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Bioquímica ESTUDO DIRIGIDO 1

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Bioquímica
Estudo Dirigido nº 01 – pH e Sistema tampão
01. Definir ácido e base segundo Brönsted.
Ácido: substâncias capazes de doar prótons. Ex.: HCl, H3C-COOH, NH4+ e H3C-NH3+.
Base: substâncias capazes de receber prótons. Ex.: NH3, O2- (íon óxido)
02. Caracterizar um sistema tampão e indicar os fatores que determinam sua eficiência.
São soluções que possuem uma capacidade de resistir à variações de pH pela adição de ácidos ou de bases. São geralmente constituídos por sistemas de doadores e receptores de prótons dissolvidos no mesmo solvente; é uma mistura de ácido fraco de Brönsted e sua base conjugada.,Podem ser formados por um ácido forte e um sal formado pela reação desse ácido com uma base forte, ou então, por uma base fraca e um sal formado pela reação dessa base com um ácido forte.
HA A- + H+		ácido fraco + base conjugada
A eficiência está associada a um faixa de pH: quando seu pH corresponde a seu pKa.
1- a solução de um ácido fraco em água apresenta concentração de HÁ maior do que A;
2- Se a esta solução adicionarmos álcali, haverá a diminuição de HA e aumento de A, com aumento de pH;
3- Se a quantidade de álcali adicionado for grande, a concentração de HA acaba tornando-se tão reduzida que passa a ser insuficiente para compensar, com sua dissociação, novas adições de álcali: base libera OH-.
Fatores de eficiência - Depende:
• As concentrações de ácido e base conjugada são suficientes para compensar adições de álcoli ou ácido;
• É proporcional à sua concentração e é máxima no pH igual ao pKa (quanto maior a concentração de um tampão, maior a capacidade de doar ou receber prótons.
03. Definir pKa e descrever os experimentos para determinar o valor de pKa do ácido acético.
pKa é a operação matemática que permite calcular a acidez de uma solução ou a constante de acidez (Ka). 
Assim pKa= - log Ka => quanto menor for o valor de pKa maior a acidez do ácido, já que Ka é proporcional a concentração dos íons formados (e depende da temperatura).
A equação de Henderson-Hasselbalch permite calcular a relação entre as concentrações das espécies doadoras e aceptoras de prótons com pH e pKa conhecidos.
No caso do ácido acético tem pH= 5,7; como [acetato]/[ác. acético] = 10, temos:
04. Escrever a equação de Henderson – Hasselbalch e mostrar sua utilidade na análise de um sistema tampão.
Equação Henderson – Hasselbalch: pH = pKa + log [A] / [HA]
Essa equação permite calcular a relação entre as concentrações das espécies doadoras e aceptoras de prótons em qualquer pH, para um ácido de pKa conhecido.
Se o pH variar, o sistema não se comporta mais como um tampão e através dessa equação podemos determinar o limite da solução, ou seja, até onde ela pode ser mais ácida ou menos ácida.
Assim, percebemos que uma solução atua como tampão em valores de pH próximos ao seu pKa e com eficiência que depende da sua concentração.
05. Dar exemplos de tampão biológicos.
Os tampões biológicos são aqueles que encontramos nos seres vivos e que são capazes de tamponar em torno do pH 7,4; como o plasma sanguíneo e a hemoglobina.
06. O tampão bicarbonato (HCO3- / H2CO3), presente no plasma em equilíbrio com CO2, apresenta pKa igual a 6,1. Descrever o funcionamento deste sistema, mostrando o efeito da adição de H+ e de Co2 sobre o pH do plasma.
O sistema bicarbonato é constituído pela dissociação H2CO3 HCO3- + H+.
O valor de pKA dessa dissociação é 3,8, incompatível, portanto, com o tamponamento fisiológico. O sistema bicarbonato apresenta, entretanto, uma característica peculiar: seu ácido (H2CO3) está em equilíbrio com o CO2 dissolvido em água através da equação CO2 + H2O H2CO3.
Como a quantidade de CO2 dissolvido dependerá da pressão parcial de CO2 na atmosfera, a constante de dissociação aparente do ácido será elevado para 6,1 nas condições atmosféricas comuns.
CO2 + H2O H2CO3 HCO3 + H+
Neste sistema, o CO2 dissolvido no plasma está em contato como CO2 atmosférico através do espaço alveolar, permitindo um rápido ajuste da concentração de H+ quando este tende a cariar. No pH fisiológico, a proporção entre as concentrações de HCO3- e H2CO3 é de 20:1, mostrando que os sistema é mais efetivo para resistir à acidificação do que à alcalinização.
07. O produto iônico da água possibilita calcular a concentração de H+ para uma dada concentração de OH- e vice-versa; portanto responda: Qual é a concentração de H+ em uma solução de NaOH 0,1M?
08. Qual a concentração de OH- em um aoslução na qual a concentração de H+ é 0,00013M?
09. Calcular o pKa do ácido láctico, sabendo que, quando a concentração do ácido láctico é 0,010M e a concentração de lactato é 0,087M, o pH da solução é 4,8.
10. Calcular o pH de uma mistura que contém ácido acético 0,1M e acetato de sódio 0.2M. O pKa do ácido acético é 4,76.
11. Calcular a relação entre as concentrações de acetato e de ácido acético requerida para um sistema-tampão com pH 5,3.
Equação Hendersob – Hasselbalch: pH=pKa + log [A] / [HA]

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