá ter uma característica bifásica, onde cada fase apresenta um ponto onde 
a modificação do pH, por adição da base, é mínima, correspondendo o valor de 
pH ao do pKa correspondente (pK1 ou pK2).O pI situa-se no ponto equidistante 
entre os dois pKs e é a zona onde a adição da base causa as maiores alterações 
do pH. As formas iônicas predominantes deverão ser identificadas nos principais 
pontos da curva obtida. 
 
A simples inspeção da curva obtida já nos permite afirmar que, no pK1 e 
no pK2, observa-se uma resistência maior à variação do pH por adição da base, 
constituindo-se as zonas onde a capacidade tamponante é máxima, pois os 
[ ]
[ ]
A
A
±
+
[ ]
[ ]
A
A
±
+
[ ]
[ ]
A
A
±
+
[ ]
[ ]
A
A
±
+
±
[ ]
[ ]
A
A
-
±
[ ]
[ ]
A
A
-
±
[ ]
[ ]
A
A
-
±
[ ]
[ ]
A
A
-
±
1
100
±
prótons liberados pelas formas A+ e A+, respectivamente, neutralizam a maior 
parte da base adicionada e tamponam o meio. Nas proximidades do pI, onde a 
quase totalidade dos prótons da forma A+ já foi liberada e os prótons da forma 
A+ ainda não estão sendo liberados, o poder tamponante é menor e as variações 
de pH, por adição da base, são mais intensas. 
 
 
EXPERIMENTO: Curva de titulação da glicina 
 
Reagentes: 
 
Solução de glicina 0,02 M 
Ácido clorídrico 1 M 
Hidróxido de sódio 0,1 M 
Papel indicador de pH ou pHmetro portátil 
 
Técnica: 
 
1. colocar 20 mL da solução de glicina em um frasco de 
Erlenmeyer; 
2. misturar por agitação e medir o pH, anotando-o no quadro 
abaixo; 
3. lavar o eletrodo do pHmetro com água destilada e secar com 
papel absorvente entre cada medida; 
4. adicionar 1 mL de NaOH 0,5 M, misturar por agitação e medir o 
pH, anotando o resultado no quadro abaixo; 
5. repetir o item n.º 4 até que o pH chegue ao valor de 12; 
6. construir um gráfico de pH x volume de NaOH 0,5 M adicionado, 
em papel milimetrado. 
 
Quadro de acompanhamento 
 
NaOH adicionado (mL) pH NaOH adicionado (mL) pH 
0 15 
1 16 
2 17 
3 18 
4 19 
5 20 
6 21 
7 22 
8 23 
9 24 
10 25 
11 
12 
13 
14 
 
Resultados obtidos 
Volume de NaOH 0,1 Mol/L 
adicionado (mL) pH da solução de glicina 
1 0,96 
2 0,94 
3 0,94 
4 0,95 
5 0,96 
6 0,98 
7 1 
8 1,02 
9 1,04 
10 1,06 
11 1,09 
12 1,11 
13 1,14 
14 1,16 
15 1,2 
16 1,23 
17 1,26 
18 1,29 
19 1,32 
20 1,36 
21 1,4 
22 1,44 
23 1,48 
24 1,53 
25 1,58 
26 1,62 
27 1,67 
28 1,73 
29 1,78 
30 1,85 
31 1,93 
32 2,01 
33 2,1 
34 2,22 
35 2,35 
36 2,53 
37 2,76 
38 3,11 
39 4,28 
40 8,95 
41 9,82 
42 10,36 
43 10,92 
44 11,53 
45 11,91 
4612,14 
47 12,28 
48 12,4 
49 12,47 
50 12,54 
51 12,59 
52 12,65 
53 12,7 
 
 
 
 
Titulação da Glicina
1. Construa o gráfico da titulação da glicina
2. Encontre o pI da glicina e identifique a forma iônica predominante neste ponto.
pI = (pK1 + pK2) / 2 = 13,23 /2 = 6,615
pK1 = 4,28
pK2 = 8,95
A glicina neste ponto está predominantemente na sua forma iônica dipolar, totalmente
ionizada, sem carga elétrica final.
3. Identifique e explique as duas zonas de tamponamento da glicina e o grupamento
responsável por cada uma delas.
Dependendo do valor do pH, o grupamento amino com carga positiva ou o grupamento
carboxila com carga negativa podem ter uma predominância na titulação. O grupamento
amino predomina em pH abaixo do pI e o grupamento carboxila acima do pI. Em uma
titulação, a glicina (ou os aminoácidos em geral) funcionam como tamponantes pois podem
manter o pH estável mesmo com uma grande adição de ácidos ou bases, mantendo o pH da
solução quase constante.
4. Se a glicina fosse encontrada em altas concentrações no sangue, ela desempenharia
um papel importante na manutenção (tamponamento) do pH fisiológico? Justifique a
resposta.
Não, a glicina não desempenharia um papel importante na manutenção do pH fisiológico
pois seu pH é aproximadamente 7,3 que ao observar no gráfico podemos concluir que ficaria
entre as zonas de tamponamento próximo ao pI (= 6,615) e assim, não estando em nenhuma
zona de maior tamponamento para exercer um papel importante na manutenção do pH
fisiológico.