pH: Medida de Acidez e Basicidade

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Objetivos
Nesta aula vamos tratar de pH, uma medida da acidez e basicidade das
soluções. Para isso, você deve:
• compreender o processo de ionização da água;
• aprender a calcular o pH de uma solução;
• entender como o pH de uma solução pode mudar.
O pH de uma solução é muito importante para as reações bioquímicas e
para o funcionamento das enzimas, como veremos em outras aulas.
Pré-requisitos
Para compreender esta aula você precisa ter entendido bem a questão do equi-
líbrio das reações reversíveis, assim como ter entendido como se calcula a constante
de equilíbrio de uma reação e qual o seu significado.
Além disso, você também precisará lembrar de logaritmo. Portanto, se julgar
necessário, volte ao conteúdo das aulas anteriores, consulte seus livros do Ensino
Médio, ou tire eventuais dúvidas com o tutor.
Introdução
Baseados no que vimos até o momento, podemos afirmar que o conceito de
ácidos e bases só faz sentido se pensarmos nessas moléculas em solução.
A questão que se coloca agora é: como poderíamos medir a acidez de uma
determinada solução?
Para chegarmos a resposta, precisaremos recordar as propriedades da água e
das soluções aquosas.
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1. A ionização da água
Quando os cientistas estavam estudando as propriedades físico-químicas da água,
eles se depararam com o seguinte fenômeno: a água totalmente pura é capaz de con-
duzir corrente elétrica. Como isso poderia ser explicado? Afinal, a condução de cor-
rente elétrica requer a presença de íons no meio condutor.
Muitas das propriedades da água como solvente podem ser explicadas conside-
rando-a uma molécula sem cargas. Entretanto, chegou-se à conclusão de que ocorre
um pequeno grau de ionização da água.
Mas como isto ocorre?
Na verdade, duas moléculas de água participam da reação de ionização. Uma
delas “captura” um próton da outra, resultando na formação de uma hidroxila (OH–) e
de um íon hidrônio (H
3
O+). Esta última molécula é, de fato, um próton ligado a uma
molécula de água.
2 H
2
O ↔ H
3
O+ + OH–
Para simplificar, podemos representar a ionização da água como:
H
2
O ↔ H+ + OH–
Entretanto, devemos lembrar que isto é uma simplificação, e que, como já
dissemos antes, H+ livres não existem em solução.
Apesar de muito poucas moléculas de água se ionizarem em determinado mo-
mento, isto é significativo, já que H+ e OH– participam de muitas reações bioquímicas.
Lembrando da abundância da água nos seres vivos, isso se torna muito importante.
Como poderíamos calcular o grau de ionização da água?
A reação de ionização da água, assim como qualquer outra reação química,
pode ser expressa por sua constante de equilíbrio. Expressando a reação de ionização
da água como
H
2
O ↔ H+ + OH–
podemos definir sua constante de equilíbrio como
K
eq
 = [H+] [OH–]
 [H
2
O]
Você estudou isso
no Ensino Médio.
Qualquer dúvida,
consulte livros de
Química e Física.
!
Mais à frente, em
outras aulas, veremos
também como H+
pode alterar profun-
damente as proprie-
dades de muitas
biomoléculas.
!
Se você ainda tem
dúvidas com relação
ao cálculo da cons-
tante de equilíbrio de
uma reação, volte à
Aula 5.
!
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O valor da constante de equilíbrio da ionização da água, obtido experimental-
mente a partir de medidas de condutividade elétrica, é de 1,8 x 10–16 M, que, como já
discutimos anteriormente, é proporcional à quantidade de íons na solução.
Na equação acima ainda podemos substituir mais um valor, o da concentração
molar da água – [H
2
O] – que, como já calculamos anteriormente, é de 55,5 M. Podemos
usar esse valor para a concentração da água, mesmo nesse caso, uma vez que sabemos
que o grau de ionização da água é muito pequeno (apenas 1 em 107 moléculas de água
se ioniza), sendo irrelevante em termos práticos.
2. O cálculo do pH
Podemos, assim, rearranjar a equação acima obtendo o valor de uma outra
constante, denominada produto iônico da água (K
w
). O “w” subscrito vem de water,
que significa água, em inglês.
1,8 x 10–16 M =
K
w
 = 1,8 x 10–16 M x 55,5 M = [H+] [OH–]
Assim,
K
w
 = [H+] [OH–] = 10–14 M2
Na água pura, temos exatamente a mesma concentração de H+ e OH–, ou seja,
10–7 M de cada um dos íons. Por isso, a água é considerada uma solução neutra, e o
grau de acidez ou basicidade de uma solução vai depender da concentração relativa
de H+ e de OH–.
Uma solução 1 M de ácido clorídrico (HCl) – um ácido forte que se dissocia
quase completamente – apresenta [H+] de 1M. Uma solução 1M de hidróxido de
sódio (NaOH) – uma base forte que também se dissocia completamente em água –
apresenta [H+] de 10–14 M. Como você já deve ter percebido, a [H+] pode variar muito,
de mais de 1M (100 M) até menos de 0,00000000000001 M (10–14 M). Para facilitar,
podemos aplicar logaritmo à equação anterior:
log [H+] + log [OH–] = log 10-14
[H+] [OH–
]
 ou
55,5 M
O cálculo da
concentração da água
está resolvido na Aula 5.
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Então,
log [H+] + log [OH–] = -14
Se mudamos o sinal de todos os termos, temos:
 - log [H+] - log [OH–] = 14
O termo - log [H+] passou a ser denominado pH.
Qual é, então, o pH da água pura?
Lembre-se: na água pura a [H+] é igual a 10–7. Então:
- log 10–7 = -(-7) = 7
Assim, o pH da água pura é 7.
3. Mudanças de pH
Ao adicionarmos mais prótons em água pura, podemos mudar a proporção entre
os íons H+ e OH–, e conseqüentemente, o pH da solução. Olhe a Tabela 6.1, abaixo:
As soluções que apresentam pH menor do
que 7 são ditas ácidas, enquanto as soluções
que apresentam pH maior do que 7 são
ditas básicas.
Tabela 6.1: Escala de pH.
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
[H+] (M)
100 (1)
10–1
10–2
10–3
10–4
10–5
10–6
10–7
10–8
10–9
10–10
10–11
10–12
10–13
10–14
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Figura 6.1: pH de algumas soluções conhecidas (água sanitária, água do mar,
sangue, lágrima, leite, saliva, café, cerveja, vinho, vinagre, Coca-Cola, suco de
limão, suco gástrico).
Confira na Figura 6.1 o pH de várias substâncias conhecidas.
Resumo
Nesta aula, você descobriu que as moléculas de água podem se ionizar, e
a partir disso, aprendeu a calcular o pH da água. Você viu também como
diversas substâncias podem alterar o pH de uma solução.
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Exercícios
1. Qual é a concentração de H+ em uma solução cuja concentração de NaOH é de
 0,1 M? Lembre-se de que você sabe o valor do produto iônico da água (K
w
), e
 sabe também que K
w
 = [H+] x [OH-].
2. O pH do sangue é 7,4. O pH do suco gástrico é 1,4.
 A concentração de prótons – [H+] – do sangue é:
 a) 5,29 vezes menor do que a do suco gástrico.
 b) 6 vezes menor do que a do suco gástrico.
 c) 6.000 vezes menor do que a do suco gástrico.
 d) Um milhão de vezes menor do que a do suco gástrico.
 e) 0,189 vezes a do suco gástrico.
3. Em um laboratório hospitalar, um teste foi realizado para avaliar o pH do suco
 gástrico obtido de um paciente muitas horas após a última refeição, ou seja, quando
 não havia mais nenhum alimento ou bebida em seu estômago. Para neutralizar
 uma amostra de 10,0 ml de suco gástrico,foi necessário 7,2 ml de NaOH 0,1 M.
 Qual era o pH do suco gástrico do paciente?
Auto-avaliação
As questões 1 e 2 são simples e dependem apenas de desenvolvimento
matemático correto. Você não deve encontrar dificuldades em resolvê-las. Se
você não conseguiu responder à questão 3, reveja a matéria ou vá ao pólo pedir
ajuda aos tutores. Lembre-se que entender o significado de pH será essencial
para você compreender vários conteúdos ao longo do nosso curso.
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