Aula 01 - Equilibrio Ácido base, pH e Sistema Tampão

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Equilíbrio ácido-base
QBQ102 – Bioquímica e Biologia Molecular
Prof.ª Ana Maria Carmona Ribeiro
turma de Educação Física - 2012
Equilíbrio ácido-base
pH e sistema tampão
Força do ácidoForça do ácido
• Ácidos fortes: dissociação total
HCl→ H+ + Cl-
• Ácidos fracos: dissociação parcial
H2CO3�HCO3
- + H+
• Constante de dissociação
Dada a dissociação parcial
pode-se definir uma constante de dissociação no equilíbrio:
[HCO3
-] x [H+] = K (pequeno)
[H2CO3]
[H+] x [Cl-] = K (grande)
[HCl]
ácido forte ácido fraco
Equilíbrio químicoEquilíbrio químico
HA � H+ + A-
HA HA
HA
HA
HA
HAHA
HA
HA
HA
HA
HA
HA
HA
HAHA
HA
HA
HA
HA
H+ A-
H+ A-
Pouco dissociado
[HA]>>[A-]
[A-] /[HA]<<1
G
r
a
u
 
d
e
 
d
i
s
s
o
c
i
a
ç
ã
o
HA HA
HA
HAHA
HAHA
HA
HA
HA
HA
H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H
+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H+ A-
H+ A-
H+ A- H
+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H+ A-
H+ A-
H+ A-H
+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H
+ A-
H+ A-
H+ A-
HA
HA
Semi dissociado
[HA]=[A-]
[A-] /[HA]=1
Muito dissociado
[HA]>>[A-]
[A-] /[HA]>>1
Propriedades Propriedades ácidoácido--basebase da águada água
• Dissociação da água:
H2O + H2O���� H3O
+
(aq) + OH
-
(aq)
• A água sendo um ácido possui uma constante de dissociação
(K):
Para simplificar, vamos 
utilizar a forma abreviada:
H2O���� H
+ + OH-
A água funciona tanto
como ácido quanto como
base.K =
[ H+] [OH-] 
[H O]
Como a [H2O] = 1000g.L-1/18,015g.mol-1 = 55,5 M e essa
constante quando incorporada a K, a constante de ionização da
água passa a ser:
Kw= [ H+] . [OH-] 
O valor de Kw a 25ºC é 10-14M2
base.K = [H2O]
As [H+] e [OH-] são 
correlacionadas
Se [ H+]= 10-2 M, então
[OH-]= 10- 12 M
Conceito de pH e Conceito de pH e pKpK
• O pH da solução é uma medida da concentração de íons H
+
.
As concentrações de H3O
+ (H+) em solução são freqüentemente baixas. Para
evitar a utilização de números muito pequenos utiliza-se a propriedade dos
logarítimos. Assim, o pH é definido como:
O pK de um ácido é o
valor de pH no qual
50% do ácido está
dissociado..
p significa menos logaritmo de
O equilíbrio de ionização de um ácido é dado por:
A constante de ionização é
O pK do ácido é definido como:
dissociado..
Quando a [HA] = [A-] 
(50% dissociado)
K= [HK= [H++]]
Aplicando –log em 
ambos lados, temos 
que pK=pH
Curvas de titulação de alguns ácidos fracosCurvas de titulação de alguns ácidos fracos
Curvas que mostram as
espécies iônicas predominantes
no início, no meio e no final das
titulações.
Equação de Equação de HendersonHenderson--HasselbalchHasselbalch
• Qual é a relação entre pH e a razão de concentrações de ácido e de
base?
Partindo da equação acima e rearranjando, temos:
Aplicando o logaritmo em ambos lados:
Substituindo pH por log 1/H
+
e pK por log 1/K, temos:
(equação(equação dede HendersonHenderson--Hasselbalch)Hasselbalch)
Equação de Equação de HendersonHenderson--HasselbalchHasselbalch
•• (equação(equação dede HendersonHenderson--HasselbalchHasselbalch))
•• ExemploExemplo:: Qual o pH da solução de 0,1 M de ácido acético e
0,2M de acetato. Dados: o pK do ácido acético é 4,8.
Como o acetato é a base conjugada [A
-
] do ác. acético e
substituindo os valores na equação, temos:substituindo os valores na equação, temos:
Da mesma forma, é possível calcular o pK a partir dos valores
de pH e [A
-
]/[HA].
[H+] mol/L pH [OH-] mol/L pOH
1 (1 x 100) 0 1 x 10-14 14
1 x 10-1 1 1 x 10-13 13
1 x 10-2 2 1 x 10-12 12
1 x 10-3 3 1 x 10-11 11
1 x 10-4 4 1 x 10-10 10
1 x 10-5 5 1 x 10-9 9
�[H
+
] x [OH
-
] é sempre igual a 10-14
�pH + pOH é sempre igual a 14
�Em pH 7 a [H
+
] é igual a [OH
-
] por
isso esse valor é considerado neutro
ácido
Relações entre [H+], [OHRelações entre [H+], [OH--], pH e pOH], pH e pOH
1 x 10
1 x 10-6 6 1 x 10-8 8
1 x 10-7 7 1 x 10-7 7
1 x 10-8 8 1 x 10-6 6
1 x 10-9 9 1 x 10-5 5
1 x 10-10 10 1 x 10-4 4
1 x 10-11 11 1 x 10-3 3
1 x 10-12 12 1 x 10-2 2
1 x 10-13 13 1 x 10-1 1
1 x 10-14 14 1 (1 x 100) 0
isso esse valor é considerado neutro
�Em pH < 7 a [H
+
] é maior que a
[OH-] por isso esses valores é
considerados ácidos
�Em pH > 7 a [OH
-
] é maior que a
[H+] por isso esses valores é
considerados ácidos
neutro
básico
(ou alcalino)
Alguns ácidos fracos e suas bases conjugadasAlguns ácidos fracos e suas bases conjugadas
Doadores de prótons Aceptores de prótons
Base conjugada (A- )Ácido (HA)
Efeito do íon comumEfeito do íon comum
• Concentrações no equilíbrio de íons em solução contendo um ácido 
fraco ou uma base fraca.
• Soluções que contêm um ácido fraco, como o ácido acético 
(CH3COOH), e um sal solúvel desse ácido, como o CH3COONa.
O que acontece quando CH3COONa é adicionado à
solução de CH3COOH?
Efeito do íon comumEfeito do íon comum
A adição de CH3COO
- a partir de CH3COONa faz com que o
O ácido em solução
CH3COOH(aq) � H
+(aq)+CH3COO
-(aq)
A base conjugada
CH3COO
-(aq)+H2O(l) � CH3COOH(aq)+OH
-(aq)
[ ][ ]
[ ]
[ ][ ]
[ ]
[ ][ ] KwOHHKaKb
COOCH
OHCOOHCHKb
COOHCH
COOCHHKa
==
==
−+
−
−−+
.
.
 
.
3
3
3
3
CH3COONa é um eletrólito
forte e dissocia-se completa-
mente em solução aquosa
para formar íons Na+ e
CH3COO
-..
CH3COONa(aq)���� CH3COO
-
(aq)+Na
+
(aq)
A adição de CH3COO a partir de CH3COONa faz com que o
equilíbrio desloque-se para a esquerda, diminuindo, portanto, a
concentração no equilíbrio de H+(aq).
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq)
CH3COONa
Adição de CH3COO- desloca o equilíbrio, 
reduzindo [H+].
Poder Poder TamponanteTamponante
Considere a adição de OH
-
na solução de ác.acético (HA).
• Um par ácido-base conjugada tem uma importante propriedade,
resistir a mudanças bruscas de pH mesmo quando um ácido ou uma
base forte são adicionados.
• Solução tampão: mistura de substâncias em solução aquosa que
combina um ácido fraco e sua base conjugada.
Normalmente, um ácido fraco é mais
efetivo no tamponamento quando
os valores de pH estão próximos aos
valores de pK.
ponto de
Inflexão (pH=pK)
Zona (regiãoZona (região de pH)de pH) de tamponamentode tamponamento
e capacidade e capacidade tamponantetamponante
Curva de titulação (ácido triprótico)
Espécies 
predominantes
HPO4
2-
PO4
3-
pKs e zonas de 
tamponameto
Relação entre 
H3PO4
H2PO4
-
Relação entre 
os equivalentes 
adicionados , os 
pKs e os 
patamares de 
tamponamento
Poder Poder TamponanteTamponante
• Um tampão resiste às variações no pH porque ele contém tanto
espécies ácidas para neutralizar íons OH
-
adicionados quanto
espécies básicas para neutralizar íons H
+
adicionados.
• As espécies ácidas e básicas que constituem o tampão não
devem consumir umas às outras pela reação de neutralização.
• Essas exigências são preenchidas por um par ácido/base
conjugada
CH3COOH / CH3COO
-
NH4
+ / NH3
ou
Poder Poder TamponanteTamponante no organismono organismo
Percentual do 
tamponamento total
BICARBONATO %
Bicarbonato plasmático 35
Bicarbonato eritrócito 18
Total tamponamento bicarbonato 53
ContribuiContribuiçãçãoo de de tampõestampões individuaisindividuais parapara
tamponamentotamponamento total do total do sanguesangue
NÃO-BICARBONATO
Hemoglobina 35
Fosfatos orgânicos 3
Fosfatos inorgânicos 2
Proteínas plasmáticas 7
Total tamponamento não-bicarbonato 47TOTAL 100
Como as proteínas 
podem tamponar?
Valores de Valores de pKpK dos aminoácidosdos aminoácidos
• Os aminoácidos possuem pelo menos um grupo ácido (COOH) e
um básico (NH3
+
).
• A glicina é um aminoácido que contém um grupo α-carboxílico
e um grupo α-amino.
• O pK do grupo α-COOH é 2,3 e do grupo α-NH3
+
é 9,6.
• Os valores desses grupos em outros aminoácidos são similares.
Alguns aminoácidos possuem uma cadeia lateral ionizável, como o caso
do ác. aspártico, que possui um grupo carboxílico a mais do que a
glicina. O pK dessa grupo ionizável é 3,9.
pH=0 pH=14
Curva de titulação do aminoácido ALANINACurva de titulação do aminoácido ALANINA
totalmente
desprotonada
totalmente
protonada
grupo carboxílico
protonado=desprotonado
Ponto 
isoelétrico
grupo carboxílico
protonado=desprotonado
Ponto isoelétrico (PI): 
valor de pH no qual todas 
as moléculas estão 
neutras (carga líquida=0) 
Curvas de titulação de aminoácidosCurvas de titulação de aminoácidos
Contextualizando o temaContextualizando o temaContextualizando o temaContextualizando o tema
pH x organismopH x organismo
Homeostasia é a constância do meio interno 
• equilíbrio entre a entrada ou produção de íons hidrogênio e a
livre remoção desses íons do organismo.
• o organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e,• o organismo dispõe de mecanismos para manter a [H ] e,
conseqüentemente o pH sanguíneo, dentro da normalidade, ou
seja manter a homeostasia.
pH do Sangue Arterial
7,47,0 7,8
Faixa de sobrevida
Acidose Alcalose
pH normal
Fontes de HFontes de H++ decorrentes dos processos decorrentes dos processos 
metabólicosmetabólicos
Metabolismo
aeróbico da glicose
Metabolismo
anaeróbico da glicose
Ácido Carbônico Ácido Lático
H+
Powers,S.K. e Howley, E.T., Fisiologia do Exercício, (2000), pg207 Fig11.3
Ácido Sulfúrico
Ácido Fosfórico
Corpos Cetônicos Ácidos
Oxidação de Amino ácidos
Sulfurados
Oxidação incompleta de 
ácidos graxos
Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas
Tampões no organismoTampões no organismo
Os principais sistemas tampões presentes no organismo,
que permitem a manutenção da homeostasia, são:
• sistema bicarbonato
• sistema fosfato• sistema fosfato
• proteínas
• sistema da amônia
Tampões no organismoTampões no organismo
H+(aq) + HCO3-(aq) H2CO3(aq) H2O(l) + CO2(g)
• Equilíbrios importantes no sistema tampão ácido
carbônico-bicarbonato:
CO2: um gás que fornece um mecanismo para o corpo se
ajustar aos equilíbrios.
• A remoção de CO2 por exalação desloca o equilíbrio para a
direita, consumindo íons H+produzidos pelos tecidos.
Tampões no organismoTampões no organismo
• Os principais órgãos que regulam o pH do sistema tampão ácido
carbônico-bicarbonato são pulmões e rins.
• Alguns dos receptores no cérebro são sensíveis às [H+] e [CO2] nos
fluídos corpóreos.
H+(aq) + HCO3-(aq) H2CO3(aq) H2O(l) + CO2(g)
fluídos corpóreos.
• Quando a [CO2] aumenta, os equilíbrios deslocam-se para a
esquerda, o que leva à formação de mais H+.
• Os receptores disparam um reflexo para respirar mais rápido e mais
profundamente, aumentando a velocidade de eliminação de CO2 dos
pulmões e deslocando o equilíbrio de volta para a direita.
• Os rins absorvem ou liberam H+ e HCO3
-; muito do excesso de ácido
deixa o corpo na urina, que normalmente tem pH de 5,0 a 7,0.
ExercíciosExercícios
1. O Ka do ácido fraco HA é 1,6 x 10-6. Calcular:
a) O grau de ionização do ácido para uma solução 10-3M.
b) O pH
2. Responda:
a) Indicar os componentes de um tampão acetato
b) Mostrar através de reações como o tampão acetato resiste a mudanças de pH quando se
adiciona íons OH- ou H+.
3. Quais os fatores que determinam a eficiência ou capacidade tamponante de uma solução?3. Quais os fatores que determinam a eficiência ou capacidade tamponante de uma solução?
4. Dispõe-se de solução de ácido acético e acetato de sódio ambas 0,1 M. Com estas duas soluções,
preparar os seguintes tampões acetato 0,1 M (pKa do ácido acético = 4,7):
a) pH = 3,7
b) pH = 5,7
5. Responda:
a) Calcular a relação [HCO3
-]/[H2CO3] no plasma sanguíneo em pH 7,4 (pKa = 3,77),
b) Calcular a relação [HPO4
2-]/[H2PO4
-] no plasma sanguíneo (pKa = 7,20),
c) Qual dos dois pares ácido-base conjugados é o tampão mais eficiente em uma amostra de plasma
sanguíneo em um frasco fechado, sem espaço disponível para gases (totalmente ocupado por
líquido)?
Exercício de fixaçãoExercício de fixação
O plasma sanguíneo contém uma reserva ("pool") total de carbonato (essencialmente HCO3
-+ 
CO2) de 2,52 x 10
-2M.
a) Qual é a razão [HCO3
-]/[CO2] e a concentração de cada componente do tampão presente a pH 
7,4?
b) Qual seria o pH se for adicionado 10-2M de H+ sob condições tais que o aumento da [CO2] não 
possa ser liberado?
c) Qual seria o pH se for adicionado 10 -2M de H+ e o excesso de CO2 eliminado (mantendo-se 
assim a [CO2] original)?
Considerar o pKa para o equilíbrio abaixo:
CO2 + H2O HCO3
- + H+, como sendo 6,1.