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BIOQUÍMICA GERAL
UNIVERSIDADE FEDERAL DA FRONTEIRA SUL – UFFS
LARANJEIRAS DO SUL - PR
Profa. Luisa Helena Cazarolli
IONIZAÇÃO DA ÁGUA, ÁCIDOS E 
BASES FRACAS
pH, curvas de titulação e 
tamponamento
Links para a video-aula: 
http://www.fundacaolemann.org.br/khanportugues/categoria.php?c=548&s=576
http://eaulas.usp.br/portal/course.action?course=203
Água
É um solvente polar – dissolve a grande maioria das 
biomoléculas - solvente universal.
Susbtâncias hidrofílicas – dissolvem facilmente na água
(substâncias polares).
Substâncias hidrofóbicas – não solúveis em água (substâncias apolares).
Substâncias anfipáticas – parte da molécula polar e parte apolar
– solubilidade depende de diversos fatores.
É o principal componente da maioria das células e é o meio no
qual ocorrem o transporte de nutrientes, as reações metabólicas e
a transferência de energia química.
Água como solvente
Exemplos de 
Moléculas:
polares, apolares e 
anfipáticas.
Uma característica importante da água é que as suas 
moléculas tendem a ionizar-se reversivelmente 
atingindo o equilíbrio:
H2O H
+ + OH-
 
H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - 
No equilíbrio da dissociação da água temos:
A concentração da água pura a 25°
C é 55,5 M (1000 g/18 = 55,5).
Kw = produto iônico da água
Definição de pH
O produto iônico da água (Kw) é a base para a escala de pH.
É um meio conveniente de expressar a concentração de H+
(e consequentemente de OH-) em qualquer solução.
pH = log 1/[H+]
pH = - log [H+]
pOH = - log [OH-]
A escala de pH é prática e costuma 
ser usada entre 0 e 14
Dissociação de ácidos e bases fracas
A dissociação/ionização é alta/completa em ácidos fortes
como HCl, H2SO4, HNO3 ou bases fortes como NaOH,
KOH e baixa em ácidos fracos e bases fracas (ácido acético).
Conceito de ácidos e bases segundo Brönsted
Ácidos – substâncias que doam prótons em solução
Bases – substâncias que recebem prótons
O comportamento bioquímico de diversos compostos
depende das suas propriedades ácido-básicas.
Dissociação de ácidos e bases fracas
Cada doador de prótons (ácido) tem um receptor de prótons 
correspondente (base) 
Par ácido-base conjugado
Ácido acético e acetato
Dissociação de ácidos e bases fracas
Cada ácido tem uma tendência de doar o próton.
Quanto mais forte o ácido, maior a tendência de perder o seu
próton.
Esta tendência pode ser definida pela constante de equilíbrio da
reação:
As constantes de equilíbrio das reações de ionização são
chamadas de constantes de dissociação ou de ionização – no
caso dos ácidos fracos: Ka
Dissociação de ácidos e bases fracas
Um método conveniente de expressar a
constante de dissociação (Ka) é na forma de pK:
Quanto menor o pKa, mais forte será o ácido.
Ácido Ka (M) pKa
HCOOH (ácido fórmico) 1,78  104 3,75
CH3COOH (ácido acético) 1,74  10
5 4,76
CH3CH2COOH (ácido propiônico) 1,35  10
5 4,87
CH3CH(OH)COOH (ácido lático) 1,38  10
4 3,86
H3PO4 (ácido fosfórico) 7,25  10
3 2,14
H2PO4
 (dihidrogênio fosfato) 1,38  107 6,86
HPO4
2 (monohidrogênio fosfato) 3,98  1013 12,4
H2CO3 (ácido carbônico) 1,70  10
4 3,77
HCO3
 (bicarbonato) 6,31  1011 10,2
NH4
+ (amônio) 5,62  1010 9,25
Relação quantitativa entre o valor de pKa e de pH da 
solução formada pelo par ácido-base conjugado.
Equação de Henderson-Hasselbalch
Considerando a reação de dissociação geral:
HA H + A+ -
A expressão de equilíbrio:
]HA[
]A][H[
Ka


][
][
log]log[log
HA
A
HKa

 
][
][
loglog]log[
HA
A
KH a

 
Tomando 
logaritmos 
 
Como –log[H+] = pH, se definirmos –log Ka = pKa podemos 
escrever 
]HA[
]A[
logpKpH a


EQUAÇÃO DE HENDERSON-HASSELBALCH
É usada para predizer as propriedades de soluções
que contenham o par ácido-base conjugada usadas
para controlar o pH de misturas de reação.
[HA] = [A-]
[A-]/[HA] = 1
pH = pKa
Curvas de titulação
A titulação consiste em adicionar volumes medidos de base
sobre quantidades medidas de ácido observando-se as
variações de pH do sistema.
A titulação é utilizada para determinar a concentração de um
ácido ou de uma base em uma dada solução. Também é
utilizada para medidas de pH.
Curvas de titulação
Exemplo: curva de titulação do ácido acético (HAc) 0,1 M com NaOH 0,1 M
OH- combina-se 
com H+
HAc se 
dissocie cada 
vez mais
Ponto final 
(HAc totalmente 
convertido em 
acetato)
Ponto de inflexão
]HA[
]A[
logpKpH a


Ponto de inflexão: 50% de dissociação do ácido
[HA] = [A-]
[HA]/[A-] = 1
pH = pKa
EQUAÇÃO DE HENDERSON-HASSELBALCH
Tampões
São substâncias que em solução aquosa dão a estas
soluções a propriedade de resistir às variações de pH
após a adição de pequenas quantidades de ácido ou base.
Sistema tampão = par ácido-base conjugado
Quase todos os processos biológicos são dependentes do pH.
Uma pequena variação do pH do meio resulta em grandes
variações nos processos biológicos.
A constância do pH nas células é mantido através da existência
de sistemas tampão.
Ácido é adicionado aos dois béqueres: o pH da água não tamponada diminui de 
forma acentuada enquanto o pH do tampão quase não se altera. 
O mesmo é observado quando se adiciona base aos sistemas.
Faixa média – região pouco
inclinada da curva:
Ocorrem pequenas variações de
pH frente aos incrementos de
OH- adicionados.
Poder tamponante máximo:
Menores variações de pH
em função dos incrementos
de OH-.
[CH3COOH] = [CH3COO
-]
[HA] = [A-]
pH = pKa
Tampões
Em valores de pH menores que o pKa predomina a forma protonada
(ácido conjugado HA)
Em valores de pH maiores que o pKa predomina a forma desprotonada
(base conjugada A-)
Ácido acético (CH3COOH) pKa = 4,7
íons fosfato monoácido (H2PO4
-)/diácido (HPO4
2- ) pKa = 7,20
Tampão efetivo dentro de uma unidade acima e abaixo do pKa
Adição de H+ ou OH- a um tampão promove a variação das [ ]s entre o
ácido fraco e a base conjugada e consequentemente variação do pH. A
redução de um é contrabalanceada pelo aumento do outro.
Tampões
Além da faixa de pH a efetividade do sistema tampão
depende também da concentração do tampão. Quando a
concentração for baixa o poder tamponante será baixo.
Tampão 0,1 M x 0,01 M
Controle do pH no ambiente celular
As células e os organismos mantem um pH citosólico
constante e específico, geralmente próximo de pH 7,0 o que
mantém as biomoléculas em seu estado iônico ótimo.
Em organismos multicelulares, o pH dos fluidos
extracelulares também é estreitamente regulado.
O controle do pH das células e dos fluidos extracelulares
depende dos sitemas tampão.
Controle do pH no ambiente celular
Proteínas
Tampão bicarbonato
Tampão fosfato