pH tampoes.pptx

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Profa. Vera Lúcia.
pH e tampões.
 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.
 A [H+] nas células e líquidos biológicos deve estar em torno de 0,4nM (0,4x10-9M).
 80mM de íons hidrogênio são ingeridos ou produzidos pelo metabolismo por dia.
Íon Hidrogênio.
Ácidos de Bronsted.
Conceito 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. 
Conceito de Arrhenius: 
Base é toda substância que em solução aquosa se dissocia liberando ânion hidroxila (OH-).
 
 Ex.: NaOH + H2O  Na+ + OH- 
Base de Bronsted.
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- 
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
Ácidos e Bases:
(REPRESENTA H+ NA AGUA)
 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.
Potencial hidrogeniônico (pH).
Definições e Propriedades.
Revisão de logaritmo.
 é o número x que satisfaz a igualdade 
Exemplo 1:
Exercício: Calcule os logaritmos abaixo.:
a) 
b) 
c)
Convenção: quando utilizamos base 10, escreveremos simplesmente log a. 
Propriedades dos Logaritmos:
Equação de Henderson-Hasselbach.
Equação de Henderson-Hasselbach.
				
	Homeostasia é a constância do meio interno 
 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
7,4
7,0
7,8
Faixa de sobrevida
Acidose
Alcalose
pH normal
pH e Homeostasia.
<número>
Eletrométrico
pHmetro
Lavar o eletrodo e 
secar com papel absorvente
Padronização feita com soluções 
de pH abaixo e acima do que vai ser medido
Potenciômetro mede [H+] diferença de potencial elétrico entre duas soluções
Colorimétrico
indicadores
Um indicador ácido-base é:
Uma substância (ácido ou base fraca) que tem a particularidade de apresentar cores diferentes ma forma ácida e na forma básica.
 Um tampão resiste as 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
Composição e Ação das Soluções Tampões.
CH3COOH / CH3COO-
NH4+ / NH3
ou
Composição e Ação das Soluções Tampão.
Preparação
Mistura de um ácido fraco ou uma base fraca com um sal do ácido ou da base.
Eficiência de um Sistema Tampão: faixa de pH adequada e concentração.
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
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 +1
Sistemas Primários Reguladores do pH.
Os principais sistemas tampões presentes no organismo, que permitem a manutenção da homeostasia, são:
 sistema bicarbonato (1)
sistema fosfato (2)
proteínas (3)
Os Sistemas Tampões do Organismo.
 SCCHLINDWEIN, A e col. Bioquímica. Manual Prático. Série Didática. Edifurb. 2008.
MOURA, R.A. Técnicas de laboratório. Editora Athener. 3ª ed., 1987.
STRYER, L. e col. – Bioquímica. Ed. Guanabara Koogan. Rio de Janeiro. 6ª ed. 2008.
VOET, D.; VOET, J. G. - Bioquímica. Ed. ARTMED. Porto Alegre. 1ª ed. 2006.
Referências: