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pH e Tampão Biofísica Flávio Afonso Gonçalves Mourão Segundo Brönsted – Lowry Ácido: aquele que doa prótons Base: aquele que recebe ou liga prótons Ácido Prótons + Base Liberação de prótons Ligação de Prótons Exemplo: HCl H+ + Cl- HCl é ácido porque libera prótons (H+) e o Cl- é base porque se liga ao H+ gerando HCl Um ácido e sua base recebem a definição: PAR CONJUGADO Algumas substâncias não deixam dúvidas sobre seu caráter ácido ou básico, como HCl, H2SO4, NaOH, KOH, outras porem parecem ora como ácidos ora como bases, como os fosfatos e aminoácidos. Nesses casos considera-se o conceito termodinâmico de aceptor e doador de prótons. Doador tem mais prótons Aceptor tem menos prótons Ácido Próton Base HCl H+ Cl- H2CO3 H + HCO3 - CH3COOH H + CH3COO - NH4 + H+ NH3 Ácido forte – libera totalmente H+ formando H+3O em alta concentração Ácido fraco – libera parcialmente H+ formando H+3O em baixa concentração. Alcalis – liberam a hidroxila, OH-. Tambem se dividem em fortes e fracos de acordo com o efeito alcalino da OH-. Alcalis fortes liberam totalmente OH-, como NaOH, KOH. Os fracos liberam parcialmente, como NH4OH. Sais – não liberam diretamente H+ ou OH- . NaCl, KCl, CH3COONa, NH4CL, NaH2PO4. Se classificam como neutros, ácidos ou básicos conforme sua atuação sobre o pH. pH e Tampão 1ª Lei de ação das Massas ou Lei de Gulberg-Waage Comanda a velocidade da reação quando os reagentes se combinam para gerar produtos A velocidade da reação é proporcional as concentrações molares dos reagentes elevados a expoentes iguais aos seus coeficientes na equação química correspondente Assim, V1 é diretamente proporcional as concentrações molares dos reagentes ao expoente que aparece na reação equilibrada Multiplicando-se a proporcionalidade por uma constante, obtem-se uma igualdade A + B C + D Direta Inversa aA + bB cC + dD V1 V2 V1 α [A]a x [B]b V1 = K1 [A]a x [B]b V1 = Velocidade da reação K1= constante de proporcionalidade [A] e [B] = concentração molar dos reagente a e b = expoentes da equação pH e Tampão Considerando a reação inversa: Assim no equilíbrio: Rearranjando e lembrando que a razão entre duas constantes é outra constante, tem-se: 1. K = 1 P = R 2. K > 1 P > R 3. K < 1 P < R V2 = K2 [C]c x [D]d aA + bB cC + dD V1 V2 V1 = V2 K1 [A]a x [B]b = K2 [C]c x [D]d 𝐾1 𝐾2 = 𝐾 = [𝐶]𝑐[𝐷]𝐷 [𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏 𝐾 = 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒 Concentração pH - Pontencial Hidrogeniônico A água se dissocia espontaneamente em “hidrogenion” (H+) e “hidroxilion” (OH-) O Próton H+ não existe livre em solução e se combina imediatamente a outra molécula de água Concentrações (Hidrogeniônica íons - H3 +O) : 1 a 10-14 mol . L-1 . Concentrações (Hidroxilionicas OH- (hidroxila ou oxidrila)) acompanham em sentido inverso H+ OH- Para facilitar a representação da escala de concentração hidrogeniônica, usa-se a escala de pH (potencial de H). Por definição: pH = -log H+ “Logaritmo negativo da concentração hidrogeniônica” pH [H+] pH [H+] H+ + H2O H3 +O Para simplificar escreve-se apenas H+ A escala prática de pH vai de 0 – 14 a temperatura de 25ºC e 1 atm. Por analogia pOH é o logarítimo negativo de OH- A relação pH + pOH = 14 -----------> é constante O pH é responsável pela chamada reação das soluções. pH < pOH Reação ácida pH = pOH Reação neutra pH > pOH Reação alcalina Controle e determinação do pH Controle do pH – Sistemas tampões pH = 3 pH = 7 pH = 11 pH = 6,5 pH = 7,5pH = 7 + base forte + base forte + ácido forte + ácido forte Recolhe prótons quando há excesso e fornece quando há falta ----------------- > pouca variação no pH O sistema tampão é formado por um aceptor de prótons e um doador de prótons que operam reversivelmente CH3COONa Na + + CH3OO - CH3COOH H + + CH3OO - Acido acético-acetado de sódio Aceptor Doador pH = 7 Acrescenta-se NaOHAcrescenta-se HCl H+ H+ H+ H+ H+ H+ CH3OO - + H+ CH3COOH OH- OH- OH- OH- OH- OH- OH- + H+ H2O Os sistemas tampões mais importantes no plasma sanguíneo dos mamíferos Bicarbonato ácido carbônico: CO2 + H2O H2CO3 H + + HCO3 - HCl + NaHCO3 H2CO3 + NaCl. H2CO3 H2O + Co2 Fosfato II Fosfato I: HPO4 -2 H2PO4 - Efeito Tampão – Equação de Henderson-Hasselbach (H-H) Na dissociação de um ácido fraco qualquer (HA) HA H+ + A- Forma-se um par: Doador (HA) e Aceptor (A-) de prótons. Cuja constante de dissociação será: ou seja: Explicitando H+: Tirando o –log e invertendo a fração 𝐾 = 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒 −𝑙𝑜𝑔𝐻+ = −𝑙𝑜𝑔𝐾 + 𝑙𝑜𝑔 𝐴 𝐷 pH = 𝑝𝐾 + 𝑙𝑜𝑔 𝐴 𝐷 𝐾 = 𝐻+ × 𝐴 𝐷 𝐾 = 𝐻+ × 𝐴 𝐻𝐴 - 𝐻+ = 𝐾 𝐷 𝐴 Efeito Tamponante 1 – A = D log A/D = 0 pH = pK 2 – A > D log A/D > 0 pH > pK 3 – A < D log A/D < 0 pH < pK 1º Caso: pH = pK. Eficiência para neutralização de ácidos e bases é a mesma (B) 2º Caso: pH > pK. Eficiência para neutralização de ácidos é maior que para bases (C) 3º Caso: pH < pK. Eficiência para neutralização de bases é maior que para ácidos (A) Exercícios 1) Qual o pH resultante da mistura de 0,32 moles de acetato com 0,25 moles de ácido acético. (pK = 4,7) Temos: A = 0,32 D = 0,25 pH = 4,7 + log 0,32/0,25 = 4,81 Exercícios 2) Qual a mistura de fosfato que fornece um tampão de pH 7,6 e molaridade 0,20M? (pK mais próximo = 6,8 ---> espécies iônicas correspondentes: NaH2PO4 e Na2HPO4) Temos: A = Na2HPO4 D = NaH2PO4 Se as soluções estoques de fosfato são 0,20 M. Quais os volumes necessários para uma solução de 200ml? 7,6 = 6,8 + log A/D Log A/D = 0,8 100,8 = A/D A/D = 6,3 ----> A= 6,3D Pela Molaridade temos: A + D = 0,2M --------> D = 0,2 – A Então: 6,3A(0,2 – A) A = 0,173 M Assim: D = 0,027 M 173 ml de A / 27 ml de B Fórmula Geral para Soluções de Concentração diferentes pH = 𝑝𝐾 + 𝑙𝑜𝑔 𝐶𝐴 ×𝑉𝐴 𝐶𝐷 ×𝑉𝐷 CA e VA = Concentração e Volume do aceptor CD e VD = Concentração e Volume do doador Onde C deve ser usado em unidades Molares ou derivadas: mol.l-1, osmol.l-1 O Volume pode ser expresso em qualquer unidade. Exemplo: A mistura de 118 ml de acetato de sódio 0,15M (A) com 125ml de ácido acético 0,20M tem qual pH? (pK = 4,7) pH = 4,7 + log 0,15M . 118ml/ 0,20M . 125ml = 4,55 Qual a concentração final da solução estudada C1V1 + C2V2 = C3V3
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