Aula teorica 2 Água, pH e Sistemas tamponantes

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A ÁGUA 
 
 
 Importância 
? 60 - 70% da massa de um ser humano 
Órgão Porcentagem de água 
Encéfalo de embrião 92,0% 
Músculos 83,0% 
Pulmões 70,0% 
Rins 60,8% 
Ossos 48,2% 
Dentina 12,0% 
 
? Conformação e função das moléculas biológicas x propriedades da água 
? Meio (solvente) onde ocorrem as reações químicas 
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1 
? Participação ativa em várias reações químicas (íons H+ e OH-) 
 
? Fotossíntese / Respiração: H O OOXIDAÇÃO 2 2
 REDUÇAÕ 
 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS 
 
Tensão Superficial Densidade 
3
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2 
0,07198 N m-1 a 25ºC H2O: 0,92 g/cm (0ºC) ;1,0 g/cm3 (4ºC) 
Ponto de fusão Constante dielétrica
H2O: 0ºC (273 K) H2O: 87,9 (OºC) 78,4 (25ºC) 55,6 (100ºC) 
Ponto de ebulição 
H2O: 100,0ºC (373 K) 
 
Estados Físicos da Água 
 
 
A – ESTRUTURA 
 
• Considerando os pares de életrons livres do átomo de oxigênio, a molécula de 
água possui um arranjo espacial tetraédrico com um ângulo de 104,5° entre 
os átomos de hidrogênio. 
• A diferença marcante entre as eletronegatividades do átomo de O e os 
átomos de H, torna a molécula d’água bastante polarizada, conferindo uma 
carga parcial negativa ao átomo de oxigênio. 
 
 
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3 
raio de Van der Waals 
do O = 1,4 A 
distância da ligação 
covalente O-H = 0,958 A 
raio de Van der Waals 
do H = 1,2 A 
 
 
 
envelope de Van der 
Waals 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
B – ÁGUA COMO SOLVENTE 
 
Compostos solúveis em água são ditos hidrofílicos. 
• Presença de grupos funcionais (OH, CO, COH, NH2,...) ⇒ Formação de pontes 
de hidrogênio. 
- +
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4 
• Compostos iônicos (sais) (COO , NH4 , PO4-,...)⇒ Interações eletrostáticas. 
 
Pontes de Hidrogênio 
• Átomo de oxigênio (eletronegativo - δ-) ⇒ atrai elétrons dos átomos de 
hidrogênio (δ+) ⇒ dipolarização ⇒ habilidade da água em atuar como solvente 
• Pode constituir até 4 pontes de hidrogênio entre moléculas vizinhas 
? dois átomos de hidrogênio podem ser “doados” 
? dois pares de elétrons não compartilhados podem ser “aceptores” 
• Ponte de hidrogênio ⇒ ligações de baixa energia (~20 kJ/mol) ⇒ grande 
número de pontes de hidrogênio ⇒ propriedades incomuns da água 
• Água líquida: rede instável e tridimensional de moléculas de H2O, ligadas por 
pontes de hidrogênio 
-12? reorientação das moléculas a cada 10 s 
? anéis com 3 a 7 moléculas de H O 2
 
Interações Iônicas 
· A água interage eletrostaticamente com os solutos carregados. 
· Estabilizam a estrutura terciária de proteínas. 
 
 
Interações Hidrofóbicas 
- Compostos apolares ⇒ insolúveis em água (hidrofóbicos). 
- Efeito hidrofóbico: tendência da água em minimizar o contato com moléculas hidrofóbicas ⇒ 
ordenação da água (redução da entropia). 
 
- As moléculas biológicas são anfifílicas ou anfipáticas ⇒ possuem uma porção 
polar e uma porção apolar. Tendem a formar micelas ou bicamadas em meio aquoso. Essa 
conformação expõe as porções polares das moléculas anfipáticas e ordenam a porção apalor 
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5 
por efeito excludente da água. Ex.: ácidos graxos - Palmitato (C15 H COO-). 31 
 
 Micela Bicamada 
 
- Responsável pela conformação de proteínas e membranas celulares.
Forças de Van der Walls 
 
 
Ácido subérico, forma cristalina 
 
Forças de van der Wals são interações entre os orbitais eletrônicos e o 
núcleo de átomos vizinhos. É produzida uma atração entre os dipolos transitórios 
nos átomos não carregados. À medida que os núcleos se aproximam, as nuvens 
eletrônicas começam a repelir-se. No ponto exato em que a força de Van der 
Waals equilibra essa força repulsiva, se diz que os núcleos se encontram em 
contacto de van der Waals. Cada átomo possui um raio de van der Waals 
característico, que constitui uma medida da distância que este átomo permitirá 
aproximar-se de outro. 
 
 
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Energias de ligação em biomoléculas 
Tipo de ligação Exemplo Energia de ligação (kJ/mol) 
N≡N 930 
O–H 460 Covalente >210 kJ/mol 
C–H 414 
S-S 214 
 Não covalente 
Interação iônica 
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(4 a 80 kJ/mol) 
–COO----+H3N 86 
Ponte de hidrogênio –O–H --- O–H 20 
(12 a 30kJ/mol) 
 3 - 12 Interações Hidrofóbicas 
Forças de Van de Waals 
>C=O --- >C=O 9,3 (Interação dipolo-dipolo) 
(0,3 a 9 kJ/mol) 
FONTE: Adaptado de VOET et al. (2002) & Motta (2005). 
ÁGUA COMO REAGENTE 
 
OH
H2N
O
H2N
CH3
OH
O
CH3
+
2 Alaninas
O
H
N
O
H2N
CH3
OH
O
CH3
+ H2O
Dipeptídeo
 
 
Fumarato Malato
O
O
-O
O-
H
H
O
-O
OH O
O-
H
H
H2O+
 
 
RO
P
O
P
O-
O O
O-O-
+ H2O RO
P
O
O-
OH
P
O-
O
O-
HO
ATP ADP 
 
ÁGUA COMO PRODUTO 
 
H O-
O
OPO32-
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8 
H
OH
H
H O-
O
OPO32-
H
H2O+
2- Fosfoglicerato Fosfoenolpiruvato
 
 
SPCA
OOH
SPCA
O
+ H2O
3-D-hidroxiacil-PCA Enoil-PCA 
 
 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
 
Os solutos alteram as propriedades coligativas da água: pressão de vapor, 
ponto de ebulição, ponto de congelamento e pressão osmótica. 
 
Osmose e Difusão 
 
No processo de difusão, os solutos se movem de uma região onde se 
encontram em maior concentração para uma região de menor concentração 
buscando o equilíbrio. 
 
 
Já na osmose, as moléculas de água tendem a deslocar de uma região de 
elevada concentração de água para uma região de menor concentração. Quando 
duas soluções aquosas diferentes estão separadas por uma membrana 
semipermeável (que permite a passagem de água e retém o soluto), as moléculas de 
água difunden da região de alta concentração de água (menor concentração de 
soluto) para a região de menor concentrção de água (maior concentração de soluto) 
produzindo pressão osmótica (Π). 
 
 
 
Água pura Solução de 
sacarose 
Membrana 
semipermeável 
Pressão 
osmótica 
 
 
 
 
 
 
O valor da pressão osmótica é medida como a força necessária para opor-se 
ao movimiento da água, é dado pela equação de van’t Hoff: 
 
 R = constante dos gases 
 T = temperatura absoluta 
Π = icRT 
 ic = osmolaridade 
 
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10 
A osmolaridade (ic) é o produto da concentração molar do soluto (c) e do 
fator de van’t Hoff (i), que é uma medida do grau de dissociação do soluto em 
duas ou mais espécies iônicas. Em soluções diluídas de NaCl, o soluto se dissocia 
completamente em ions Na+ e Cl-, dobrando o número de partículas de soluto ? 
i=2; para solutos não ionizáveis i=1. 
 
Para soluções de vários solutos, Π é a soma das contribuições de cada 
espécie: 
Π = RT (i1c1 + i2c2 + ... + incn) 
 
 As membranas plasmáticas são mais permeáveis a água que a íons e 
macromoléculas, em parte devido a difusão de água através da bicamada lipídica e, 
em parte a canais protéicos (aquaporinas) que permitem a passagem seletiva de 
água.As soluções de igual osmolaridade são denominadas isotônicas. Uma célula 
envolvida por uma solução isotônica não ganha nem perde água; em uma solução 
hipertônica (de maior osmolaridade) a célula murcha com a saída de água; em uma 
solução hipotônica (de menor osmolaridade) a célula incha devido à entrada de 
água. 
 O efeito dos solutos sobre a osmolaridade depende do número de partículas 
e não da massa das mesmas; as macromoléculas têm um efeito menor sobre a 
osmolaridade que uma mesma quantidade de moléculas monoméricas, por exemplo. 
 
 
 
 
PROPRIEDADES QUÍMICAS 
 
• A água pura está ligeramente ionizada; as moléculas de água têm tendência a 
ionizar-se reversivelmente para proporcionar um íon hidrônio (próton) e um 
íon hidróxido: 
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• H2O ↔ H+ - + OH 
 
• Ainda que normalmente se mostre o produto de dissociação da água como H+, 
os prótons livres não existem em solução; os íons hidrogênio formados são 
imediatamente hidratados a íons hidrônio (H +O ). 3
 
+ -• 2H O ↔ H O + OH 2 3
 
• O equilíbrio acima pode ser expressa por: 
-16A 25 °C, o valor de K = 1,8 x 10
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1 L de H2O => 55,5 moles de H2O 
 
 
• A constante do produto iônico da água é: 
 
 
Kw = [H+] [OH-] ⇒ Kw = 55,5 x 1,8 x 10-16 = 10-14 mol/L, a 25 ºC 
 
• Quando [H+] = [OH-] ⇒ Kw = [H+][OH-] = [H+]2 ⇒ [H+] = √Kw = √10–14 ⇒ 
 
• [H+] = [OH-] = 10–7 
 
• O produto iônico da água (Kw) constitui a base da escala de pH 
(Sörenson,1909 ), onde: 
 
 
pH = – log [H+] 
 
pOH = – log [OH-] 
 
pH + pOH = 14 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
[H+] [OH-] K = 
O] [H2
A escala de pH varia de 0 a 14. 
 
 
Valores de pH de algumas soluções comuns 
Soluções pH 
NaOH 1 mol/L 14,0 
Amoníaco 12,0 
Água do mar 8,0 
Suco pancreático 8,0 – 7,8 
Plasma Sangüíneo 7,4 
Leite 7,0 
Saliva 6,4 - 7,0 
Suco de tomate 4,4 
Vinagre 3,0 
Suco gástrico 3,0 - 1,5 
HCl 1 mol/L 0,0 
 
 
 
 
 
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14 
Quando: 
• pH < 7,0 ⇒ solução ácida 
• pH = 7,0 ⇒ solução neutra 
• pH > 7,0 ⇒ solução básica ou alcalina 
 
- O pH interfere diretamente nas características estruturais e na atividade 
biológica de macromoléculas (Ex.: enzimas) 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
O produto iônico da água ( Kw=[H+][OH-]=10-14) permite o cálculo da concentração 
de H+, quando é dada a concentração de OH- e vice-versa. 
 
1- Qual a concentração de H3O+ (H+) em uma solução de NAOH 0,1 mol/L? 
 
2- Qual a concentração de OH- em uma solução onde a concentração de H+ é 
0,00013 mol/L? 
 
 
ÁCIDOS E BASES 
 
1) Conceito de Ácidos e Bases segundo Brønsted-Lowry 
 
- Ácidos são substâncias capazes de doar prótons 
- Bases são substâncias capazes de recebê-los 
 
- + + HHCl ⇔ Cl
-
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H2SO4 ⇔ HSO + H+ 4
-H3C–COOH ⇔ H3C–COO + H+
+ +NH4 ⇔ NH + H+ 3
+H3C–NH3 ⇔ H3C– NH2 + H+
+ HA + H2O H3O + A-
 
ácido base ácido conjugado base conjugada 
 
HA H+ + A-
 
- Ácidos fortes: dissociam totalmente quando em soluções diluídas (HClO4, HCl, 
HNO ,). 3
- Ácidos fracos: dissociam muito pouco em soluções aquosas (CH COOH, H3 3PO4, 
H CO ). 2 3
 
 
 
 
 
 
[H+] [A-] = Ka
[HA] 
Constantes de dissociação e valores de pK para alguns ácidos 
Ácido Base conjugada K pKa a
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HSO4- SO4-2 -21,2 x 10 1,92 (pK2) 
H3PO4 H2PO4- 7,5 X 10-3 2,13 (pK ) 1
Ácido acético Acetato 1,74 X 10-5 4,76 
H2CO3 HCO3- 4,3 X 10-7 6,37 (pK ) 1
H2PO4- HPO42- 6,2 X 10-8 7,21 (pK2) 
NH4+ NH 5,62 X 10-10 9,25 3
HPO42- PO43- 2,2 X 10-12 11,66 (pK3) 
Obs.: Quanto maior o K , mais forte é o ácido! a
 
 
2) Sistemas tampão 
 
• São soluções que resistem à alteração do pH após adição de um ácido ou de 
um álcali (base). 
 
• São compostos de ácidos fracos e de suas bases conjugadas (sais) ou de 
bases fracas e seus ácidos conjugados. 
 
 
• Variação do pH ⇒ afeta estruturas e funções de macromoléculas biológicas 
 
 
 
 
 
• A eficiência máxima de um tampão é alcançada quando se trabalha próximo 
ao seu valor de pKa, ou seja, com concentrações iguais do ácido e seu sal 
(base conjugada). 
 
[HA] = [A-] ? pH = pKa
 
 
 
 
 
 
 
[H+] [A-] ↑[H+ -] ↓[A ] K = = a
[HA] ↑[HA] 
• Capacidade tamponante: uma unidade de pH acima ou abaixo do seu pK a
 
 
2.1 Curvas de titulação 
 
 pH 
[OH-] 
região 
tamponante 
pH 
[H+] 
região 
tamponante 
A 
B 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Titulação de ácido fraco com uma base (A) 
e de uma base fraca com um ácido (B) 
 
 
 Ponto inicial Ponto final 
 
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18 
14- 
 
 
12- 
 
 
10- 
 
 
8 - 
 
 
6 - 
 
 
4 - 
 
 
2 - 
 
 
Ponto médio 
pH 
 
 
 
[CH3COOH] = [CH3COO - 
] 
[H2PO4 - ] = [HPO42 - 
] 
[NH4 +] = 
 [NH3] 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equivalentes de OH-
0 0,5 1,0 
 
 
 
 
 
 
 Ponto 1º ponto de 2º ponto de 3º ponto de 
inicial equivalência equivalência equivalência 
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[HA] 
[H+] = Ka x [A-] 
Íons H+ dissociados/moléculas 
0 1,0 2,0 
14 
 
 
12 
 
 
10 
 
 
8 
 
 
6 
 
 
4 
 
 
pH 
Ponto médio dois 
[H2PO4-] = 
 
Ponto médio um 
[H3PO4] = 
 
 
Ponto médio três 
 [HPO42-] = [PO43-
 
 
 
 
 
Equação de Henderson-Hasselbach 
 
 
 
 <==> 
 
 
 
 
 
(x –1) 
 
 
 
 
– Quanto maior a concentração de um tampão, maior a disponibilidade das 
espécies capazes de doar ou receber prótons. 
 
 
[A-] 
log[H+]= log Ka + log [HA] 
[base conjugada] 
pH = pKa + log [ácido conjugado] 
[H+] [A-] = Ka
[HA] 
TAMPÕES BIOLÓGICOS 
 
Os fluidos biológicos extra e intracelulares têm pHs característicos e quase 
sempre constantes. Os sistemas tampôes são a primeira linha de defesa contra a 
variação do pH. 
 
1) No citoplasma de todas as células o principal sistema tampão é o fosfato. 
 
-
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20 
H3PO4 H2PO4 + H+ 2- HPO4 + H+ 3- PO + H+
pK1 = 2,14 pK2 = 6,86 pK3 = 12,38 
4
 
 
 
2) Proteínas 
 
– Plasma (efeito discreto) e meio intracelular (maior concentração) 
 = 6,0) ⇒ hemoglobina – Histidina (pKa
 
3) No plasma sangüíneo o tamponamento é feito pelo sistema bicarbonato. 
 
-CO2 + H2O H2CO3 HCO3 + H+ CO32- + H+
 
 
 
pK = 6,35 
– pH fisiológico = 7,4 (sangue) 
 
 
 
EXERCÍCIO 
 
O que acontece se adicionarmos 0,20 mol de HCl a 1 Litro de tampão de ácido 
acético – acetato de sódio 1 M, cujo pH inicial é 4,74. O pKa do CH3COOH é 4,74 e 
seu Ka = 1,8 x 10-5. 
 
E se adicionarmos a mesma quantidade de H+ a 1 Litro de uma solução de HCl com 
pH=4,74 (isto é, uma solução de HCl, 1,8 x 10-5 M)? 
 
 
 
INDICADORES DE pH 
 
A primeira teoria sobre os indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é 
creditada a W. Ostwald (1894), tendo como base a teoria da dissociação 
eletrolítica iônica dos indicadores. Segundoesta, os indicadores são bases ou 
ácidos fracos cuja cor das moléculas não-dissociadas difere da cor dos respectivos 
íons. 
 
(A coloração das substâncias deve-se à presença de certos grupos funcionais e/ou 
ao conjunto de ligações duplas, que presentes nas moléculas de indicadores, são 
capazes de absorver radiação eletromagnética na região espectral visível.) 
 
 Pela teoria de Ostwald o indicador na forma não dissociada, ácida (HIn) ou 
básica (InOH), teria uma cor diversa daquela que teria sua forma dissociada 
(iônica). 
 
 
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21 
No equilíbrio: HIn H+ - + In (Indicador ácido) 
 InOH OH- - + In (Indicador básico) 
 cor da forma cor da forma 
 não ionizada ionizada ≠ 
 
 
Desconsiderando o coeficiente de atividade, as constantes de ionização dos 
indicadores (K ) são: in
 
para o indicador ácido para o indicador básico 
 
Kin = [H+ - - +].[In ] K = [OHin ].[In ]
 [HIn] [InOH] 
 
 
 
 
 
 
 
 
O comportamento destas moléculas pode ser resumido como: 
 
Indicadores Ácidos: possuem hidrogênio (s) ionizável (eis) na estrutura, quando o 
meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus 
hidrogênios devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra. 
Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente 
atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são 
liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da 
forma não dissociada). 
 
-Indicadores Básicos: possuem o grupo ionizável OH (hidroxila), portanto, em meio 
alcalino (pH>7) as moléculas do indicador se encontram não-ionizadas, e em meio 
ácido (pH<7) os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a 
formação de água, neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente 
da coloração da forma não dissociada). 
 
 Exemplos de indicadores: 
 
 Forma alcalina Forma Ácida VERMELHO AMARELO 
 
 
 
 Forma não ionizada Forma Ionizada 
INCOLOR ROSA 
 
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Tabela de cores dos indicadores ácido-base 
 
 
Indicador Abaixo 
Faixa de pH 
da 
transição de 
cor 
Acima 
Violeta de Metila amarelo 0,0 - 1,6 azul-púrpura 
Azul de Timol (primeira transição) vermelho 1,2 - 2,8 amarelo 
Amarelo de Metila vermelho 2,9 - 4,0 amarelo 
Azul de Bromofenol amarelo 3,0 - 4,6 violeta 
Vermelho do Congo azul 3,0 - 5,2 vermelho 
Laranja de Metila vermelho 3,1 - 4,4 amarelo 
Púrpura de Bromocresol amarelo 5,2 - 6,8 violeta 
Azul de Bromotimol amarelo 6,0 - 7,6 azul 
Vermelho de Fenol amarelo 6,6 - 8,0 vermelho 
Azul de Timol (segunda transição) amarelo 8,0 - 9,6 azul 
Fenolftaleína incolor 8,2 - 10,0 rosa-carmim 
Timolftaleína incolor 9,4 - 10,6 azul 
Amarelo de Alizarina R amarelo 10,1 - 12,0 vermelho 
Carmim de Indigo azul 11,4 - 13,0 amarelo 
Azul-de-Tornasol vermelho 1,0 - 6,9 azul-arroxeado 
 
 
	Tensão Superficial Densidade 
	Ponto de fusão Constante dielétrica 
	Ponto de ebulição 
	Interações Iônicas 
	Interações Hidrofóbicas 
	 
	- Responsável pela conformação de proteínas e membranas celulares. Forças de Van der Walls 
	 Energias de ligação em biomoléculas
	Covalente >210 kJ/mol
	Não covalente
	(C=O --- (C=O
	 
	Valores de pH de algumas soluções comuns 
	NaOH 1 mol/L
	 
	EXERCÍCIOS 
	O produto iônico da água ( Kw=[H+][OH-]=10-14) permite o cálculo da concentração de H+, quando é dada a concentração de OH- e vice-versa. 
	 
	 
	 ÁCIDOS E BASES 
	HCl ( Cl- + H+ 
	H2SO4 ( HSO4- + H+ 
	 
	 
	 
	Constantes de dissociação e valores de pK para alguns ácidos 
	Ácido acético
	Equação de Henderson-Hasselbach 
	TAMPÕES BIOLÓGICOS 
	EXERCÍCIO