Ionização da Água Ácidos e Bases Fracos

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Ionização da Água, Ácidos e 
Bases Fracos 
Prof. Ms. Pedro Henrique Ferreira Marçal 
A água pura é levemente ionizada 
As moléculas de água possuem uma leve 
tendência em sofrer ionização reversível, para 
produzir um íon hidrogênio (um próton) e um íon 
hidróxido, considerando o equilíbrio 
	
  H2O H+ + OH- 
Embora comumente mostra-se os produtos da dissociação 
da água como H+, prótons livres não existem em solução; 
os íons hidrogênio formados na água são imediatamente 
hidratados a íons hidroxônios (H3O+). 
H2O H3O+ + OH- 
As ligações de Hidrogênio entre as moléculas de água 
tornam a hidratação dos prótons dissociados virtualmente 
instantânea 
 
A água pura é levemente ionizada 
•  Ionização da água – medida pela 
condutividade elétrica; 
•  A água pura carrega a corrente 
elétrica à medida que os H+ migram 
em direção do cátodo e o OH- para o 
ânodo; 
•  A movimentação dos íons H3O+ e OH- 
é extremamente rápida; 
•  “Salto de prótons” 
A água pura é levemente ionizada 
Salto de prótons 
Nenhum próton individual se movimenta 
muito rápido através da solução, mas uma 
série de saltos de prótons entre moléculas de 
água interagindo por ligações de hidrogênio 
causa a movimentação líquida de um próton 
em grandes distâncias em um período 
admirávelmente curto; 
 
 
Em decorrência da alta mobilidade iônica do 
H+ (e do OH-, que também se movimenta 
rapidamente por saltos de prótons, mas em 
direção oposta, reações ácido base em 
s o l u ç õ e s a q u o s a s s ã o g e r a l m e n t e 
excepcionalmente rápidas; 
 
 
Como observado antes, o salto de prótons 
parece desempenhar um papel biológico nas 
reações de transferência de prótons. 
¤  Pelo fato de a ionização reversível ser crucial para o 
papel da água na função celular, precisamos ter meios 
de exprimir o grau de ionização da água em termos 
quantitativos; 
¤  Uma breve revisão de algumas propriedades das 
reações químicas reversíveis mostra como isso pode ser 
feito 
A água pura é levemente ionizada 
Constante de equilíbrio (Keq) 
¤  A posição de equilíbrio de qualquer reação química é 
dada pela sua constante de equilíbrio, Keq. Para a 
reação generalizada 
A + B C + D 
¤  Uma constante de equilíbrio pode ser definida em 
termos das concentrações dos reagentes (A e B) e 
produtos (C e D) em equilíbrio. 
Keq=(C)(D)/(A)(B) 
¤  A constante de equilíbrio é fixa e característica para qualquer 
reação química em uma temperatura especificada. 
¤  Ela define a composição da mistura em equil íbrio, 
indendentemente das quantidades iniciais de reagentes e 
produtos; 
¤  Podemos calcular a constante de equilíbrio para uma certa 
reação em uma temperatura se as concentrações de 
equilíbrio para todas as reações e produtos são conhecidas. 
Constante de equilíbrio (Keq) 
¤  Na água pura a 25°C, a concentração da água é 55,5M 
“gramas de H2O em 1 litro dividido por seu peso 
molecular grama: (1000g/L)/(18g/mol)” 
Constante de equilíbrio (Keq) da água 
¤  (55,5M)(Keq) = (H+)(OH-)=Kw 
 
¤  O valor da Keq, determinado pela medida da 
condutividades elétrica da água pura é 1,8 x 10-16 a 
25°C 
(55,5M)(Keq) 
Constante de equilíbrio (Keq) da água 
¤  Dessa forma o produto (H+)(OH-) em soluções aquosas a 
25°C, sempre iguala 1 x 10-14 M2. 
¤  Quando houver concentrações exatamente iguais de H+ 
e OH-, como na água pura, a solução é dita estar em pH 
neutro. 
¤  Nesse pH, a concentração de H+ e OH- pode ser 
calculada a partir do produto iônico da água como se 
segue: 
Constante de equilíbrio (Keq) da água 
¤  Resolvendo para (H+) temos 
¤  Como o produto iônico da água é constante, toda vez 
que (H+) for maior que 1 x 10-7, a (OH-) deve-se tornar 
menor que 1 x 10-7, e vice-versa. 
¤  A partir do produto iônico da água podemos calcular 
(H+) se conhecermos (OH-), e vice-versa. 
Constante de equilíbrio (Keq) da água 
Exercício – Produto iônico da água 
¤  Qual é a concentração do H+ em uma solução de 0,1M 
de NaOH? Kw = (H+)(OH-) 
 
¤  Qual é a concentração da OH- em uma solução com 
uma concentração H+ de 1,3 x 10-14 M? 
A escala de pH designa as concentrações 
de H+ e OH- 
¤  O produto iônico da água, 
kw, é a base para a 
escala de pH. 
¤  Ela é uma maneira coveniente de designar a concentração 
do H+ (e portanto do OH-) em qualquer solução aquosa no 
intervalo entre 1,0M H+ e 1,0M OH-. O termo pH é definido pela 
expressão 
¤  O símbolo p denota “logaritmo negativo de”. Para uma 
solução precisamente neutra em 25°C, onde a conentração 
dos íons hidrogênio é 1 x 10-7, o pH pode ser calculado como 
se segue: 
A escala de pH designa as concentrações 
de H+ e OH- 
¤  O valor 7 para o pH de uma solução precisamente 
neutra não é uma figura escolhida arbitrariamente; ela é 
derivada de uma valor absoluto do produto iônico da 
água a 25°C; 
¤  Soluções com pH maior do que 7 são alcalinas ou 
básicas; a concentração de OH- é maior que aquela do 
H+. Inversamente, soluções com pH menor que 7 são 
acídicas. 
A escala de pH designa as concentrações 
de H+ e OH- 
Escala de pH 
¤  A escala de pH é logaritmica, não 
aritmética. 
¤  Para dizer que duas soluções 
diferem no pH por 1 unidade de 
pH significa que uma solução 
possui dez vezes a concentração 
H+ da outra 
Medição do pH 
¤  O pH de uma solução pode 
s e r a p r o x i m a d a m e n t e 
medido usando indicadores, 
que sofrem alteração de cor 
a medida que o próton se 
d i s s o c i a d a f o r m a d a 
molécula do corante. 
Medição do pH 
¤  Determinações precisas de pH no 
laboratório clínico ou químico são 
realizadas com um eletrodo de vidro 
seletivamente sensível à concentração 
de H+. 
¤  Em um pHmetro o sinal originado do 
eletrodo é amplificado e comparado 
com o sinal gerado por uma solução de 
pH precisamente conhecida. 
Medição de pH 
A medida do pH é um dos procedimentos mais importantes e 
frequentemente usado na bioquímica. 
¤  O pH afeta a estrutura e a atividade das macromoléculas biológicas; 
por exemplo a atividade catalítica das enzimas; 
¤  A medida do pH do sangue e da urina são comumente usadas nos 
diagnósticos médicos; 
¤  O pH do plasma sanguineo das pessoas com diabetes grave, 
incontrolada, esta frequentemente abaixo de 7,4 (acidose); 
¤  Outos doenças (alcalose) 
Ácidos e Bases – Constantes de dissociação 
características 
¤  Ácido clorídrico, ácido sulfúrico, ácido nítrico (ácidos 
fortes) – completamente ionizáveis em soluções aquosas 
diluídas; 
¤  Bases fortes: NAOH e KOH são também completamente 
ionizáveis; 
¤  De maior interresse para os bioquímicos é o 
comportamento dos ácidos e bases fracos – não 
completamente ionizáveis quando dissolvidos em água. 
¤  Esses são comuns nos s i s temas b io lógicos e 
desempenham papéis importantes no metabolismo e 
sua regulação. 
¤  Ácidos: doadores de prótons 
¤  Bases: receptoras de prótons 
¤  Um doador de próton e seu correspondente receptor 
perfazem um par conjugado ácido-base. 
Ácidos e Bases – Constantes de dissociação 
características 
¤  Ácido acético (CH3COOH) é um doador de próton, e o 
ânio acetato (CH3COO-), o receptor de próton 
correspondente, constitui um par conjugado ácido-
base, relacionado pela reação reversível. 
¤  Cada ácido possui uma tendência característica de 
perder seu próton em uma solução aquosa. Quanto 
mais forte o ácido, maior essa tendência 
Ácidos e Bases – Constantes de dissociação 
características 
¤  A tendência de qualquer ácido (HA) de perder um 
próton e formar sua base conjugada (A-) é difinida pela 
constante de equilíbrio (Keq) para a reação reversível. 
¤  As constantes de equilíbriopara as reações de ionização 
são usualmente chamadas de constantes de 
dissociação ou ionização (Ka). 
¤  Ácidos fortes possuem constantes de dissociação 
maiores. 
Ácidos e Bases – Constantes de dissociação 
características 
¤  Incluídos na figura estão os valores de pKa, definidos 
pela equação: 
¤  Quanto maior a tendência de se dissociar um próton, 
maior é o ácido e menor seu pKa 
¤  O pKa de qualquer ácido fraco pode ser determinado 
bastante facilmente 
pKa 
Curva de titulação 
¤  Titulação: Usada para determinar a 
quantidade de um ácido em uma certa 
solução. 
¤  Um volume medido de ácido é titulado 
com uma solução de uma base forte, 
usualmente NaOH, de concentração 
conhecida. 
¤  O NaOH é adicionado em incrementos 
até que todo o ácido seja consumido 
(netralizado), como determinado com 
um corante indicador ou pHmetro. 
¤  A concentração do ácido pode ser 
calculada a part i r do volume e 
concentração da NaOH adicionada. 
Curvas de Titulação 
¤  Uma representação do pH contra 
a q u a n t i d a d e d e N a O H 
adicionada (uma curva de 
titulação) revela o pKa do ácido 
fraco. 
¤  Ex: Ácido Acético (HAc) e NaoH 
¤  Adição de OH- = captura do 
H+ e dissociação do HAc 
 
 
 
Tamponamento contra as alterações de 
pH nos sistemas biológicos 
¤  Quase todo processo biológico é dependente de pH; uma 
pequena alteração no pH produz grande alteração na 
velocidade do processo. 
¤  Reações enzimáticas = aa formadores contém grupos 
ionizáveis com valores de pKa característicos; 
¤  Grupos fosfatos dos nucleotídios funcionam como ácidos 
fracos 
¤  As células e organismos mantêm um pH citosólico constante e 
específico, mantendo as biomoléculas no seu estado iônico 
ótimo, usualmente ao redor de 7. 
Tampões 
¤  Sistemas aquosos que tendem a resistir às alterações no 
pH quando pequenas quantidades de ácido (H+) ou 
base (OH-) são adicionadas; 
¤  Consiste de um ácido fraco (doador de prótons) e sua 
base conjugada (receptor de prótons); 
¤  No pontos médio da região de tamponamento, onde a 
concentração do doador de prótons iguala exatamente 
aquela do receptor, o poder tamponante do sistema é 
máximo 
Tampões 
¤  O pH do tampão altera-se 
levemente quando uma pequena 
quantidade de H+ é adicionada, 
mas essa alteração é muito 
pequena comparada com a 
alteração de pH que resultaria se 
a mesma quantidade de H+ ou 
OH- fosse adicionada à água 
pura ou à de um sal ácido ou 
base forte. 
Equação de Henderson-Hasselbalch 
relaciona pH, pKa e conc. do tampao 
¤  As curvas de titulação dos ácidos apresentam formas 
aproximadamente idênticas sugerindo que seguem uma 
lei fundamental. 
Substituindo –log (H+) por pH 
e –logKa por pKa 
Inverte-se a razão e 
troca-se os sinais 
¤  Essa equação descreve a curva de titulação dos ácidos 
fracos e mostra porque o pKa de um ácido fraco é igual 
ao pH da solução no ponto médio da titulação. Nesse 
ponto, (HA) é igual a (A-) e: 
Equação de Henderson-Hasselbalch 
relaciona pH, pKa e conc. do tampao 
Exercícios 
¤  Calcule o pKa do acido lactico, sabendo que, quando 
a concentração do acido lactico é 0,0010M e a 
concentração do lactato é 0,087, o pH é 4,80. 
Exercícios 
¤  Calcule o pH de uma mistura de 0,10M de ácido acético 
e 0,20M de acetato de sódio. O pka do ácido acético é 
4,76 
Exercícios 
¤  Calcule a razão das concentrações de acetato e ácido 
acético requeridos em um sistema tampão de pH 5,30. 
Tampões 
¤  Dois tampões biológicos especiais: FOSFATO e 
BICARBONATO. 
¤  O sistema tampão fosfato atua no citoplasma das 
células, sendo maximamente efetivo em pH próximo do 
seu pka de 6,86 
Sangue, pulmão e tampão: sistema 
tampão bicarbonato 
pH plasma sanguíneo (7,4) é 
mantido em equilíbrio por esse 
sistema tampão; 
H2CO3 plasma mantém equilíbrio 
com a reserva de CO2(g) nos 
pulmões 
Adição de H+ ao sangue: favorecimento da reação 1, aumento de H2CO3, 
CO2(d) e CO2(g); CO2 extra é exalado. 
 
Elevação do pH do plasma sanguíneo: (H+) diminui, H2CO3 se dissocia, CO2(g) 
se dissolve no plasma, mais CO2 deve ser inalado.