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Aula pH Tampao

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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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