Água, pH, pKa e Sistema Tampão

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ÁGUA 
Propriedades Físico-Químicas 
-Elevado Calor Específico (bastante quantidade de energia para aumentar a temperatura) 
-Pontos de fusão, ebulição e vaporização mais altos que os outros solventes comuns. 
-O gelo é menos denso que a água líquida, pois as moléculas se aproximam mais, adquirindo um 
arranjo hexagonal, com espaços vazios (resultando em expansão). Visto que o volume aumenta, 
mas a massa de água permanece a mesma, a densidade do gelo diminui. 
-Alta tensão superficial (resistir à ruptura) como consequência das forças coesivas. 
 
Características Moleculares 
-Geometria: Tetraedro irregular; -Ângulo de ligação ≅104,5° 
-Polar (dipolo): com distribuição interna assimétrica de cargas. Oxigênio é muito eletronegativo e 
atrai os e- do H. 
-Ligações de Hidrogênio: forma lig. de hidrogênio com ela mesma (coesão) ou com outros solutos 
(proteínas, DNA, RNA, etc). Mols de água interagem entre si por atração eletrostática formando até 
4 lig. de Hidrogênio no gelo. 
 
-De modo geral, as lig. de hidrogênio se formam entre um átomo eletronegativo (aceptor de 
hidrogênio) e um átomo de H anexado covalentemente a outro átomo eletronegativo (doador de 
hidrogênio) na mesma molécula ou em outra. Geralmente, os átomos eletronegativos são: O, N ou 
F; o que não ocorre com o Carbono. Assim, pontes de H não acontecem somente na água. 
 
 
-Solvente universal p/ íons e moléculas polares. É ruim para dissolver moléculas apolares, como os 
gases CO2, O2 e N2. 
 
-Numa solução, a interação soluto-água leva à 
formação de uma camada de solvatação - uma 
barreira de H2O ao redor dos íons, isolando-os, o que 
permite a dissociação do soluto. 
OBS: Moléculas apolares não formam camadas de 
solvatação. 
 
-Composto hidrofílico: são polares, neutros (ex. açúcar) ou ionizados (ex. sal), solúveis em água. 
-Composto hidrofóbico: são apolares, insolúveis em água, solúveis em solventes orgânicos 
apolares como álcool, éter, óleos, etc. Ex. Hidrocarboneto. 
-Composto anfipático/anfifílico: tem uma porção polar e outra apolar, pode ser pouco ou muito 
solúvel a depender da porção predominante. Ex. Ácido Graxo, Fosfolipídeos. 
 
 
 
 
IONIZAÇÃO DA ÁGUA 
-Ionização é a formação de íons a partir de moléculas neutras. 
-A água pode sofrer autoionização: H2O ⇌ H
+ + OH− (representação convencional) 
 H2O + H2O ⇌ H3O
+ + OH− (representação real) 
OBS: Os íons H+ são transferidos diretamente para mols de água próximas formando íons hidrônio 
(H3O
+), portanto, não há realmente íons H+ livres. Contudo, convencionou-se, por facilidade, se 
referir como se os H+ estivessem livres e não na forma de hidrônio. 
-A água é anfótera, pode agir tanto como um ácido ou uma base de Brønsted-Lowry. 
-Para Brønsted-Lowry, um ácido é uma espécie capaz de doar prótons H+. Uma base é um aceptor 
de prótons. Ácidos e Bases são capazes de se dissociar em meio aquoso. 
Ácidos: doadores de prótons: HA + H2O ⇌ A
- + H3O
+ 
 Ácido + Base ⇌ Base conjugada + Ácido conjugado 
 Ex.: HCl + H2O ⇌ H3O
+ + Cl- (representação real) 
-Portanto, o ácido H3O
+, formado por protonação da base H2O, é chamado ácido conjugado de H2O. 
 
Bases: aceptoras de prótons: B + H2O ⇌ HB
+ + OH- 
 Base + Ácido ⇌ Ácido conjugado + Base conjugada 
 Ex.: NH3 + H2O ⇌ NH4
+ + OH− 
-Portanto, a base OH-, formada por desprotonação do ácido H2O, é chamada base conjugada de 
H2O. 
 
-Grau de ionização (ou dissociação): relação entre o número de moléculas ionizadas e o número 
total de moléculas dissolvidas. Se o grau de ionização for ≥ 50%, o ácido ou base é considerado 
FORTE. Se ≤ 5%, o composto é considerado FRACO. Há também os semifortes com grau de 
ionização entre 5% e 50%. 
Ácidos fortes: Ácido clorídrico (HCl), Ácido sulfúrico (H2SO4), Ácido nítrico (HNO3), etc. 
Ácidos Fracos: Ácido carbônico (H2CO3), ácido acético (H2COOH), ácido sulfídrico (H2S), etc. 
Bases fortes: Hidróxido de sódio (NaOH), Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), etc. 
Bases fracas: Hidróxido de magnésio Mg(OH)2, hidróxido de amônio (NH4OH), Hidróxido de 
alumínio Al(OH)3, etc. 
Resumo: Ácidos e bases fortes ionizam completamente, enquanto que os fracos ionizam apenas 
parcialmente. O que mais interessa é o comportamento de ácidos e bases fracos, pois estão 
presentes em sistemas biológicos e desempenham papéis importantes no metabolismo. 
 
-Constante de ionização ou constante de dissociação de substâncias ácidas ou básicas (Keq): 
A tendência do ácido (HA) de perder um próton e formar sua base conjugada (A–) é definida pela 
constante de equilíbrio (Ka). Em se tratando de uma base (B), a tendência de aceitar um próton e 
formar seu ácido conjugado (BH+) é definido por (Kb). 
-Valores altos de Ka ou Kb significam que o ácido ou a base apresentam alto grau de dissociação, 
assim classificamos como fortes. Se Ka ou Kb forem baixos, classificamos como sendo um ácido 
ou base fracos. 
Lembrando que Ka pode ser tanto do ácido como também do ácido conjugado, enquanto Kb pode 
se referir à base ou a base conjugada. 
 
-O pK determina a capacidade do ácido ou da base de doar ou receber prótons, respectivamente. 
Ao contrário do Keq, quanto mais forte o ácido, menor é o seu pKa; quanto mais forte a base, 
maior é seu pKb ou pKa (pKa, nesse caso, refere-se ao seu ácido conjugado). 
-As constantes de dissociação são mais facilmente expressas em termos de pKa, definido como: 
pKa = –log Ka pKb=-log Kb 
-O pKa pode ser determinado experimentalmente: é o pH no ponto central da curva de titulação 
para o ácido ou a base. 
B + H+  BH+ pKa= pH + log10 [BH+]/[B] 
AH  A- + H+ pKa=pH + log10[AH]/[A-] 
 
BH+ e A+ representam, respectivamente, uma base e um ácido na sua forma iônica, nesta forma 
esses compostos apresentam baixa lipossolubilidade, sendo incapazes de atravessarem a 
membrana celular, que é apolar. Já B e AH representam, respectivamente, uma base e um ácido 
nas suas formas não-ionizadas, sendo lipossolúveis o suficiente para passarem pela membrana. É 
fundamental que o fármaco esteja na sua forma molecular (eletricamente neutra) para que ocorra 
melhor absorção pelo organismo. 
 
Para fármacos ácidos: quando o meio tem pH>pKa, predomina a forma iônica (polar) do ácido. 
Quando o meio tem pH<pKa, predomina a forma molecular do ácido o que facilita a difusão. 
Portanto, são mais facilmente absorvidos em meio ácido, por exemplo, no estômago. 
Para fármacos básicos: quando pH>pka, predomina a forma não-ionizada (molecular); 
Quando pH<pka, predomina a forma ionizada (polar). Portanto, fármacos básicos são mais 
facilmente absorvidos no intestino (meio básico). 
Quando pKa ou pKb se igualam ao pH do meio – pKa,b=pH –, a reação estará em equilíbrio, ou 
seja, a concentração será: 50% na forma ionizada e 50% na forma não-ionizada (molecular). 
Assim, vai depender de 2 fatores: o pKa do fármaco e o pH do meio no qual se encontra. 
Dependendo do pH do meio, o ácido ou base fraca pode estar protonado ou desprotonado, ou seja, 
com ou sem próton H+ na molécula. 
 
ESCALA DE pH 
pH= -log[H+] 
pOH= -log[OH-] 
Em qualquer solução aquosa a 25°C: pH + pOH = 14 
Para uma solução neutra, o pH=7 
Soluções ácidas têm pH < 7 
Soluções básicas têm pH >7. 
-A escala é logarítmica: significa que a variação de 1 unidade de pH corresponde a uma variação 
de dez vezes na [H+]. 
-O pH das células (6,8) e o pH do sangue (7,4) são muito próximos do neutro. 
-O pH do plasma sanguíneo de diabéticos é comumente abaixo dovalor normal de 7,4; essa 
condição é chamada de acidose (pode ser revertida com administração intravenosa de 
bicarbonato). Em outras doenças, o pH sanguíneo é mais alto que o normal, uma condição 
conhecida como alcalose. Lembre-se que as enzimas são sensíveis e trabalham em um pH ótimo. 
 
CURVA DE TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO COM UMA BASE. 
-Ácidos e bases fracas tendem ao equilíbrio químico mesmo que ocorra adição de H+ ou OH no 
meio. 
-Um dado volume do ácido é titulado com uma solução de base forte, geralmente hidróxido de 
sódio (NaOH). O NaOH é adicionado até o ácido ser consumido (neutralizado). A concentração do 
ácido na solução original pode ser calculada a partir da concentração de NaOH adicionado. 
Vejamos a curva de titulação do ácido acético, HAc, (CH3COOH). Ao adicionar NaOH, o íon OH
– se 
combina com os H+ livres na solução para formar H2O. Com a remoção dos íons H
+, o HAc se 
dissocia um pouco mais para satisfazer seu equilíbrio. A titulação prossegue de forma que uma 
maior quantidade de HAc ioniza, formando Ac– (íon acetato), à medida em que NaOH é adicionado. 
No ponto central no qual 0,5 de NaOH foram adicionados, metade do HAc original se dissociou, de 
forma que a concentração de doadores de prótons [HAc] agora é igual à do aceptor de prótons[Ac–]. 
Nesse ponto, o pH da solução de ácido acético e de acetato é exatamente igual ao pKa do ácido 
acético (pKa=4,76). 
Ou seja, após a adição de NaOH ao ácido acético, o pH da mistura é medido e colocado num 
gráfico em função da quantidade de NaOH adicionada, expresso como a fração da concentração 
total requerida para converter todo o ácido acético (CH3COOH) na sua forma desprotonada, íon 
acetato (CH3COO
–). 
-A curva de titulação para qualquer ácido fraco deverá ser descrita pela equação de Hendersson-
Hasselbach. Essa equação permite calcular a relação entre as concentrações das espécies 
doadoras e aceptoras de prótons em qualquer pH, desde que se conheça previamente a o pKa 
deste ácido. 
 
 
 
 
SISTEMA TAMPÃO: Impede variações bruscas de pH quando houver adição de base ou ácido no 
meio. Quando houver muitos íons de H+, um tampão absorverá alguns deles elevando o pH; 
quando houver poucos íons, um tampão doará alguns de seus H+ para diminuir o pH. 
-Os tampões consistem geralmente de um par ácido-base, diferindo o ácido e a base pela presença 
ou ausência de um próton H+, isto é, protonado ou desprotonado. A solução-tampão é constituída 
por um ácido fraco e sua base conjugada ou por uma base fraca e seu ácido conjugado, dissolvidos 
em água. 
-Faixa de tamponamento ou capacidade tamponante: é a faixa de pH onde o tampão consegue 
ter uma ação ótima (exercer sua função de forma eficiente). Cada solução-tampão atua em 
determinada faixa de pH. A faixa de pH ideal ou útil de um tampão é considerada pKa  1 unidade 
de pH. 
Na escolha de um tampão para experimento, deve-se buscar um cujo pKa seja o mais próximo 
possível do pH desejado, pois a capacidade tamponante é máxima quando pH=pKa, ou seja, um 
tampão é mais eficaz em resistir a mudança de pH quando pH=pKa, isto é, [HA]=[A-]. 
A capacidade tamponante pode ser aumentada aumentado a concentração do tampão, pois há 
mais espécies disponíveis para se combinarem. Quando estas terminam diz-se que o tampão foi 
consumido. 
 
Tampões Biológicos 
- A amônia, por exemplo, tampona a urina. Dois tampões biológicos especialmente importantes são 
os sistemas Fosfato e o Bicarbonato. O tampão fosfato, que age no citoplasma das células e em 
fluidos biológicos, consiste em H2PO4
- como doador de prótons e HPO4
2- como aceptor de prótons: 
H3PO4 ⇌ H2PO4
- ⇌ H+ + HPO4
2- 
 
-O plasma sanguíneo é tamponado em parte pelo sistema tampão do bicarbonato, consistindo em 
ácido carbônico (H2CO3) como doador de prótons e íon bicarbonato (HCO3
-) como base conjugada. 
A enzima que catalisa essa reação reversível é a Anidrase Carbônica. 
CO2 + H2O ⇌ H2CO3 ⇌ H
+ + HCO3
- 
 
 
 
 
 
 
 
-Se muitos íons H+ se formarem (ex: jejum, diabetes, exercícios vigorosos), a equação será 
desviada para a esquerda, e os íons bicarbonato absorverão o H+ para formar H2CO3. 
-Se as concentrações de H+ caírem, a equação será desviada para a direita, e o ácido carbônico vai 
se transformar em bicarbonato, doando íons de H+ para a solução. Sem este sistema tampão, o pH 
do corpo flutuaria o suficiente para colocar a sobrevivência em risco. 
 
OBS: Hiperventilação é o aumento da ventilação pulmonar, levando ao aumento da exalação de 
CO2 e consequente diminuição desse gás dissolvido no sangue. Assim, a hiperventilação desloca a 
reação no sentido da formação de H2CO3, resultando no aumento do pH sanguíneo, fenômeno 
conhecido como alcalose respiratória. Trata-se de uma técnica comum entre competidores de 
corrida de curta distância. 
Na Hipoventilação a respiração é lenta e superficial, aumentando o teor de CO2 nos pulmões e no 
sangue, o que leva a formação de mais H+, resultando em acidose respiratória. 
 
 
IMPORTANTE PARA ESTUDO DE AMINOÁCIDOS: Aminoácidos possuem grupos funcionais que 
são ácidos ou bases fracos. Por exemplo, a cadeia lateral da histidina tem um pKa=6,0 e, por isso, 
pode existir tanto nas formas protonadas quanto nas desprotonadas próximo ao pH neutro. 
Proteínas contendo resíduos de histidina, portanto, são tampões efetivos próximo ao pH neutro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Proteínas 
A ponte de hidrogênio origina as conformações alfa-hélice e folha Beta pregueada.