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Água Matéria escala de ph

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Água
Bioquímica
Água
A água é o principal componente dos sistemas vivos, pois permite que as mais diversas reações ocorram.
Se não houvesse água seria impossível a interação química entre as moléculas que compõem o organismo.
Água
A
Água
 
Água
Por ser mais eletronegativo, o oxigênio mantém os elétrons próximos de si por mais tempo, gerando assim uma diferença de carga (polaridade) com o hidrogênio.
A água é um composto polar.
Água
 
Água
As pontes de hidrogênio se formam e se quebram dentro de 0,1 picossegundo.
Desta forma, as interações entre as moléculas de água são muito dinâmicas.
Isso permite que a água possa interagir com outras moléculas polares por intermédio das pontes de hidrogênio, como também favorecer o meio de catálise de reações químicas.
Água
As pontes de hidrogênio não ocorrem apenas com, ou entre, moléculas de água, mas sim do hidrogênio de um átomo eletronegativo com outro átomo eletronegativo de outra molécula.
Água
A água é considerada um solvente universal, ou seja, uma substância capaz de dissolver outras substâncias.
Água
Compostos que não são capazes de interagir com as moléculas de água, se agregam para formar uma estrutura energeticamente mais favorável são chamados de apolares.
Água
A
Exercícios de Reforço sobre a Água
Explique o mecanismo que permite a indução de um dipolo na água.
Explique o que torna um composto polar. O que torna um composto apolar.
Descreva os conceitos de hidrofilia, hidrofobia e anfipatia. O que estes conceitos podem determinar quando se analisa a adição de um composto em meio aquoso.
Ionização
É quando uma molécula adquire uma característica carregada eletricamente, seja de forma positiva ou negativa.
A ionização da água é baseada em sua dissociação.
O cálculo da ionização passa pela constante de equilíbrio da água.
 Keq [H+] [OH-] em mols/l
 [H2O]
Ionização
Na água pura a 25°C, a concentração de água (H2O) é de 55,5 M, pois:
 Molaridade = Massa
					 Massa Molar x Volume
1g de H2O = 1ml
1000 ml = 1000g (lembrando que o volume é de 1l).
 1000g = 55,5 mols/l ou M
(18 x 1)
Ionização
Keq = [H+] [OH-] => [H+] [OH-] => Rearranjando:
 [H2O] 55,5M
=> (55,5M) (Keq) = [H+] [OH-] = Kw
O Kw é o produto iônico da água a 25°C.
A condutividade elétrica da água dada pela constante de equilíbrio a 25°C é 1,8 x 10-16M.
Ionização
Para chegar ao valor exato de Kw, nós podemos multiplicar as concentrações de [H+] x [OH-], no entanto, nós não possuímos este valor.
Então, para chegar ao Kw, ou temos os valores das concentrações de H+ e OH-, ou o próprio Kw.
Ionização
Quando mensuramos a condutividade elétrica da água, ou seja, o quanto a água é capaz de carregar elétrons através dela, nós chegamos no valor da constante de equilíbrio, porque para que a água possa transmitir elétrons através dela, ela precisa estar ionizada e, a ionização da água é uma constante, que é uma constante de dissociação.
Ionização
Então, podemos determinar, por meio de sua condutividade, a sua constante de dissociação que a 25°C é de 1,8 x 10-16M.
Substituindo na fórmula:
(55,5M) (Keq) = [H+] [OH-] = Kw
Kw = (55,5M) (1,8 x 10-16M)
Kw = 1,0 X 10-14
Ionização
Para separar H+ e OH-, fazemos o seguinte:
Kw = [H+] [OH-] = 1,0 x 10-14
Transformando em logaritmo:
- Log Kw = - log [H+] x -log [OH-] 
- Log1010-14 = - log1010-7 + - log1010-7
Ionização
Para a água neutra, a concentração de íons H+ e OH- serão iguais (1x10-7M) e se multiplicarmos suas concentrações tal como em Kw teremos sempre 1x10-14M, ou seja, se aumentarmos a concentração de H+, a concentração de OH- deverá diminuir e vice-versa.
Ionização
Como estes valores são muito pequenos, convencionou-se sua transformação em logaritmo ou pH, onde “p” significa “logaritmo negativo de base 10 da concentração de” ou p = - log [ ].
[H+] = [OH-] = 1x10-7M
pH = - log [H+] => pH = - log [1x10-7] => pH = 7
pH = 7 é igual ao pOH, que também é 7, na água neutra a 25°C.
Ionização
Quando o pH cai, a concentração de H+ sobe e a de OH- diminui;
Quando o pH sobe, a concentração de H+ diminui e a de OH- aumenta.
Escala de pH
Princípio de Le Chatelier:
Se tensionar o equilíbrio de uma reação de qualquer forma, o equilíbrio se moverá de maneira a aliviar a tensão.
Escala de pH
pH + pOH = 14
HCl(aq) 			H+(aq)+ Cl-(aq)
Então teremos: [H+] = 1M (mol/l)
pH = - log101 = 0 (todo número elevado a zero é igual a um).
Escala de pH
pH = 0
pH água = 7 (neutro)
pH HCl = 0 (ácido)
pOH => pKw = pH + pOH = 14, assim, pOH = 14.
Escala de pH
Ao adicionar KOH a 1 M
KOH(aq) 				K+ (aq) + OH-(aq) 
Escala de pH
Então teremos: [OH-] = 1M (mol/l)
pOH = - log101 = 0
pOH = 0
pOH água = 7 (neutro)
pOH KOH = 0 (básico)
pH => pKw = pH + pH = 14, assim, pH = 14.
Escala de pH
1M de ácido forte => pH = 0 e pOH = 14
1M de base forte => pH = 14 e pOH = 0.
Importância da Escala de pH
O pH serve como determinante (ambiental) da atividade/função das proteínas, assim, quaisquer variações no pH pode afetar o funcionamento destas.
Nos sistemas biológicos o pH é regulado por meio de mecanismos conhecidos como “sistemas tampão”.
Exercícios
Explique o mecanismo químico que permite o processo de ionização da água.
Explique a dinâmica entre pH e pOH em relação à concentração dos íons H+ e OH- em meio aquoso.
Descreva o princípio de Le Chatelier.
Explique a importância biológica da escala de pH.
Sistemas Tampão
Conceito de ácido ou base fortes
Sua reação ocorre apenas em um sentido. Dizemos que houve dissociação total em solução aquosa – tanto para ácidos quanto para bases.
Sistemas Tampão
Conceito de ácidos/bases fracos
Sua dissociação é reversível. Eles podem se reassociar, ou seja, a reação ocorre em ambos os sentidos. Sua dissociação é parcial. 
Sistemas Tampão
Equação de equilíbrio
 							HA			H+ + A- 
Sistemas Tampão
Agora vamos “tensionar o equilíbrio” segundo o princípio de Le Chatelier, o qual recordaremos agora:
Se tensionar o equilíbrio de uma reação de qualquer forma, o equilíbrio se moverá de maneira a aliviar a tensão.
Sistemas Tampão
Ao adicionar NaOH a uma solução aquosa:
NaOH 			Na+ + OH- 
Aumento da [OH-]
	pOH
	pH
Sistemas Tampão
Porém, quando adicionamos NaOH em uma solução contendo um ácido fraco:
HA	 	H+ + A-, onde NaOH é a fonte de “tensão”:
Neste caso:
HA 	 H+ + A- 
Sistemas Tampão
Neste caso, o pH irá sofrer uma alteração menos brusca, pois o OH- irá interagir com o H+ formando H2O, o que força o ácido fraco a se dissociar mais para substituir o H+ consumido, deslocando o equilíbrio da reação para a direita.
Sistemas Tampão
A mesma situação ocorre numa reação básica. Vejamos o exemplo do HCl:
A- 	 HA+ + OH- 
HCl H+ + Cl- 
Aumento da [OH-]
pH
POH
Sistemas Tampão
Neste caso, quando adicionamos HCl em uma solução contendo uma base fraca:
A-	 	 HA + OH- onde HCl é a fonte de “tensão”:
Neste caso:
A- 	 HA+ + OH-
Sistemas Tampão
Por mais que se adicione ácido ou base em um meio contendo um tampão, o pH sempre tenderá a se manter estável por decorrência do deslocamento da constante de equilíbrio.
Sistemas Tampão
Keq = [H+] [A-] = Ka (constante de dissociação)
	 [HA] 
A constante de dissociação é mantida desta forma (constante) devido ao princípio de Le Chatelier.
Sistemas Tampão
Define-se como “tampão”, toda solução que impede que ocorram variações bruscas de pH em uma determinada faixa quando é adicionado à mesma um ácido ou base.
Assim como no caso das concentrações de H+ e OH-, o valor de Ka é muito pequeno, por esta razão, ele é transformado em pKa.
Sistemas Tampão
Keq = [H+] [A-] = pKa => - log de Ka 
	 [HA] 
Chamamos de “titulação” a adição de
ácido ou base ao meio que já possui ácido ou base.
Sistemas Tampão
Quando se adiciona um ácido ou base ao meio que não possui um tampão, observa-se que há uma variação brusca do pH até um valor máximo.
No entanto, a presença de um tampão impede que essa variação ocorra bruscamente dentro de uma faixa de tamponamento.
Sistemas Tampão
A curva de titulação para qualquer ácido fraco pode ser descrita pela equação de Henderson – Hasselbalch.
pH = pKa + log [A-]
 [HA]
Sistemas Tampão
Experimentalmente, todo e qualquer tampão é capaz de impedir as variações bruscas de pH uma unidade para cima ou para baixo de seu pKa, ou seja, são capazes de tamponar 10x a variação da [H+] para cima ou para baixo.
Sistemas Tampão
Para pH = pKa:
4,7 = 4,7 + log [A-] = log [A-] = 0 => log [A-] = 1
 [HA] [HA] [HA] 1
Sistemas Tampão
Para pH = pKa + 1:
5,7 = 4,7 + log [A-] = log [A-] = 0 => log [A-] = 10
 [HA] [HA] [HA] 1
Sistemas Tampão
Para pH = pKa + 2:
6,7 = 4,7 + log [A-] = log [A-] = 0 => log [A-] = 100
 [HA] [HA] [HA] 1
Sistemas Tampão
Para pH = pKa - 1:
3,7 = 4,7 + log [A-] = log [A-] = 0 => log [A-] = 1
 [HA] [HA] [HA] 10
Sistemas Tampão
Para pH = pKa - 2:
3,7 = 4,7 + log [A-] = log [A-] = 0 => log [A-] = 1
 [HA] [HA] [HA] 100
Exercícios
Diferencie ácidos/bases fortes de ácidos/bases fracos.
Explique com suas palavras o que acontece se adicionarmos uma base a uma solução contendo um ácido fraco.
Defina biologicamente um “tampão”.
Tampões Biológicos
Fisiológico
Acidose
Letal
Alcalose
Letal
7,4
7,35
6,8
7,45
8,0
Ácido
Básico
Tampões Biológicos
O pH deve ser bem regulado, pois é nesta faixa onde há o funcionamento ótimo das proteínas e outras macromoléculas do organismo.
O Tampão Bicarbonato
H2CO3				HCO3- + H+
H2CO3				H2O + CO2
CO2 + H2O				H2CO3				HCO3- + H+
Adicionamos as duas
equações
Anidrase 
Carbônica
Anidrase 
Carbônica
Tampões Biológicos
Explicando o tampão bicarbonato:
Caso o pH diminua (aumentando a concentração de H+), o bicarbonato capta o íon H+ para formar H2CO3 (Ácido carbônico), que se dissocia para formar CO2 + H2O.
Caso o pH aumente, a produção de CO2 pelo metabolismo pode aumentar para que este se combine com a água, forme H2CO3, que irá se dissociar formando HCO3- e H+, o íon H+ então irá interagir com a base, neutralizando o pH.
O Tampão Bicarbonato
Tanto o CO2 quanto o HCO3- dissolvidos no sangue são regulados, respectivamente, pelos pulmões e rins, e isso permite uma rápida adição ou remoção destes componentes no sangue, fazendo assim do tampão bicarbonato, o tampão mais potente do organismo.
Tampões Biológicos
É o principal tampão nos líquidos intracelulares e nos túbulos renais, pois a concentração do fosfato é alta no meio extracelular.
H2PO4-				HPO42- + H+
						7,86
pKa = 6,86							7,4
						5,86
Exercícios
Descreva o mecanismo de funcionamento do tampão bicarbonato levando em consideração o princípio de Le Chatelier.
Calcule o pKa de um ácido fraco (HA) hipotético em um litro (1l) de solução tampão contendo os seguintes componentes: [A-] = 0,01M; [HA] = 0,01M; e [H+] = 0,0001.
Exercícios
Descreva o mecanismo de funcionamento do tampão bicarbonato levando em consideração o princípio de Le Chatelier.
Exercícios
Com base na figura abaixo, explique porque a água é um excelente solvente.
FIM

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