ÁGUA - Ionização_pH_Tampões

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Água ( revisão), 
Ionização 
pH e sistema tampão 
Aula 3-4 
Profa Simoni S Reinoso 
Uma revisão da química básica de moléculas simples 
Os elementos que compõem a 
Terra e os sistemas vivos são 
numerosos, mas apenas 
quatro deles respondem por 
99% da composição dos seres 
vivos. Esses elementos são o 
hidrogênio (H), o oxigênio (O), 
o nitrogênio (N) e o carbono 
(C) H C O N Ca-Mg-Na-K P Si Outros 
Organismos 
Crosta Terrestre 
Revisão de termos 
Átomo - a menor parte de um elemento que ainda conserva 
as propriedades do elemento. Consiste de um núcleo com 
carga positiva no interior de uma nuvem de elétrons 
carregados negativamente. As cargas "+" e "-" se atraem. 
 
Próton - partícula do núcleo, possui carga positiva +1 e massa 
igual a 1 Dalton. 
 
Nêutron - partícula nuclear sem carga elétrica, com massa 
igual à do próton. 
 
Elétron - partícula carregada negativamente (-1), com massa 
igual a 1/1837 da massa do próton. 
Os elétrons determinam propriedades 
químicas dos elementos 
 Os elétrons estão fora do núcleo e 
determinam certas propriedades do átomo. 
 As reações químicas envolvem o 
compartilhamento ou a troca de elétrons. Os 
elétrons se movem em torno do núcleo em 
orbitais. 
 Elétrons podem ser transferidos de uma 
molécula para outra, carregando energia. 
 O oxigênio tem uma grande afinidade por 
elétrons. 
 Nas reações de óxido-redução, elétrons são 
transferidos de uma molécula (a que se oxida) 
para outra (a que se reduz). 
Ligações químicas 
 O compartilhamento de elétrons leva 
à formação de uma ligação 
covalente. 
 As ligações contêm energia, e 
requerem energia para serem 
quebradas. 
 A energia de ligação (expressa 
em kcal/mol) é a energia requerida 
para quebrar a ligação. 
 Por exemplo, uma ligação H-H requer 
104 kcal/mol para ser rompida. 
Padrão de ligação dos 
elementos biologicamente 
mais importantes 
Elemento Número de Ligações 
 Covalentes 
H 1 
O 2 
N 3 
C 4 
S 5 
Ligações químicas e forças atrativas 
Ligações covalentes (Ligação FORTE !) 
Uma molécula é composta por dois ou mais átomos ligados por uma 
ligação química. As moléculas podem conter diferentes tipos de 
ligações. Se os átomos estão compartilhando elétrons, a ligação 
entre eles é covalente. 
O metano tem quatro ligações covalentes entre o carbono (C) e o hidrogênio (H). 
Representações diferentes das ligações entre os átomos. 
Ligações não-covalentes e outras forças 
fracas 
São importantes nas estruturas biológicas 
• Ligações iônicas 
• Pontes de hidrogênio 
• Ligações de Van Der Waals 
• Atrações hidrofóbicas 
Ligações iônicas 
Numa molécula se um dos átomos doa elétrons para o 
outro,----> a ligação entre eles é iônica. 
Átomos podem se ionizar para atingir um 
número estável de elétrons, perdendo ou 
ganhando elétrons. 
Por exemplo, o Na (sódio) pode doar um 
elétron para o Cl (cloro), gerando os íons 
Na+ e Cl-. 
Ligações iônicas podem ocorrer entre os grupos carboxila (-COO-) e 
amino (-NH3+) de dois aminoácidos. 
Em meio aquoso, essas ligações são muito fracas 
Ligações não-covalentes e outras forças fracas 
(continuação) 
• Ligações (ou pontes) de hidrogênio - resultam da 
atração eletrostática entre um átomo eletronegativo (O 
ou N) e um átomo de hidrogênio que está ligado 
covalentemente a um outro átomo eletronegativo: 
• 
 -N-H ----- O=C-- -O-H----- O=C- 
 
 
Ligações não-covalentes e outras forças 
fracas 
(continuação) 
• Ligações de Van Der Waals - são forças atrativas 
de curto alcance entre grupos químicos em contato. São 
provocadas por leves deslocamentos de carga. 
 
• Atrações hidrofóbicas - em meio aquoso, levam à 
associação entre grupos apolares. 
A Química da Água 
A molécula da água 
 A água tem uma estrutura molecular simples. 
 Ela é composta de um átomo de oxigênio e dois átomos de 
hidrogênio. 
 Cada átomo de hidrogênio liga-se covalentemente ao átomo de 
oxigênio, compartilhando com ele um par de elétrons. 
 O oxigênio também tem um par de elétrons não compartilhados. 
Assim, há 4 pares de elétrons em torno do átomo de oxigênio, dois 
deles envolvidos nas ligações covalentes com o hidrogênio e dois 
pares não-compartilhados no outro lado do átomo de oxigênio. 
O átomo de oxigênio é mais "eletronegativo" que o átomo de 
hidrogênio, ou seja, tem mais "afinidade" pelos elétrons. 
A polaridade da água 
 A água é uma molécula "polar", o que 
quer dizer que ela tem uma distribuição desigual 
da densidade de elétrons. 
 A água tem uma carga negativa parcial ( -) 
junto ao átomo de oxigênio, por causa dos pares 
de elétrons não-compartilhados, e tem cargas 
positivas parciais ( +) junto aos átomos de 
hidrogênio. 
Uma atração eletrostática entre as cargas positivas parciais dos átomos de 
hidrogênio e a carga negativa parcial do átomo de oxigênio resulta na formação 
de uma ligação (ou "ponte“) de hidrogênio. 
Solubilidade de compostos em água 
 A habilidade dos íons e de certas moléculas de se 
dissolver na água é devida à polaridade. 
 Por exemplo, na ilustração abaixo o cloreto de sódio 
está mostrado na sua forma cristalina e também 
dissolvido em água. 
Auto-ionização da Água 
 Água Pura: considerada, em geral, não condutora de 
eletricidade. 
 
Na realidade, já foi demonstrado por medidas precisas 
que a água apresenta uma condução pequena de 
eletricidade, que decorre da sua auto-ionização, isto é: 
Moléculas de água: tendem a ionizar-se (reversível) 
 H2O H+ + OH- 
 
Propriedades dos Solventes características da molécula 
não carregada + Grau de Ionização [H+] e [OH-] 
Numa reação de ionização há sempre um par ácido-base conjugado. 
Para cada doador de próton (ácido) há sempre um receptor (base). 
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA 
• A 25°C, em água pura, temos: 
 
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L 
• Assim sendo: 
Kw = [H
+].[OH-] = 10-14 
)()(3)(2)(2 aqaqll OHOHOHOH
 
Como qualquer constante de equilíbrio, seu valor varia 
apenas com a temperatura. 
 PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA 
pH e sistema tampão 
sobre pH 
Ácidos – substâncias capazes de doar prótons (H+) 
Bases – substâncias capazes de receber prótons (H+) 
Exemplos de ácidos: 
 HCl  Cl- + H+ 
 H2SO4  HSO4
- + H+ 
 H3C-COOH  H3C-COO 
- + H+ 
 NH4
+  NH3
 + H+ 
Ácidos e Bases, Ionização da Água 
revendo : 
•em pH 7,0 a solução é neutra 
• em valores inferiores de pH , a solução é ácida 
• em valores superiores de pH, a solução é básica 
• Ácidos liberam H+ 
• Bases recebem H+ 
• O pH de uma solução é definido como o logaritmo negativo da 
concentração de íons hidrogênio. pH = - log H+ 
Ácidos aumentam a [H+] de uma solução aquosa e bases a diminuem 
CONT. A FRENTE 
ÁCIDOS 
• Substâncias que cedem hidrogênio em uma solução 
• Metabolismo celular produz ácidos - liberados 
continuamente na corrente sanguínea - precisam ser 
neutralizados 
 
• Principal ácido do organismo: 
• ácido carbônico: 
• ácido instável 
• se transforma facilmente em dióxido de carbono e 
água. 
• O dióxido de carbono é transportado pelo sangue e 
eliminado pelos pulmões, enquanto o excesso da 
água é eliminada pela urina. 
 
• Demais ácidos do organismo são fixos- permanecem em 
estado líquido 
• os ácidos alimentares, o ácido lático e os ceto-ácidos; 
 
BASES 
• Substâncias que captam o hidrogênio nas soluções 
• Principalbase do organismo: 
 
• Bicarbonato 
• produzido à partir do metabolismo celular pela 
combinação do dióxido de carbono com a água 
 
• Demais bases: 
• Fosfatos 
• numerosas proteínas 
• hemoglobina. 
 
 
 O íon hidrogênio (H+) é o íon mais importante nos 
sistemas biológicos 
 A [H+] nas células e líquidos biológicos influencia a 
velocidade das reações químicas, a forma e função das 
enzimas assim como de outras proteínas celulares e a 
integridade das células 
 A [H+] nas células e líquidos biológicos deve estar em 
torno de 0,4nM (0,4x10-7) 
 80mM de íons hidrogênio são ingeridos ou produzidos 
pelo metabolismo por dia. 
Íon hidrogênio 
• Produzem alterações significativas no funcionamento do 
organismo: 
 
• Aumento da resistência vascular pulmonar; 
• Redução da resistência vascular sistêmica; 
• Alterações da atividade elétrica do miocárdio; 
• Alterações da contratilidade do miocárdio; 
• Alterações da atividade elétrica do sistema nervoso 
central; 
• Alterações da afinidade da hemoglobina pelo oxigênio; 
• Modificação da resposta a certos agentes químicos, 
endógenos e exógenos, como por exemplo, hormônios e 
drogas vasoativas. 
Escala de pH 
• A escala de pH foi definida de modo a expressar 
essas concentrações: 
pH = -log[H3O
+]= -log[H+] 
pOH = -log[OH-] 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Água neutra (25°C) pH = pOH = 7,0 
• Sol. ácidas, [H+] > 1,0 x 10-7  pH < 7,0 
• Sol. básicas, [H+] < 1,0 x 10-7  pH > 7,0 
 
Alguns valores comuns de pH 
Substância pH 
Ácido de bateria <1.0 
Suco gástrico 2.0 
Suco de limão 2.4 
Cola (refrigerante) 2.5 
Vinagre 2.9 
Suco de laranja ou maçã 3.5 
Cerveja 4.5 
Café 5.0 
Chá 5.5 
Chuva ácida <5.6 
Saliva de pacientes com cancro 4.5-5.7 
Leite 6.5 
Água pura 7.0 
Saliva humana 6.5-7.4 
Sangue 7.34-7.45 
Água do mar 8.0 
Sabonete de mão 9.0-10.0 
Amônia caseira 11.5 
Cloro 12.5 
Hidróxido de Sódio caseiro 13.5 
pH = – log [H+] 
Uma solução ácida de pH = 4 apresenta concentração de 
íons H+ = 10–4 mol/L. 
 Uma solução alcalina de pH = 8 apresenta concentração 
de íons H+ = 10–8 mol/L. 
Medidas de pH 
Eletrométrico 
Colorimétrico 
pHmetro 
Lavar o eletrodo e 
secar com papel absorvente 
Padronização feita com soluções 
de pH abaixo e acima do que vai ser medido 
Potenciômetro mede [H+] 
diferença de potencial elétrico 
entre duas soluções 
indicadores 
Indicador-H H+ + Indicador 
(Cor A) (Cor B) 
Imagens da esquerda para a direita: (A) Matylda Sęk/ GNU Free Documentation License. (B) Bordercolliez/ Creative Commons CC0 
1.0 Universal Public Domain Dedication 
Imagem: Lilly_M/ GNU Free Documentation License 
FAIXAS DE MUDANÇA DE COR 
[ H+ ] pH carácter 
10 -1 1 ácido 
10 -2 2 ácido 
10 -3 3 ácido 
10 -4 4 ácido 
10 -5 5 ácido 
10 -6 6 ácido 
10 -7 7 neutro 
10 -8 8 básico 
10 -9 9 básico 
10 -10 10 básico 
10 -11 11 básico 
10 -12 12 básico 
10 -13 13 básico 
10 -14 14 básico 
INDICADOR pH Color pH Color 
Amarillo de metilo 2,9 Rojo 4 Amarillo 
Fenolftaleína 8 Incoloro 10 Violeta 
Rojo de metilo 4,2 Rojo 6,2 Amarillo 
Timolftaleína 8,6 Incoloro 10 Azul 
Tornasol 4,5 Rojo 8 Azul 
COMO OS INDICADORES MUDAM DE COR? 
• Os indicadores de pH são, portanto, bases ou ácidos orgânicos 
fracos que possuem formas com cores diferentes dependendo do 
pH do meio; 
• A coloração se dá graças a um rearranjo molecular causado pela 
variação do pH do meio, o que proporciona o surgimento ou 
desaparecimento dos grupos cromóforos (responsáveis pela cor). 
HO OH 
C 
O 
O 
C 
-O 
C 
O 
OH 
O O 
Br 
O 
SO³ 
Br 
OH 
SO³ 
Br 
O 
Br 
fenolftaleína 
Forma ácida 
incolor 
Forma alcalina 
Vermelho - violácea 
H+ 
OH- 
CURIOSIDADE 
Sistema tampão 
Substâncias que em solução aquosa dão a estas 
soluções a propriedade de resistir a variações do seu pH 
quando as mesmas são adicionadas em quantidades 
pequenas de ácidos (H+) ou base (OH-). 
 sistemas que tendem a se opor à mudanças de pH 
 mantém a homeostase 
Equilíbrio ácido - básico 
SISTEMAS ATUANTES 
TAMPÕES PLASMÁTICOS 
SISTEMA PULMONAR 
SISTEMA RENAL 
•  o efeito de ácidos ou bases adicionados 
 nos líquidos corporais 
• atuação imediata 
• elimina ou retém CO2 
• atuação em minutos a horas 
• excreção de urina ácida ou básica 
• atuação em horas a dias 
O íon bicarbonato é o principal responsável pelo 
tamponamento do sangue humano. 
 
 
 
Como se forma o íon bicarbonato ? 
 
• A finalidade do tampão é manter o pH do sangue 
praticamente constante. 
 
• Os componentes do sistema-tampão do bicarbonato são 
produzidos metabolicamente em grande quantidade. 
Portanto, o corpo não depende da ingestão de compostos 
exógenos ou de sínteses complexas para a manutenção 
desse sistema-tampão. 
Como se forma o íon bicarbonato no sangue 
No sangue 
 CO2 + H2O H2 CO3 
 H2 CO3 é um intermediário instável 
 H2 CO3 H
+ + HCO3 
- 
No metabolismo os compostos são oxidados no interior da célula 
Composto + O2 CO2 + H2O 
CO2 + H2O H2 CO3 H
+ + HCO3 
-
 
A velocidade de formação de H2CO3 a partir de 
CO2 e H2O, que normalmente é lenta, é muito 
aumentada pela enzima anidrase carbônica, 
encontrada nas hemácias 
Anidrase Carbônica 
No sangue 
 CO2 + H2O H2 CO3 
CO2 + H2O H2 CO3 H
+ + HCO3 
-
 
O bicarbonato, HCO3
-, está em equilíbrio com CO2 
e H2CO3 (ácido carbônico) 
H2CO3 é um ácido fraco H2CO3 degrada-se em 
HCO3
- e H+ 
pH 
Tampões biológicos 
A capacidade de tamponamento (ou "poder tampão") é uma 
propriedade importante em sistemas biológicos, para os quais uma 
alteração rápida de pH pode ter conseqüências desastrosas. 
O Bicarbonato, HCO3-, mantém o pH do sangue numa "faixa 
segura" compreendida entre 7,35 e 7,45, resistindo às variações de 
pH para cima ou para baixo desses valores. 
Alterações do Equilíbrio ácido-básico 
Condição Causas possíveis 
acidose 
respiratória 
apnéia ou capacidade pulmonar prejudicada, com acúmulo de CO2 nos 
pulmões. 
acidose 
metabólica 
ingestão de ácido, produção de cetoácidos no diabetes descompensado 
ou disfunção renal. 
(Em todas elas, há um acúmulo de H+ não decorrente de um excesso de 
CO2.) 
Condição Causas possíveis 
alcalose 
respiratória 
hiperventilação, produzindo diminuição do CO2 no sangue. 
alcalose 
metabólica 
ingestão de álcali (base), vômitos prolongados (perda de HCl) ou 
desidratação extrema levando a retenção de bicarbonato pelos rins. 
(O aspecto comum é a perda de H+ não decorrente de uma baixa do CO2 
sangüíneo) 
 
O organismo utiliza três mecanismos para 
controlar o equilíbrio ácido-básico do sangue 
 
 O excesso de ácido é excretado pelos rins, 
principalmente sob a forma de amônia. Os rins possuem 
uma certa capacidade de alterar a quantidade de ácido ou 
de base que é excretada, mas, geralmente, esse processo 
demora vários dias. 
 
 Em segundo lugar, o corpo utiliza soluções tampão do 
sangue (Tampão Bicarbonato) 
 
 Terceiro mecanismo de controle do pH do sangue 
envolve a excreção do dióxido de carbono, a quantidade de 
dióxido de carbono que é expirado através do controle da 
velocidade e profundidade da respiração.