Aula 3 pH e tampões

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16/08/2018
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pH e tampões
Prof. Dr. Alisson dos Reis Canto
Auto-ionização da água pura
H20
Keq = ________
[H20]
[H+] [OH-]
= 1,8 x 10-16 M
H+ + OH-D
➢ Reação reversível que pode ser descrita por uma constante de
equilíbrio (Keq).
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Conceito de Kw (produto iônico da água)
1,8 x 10-16 = ________
[H20]
[H+] [OH-]
1,8 x 10-16 = ________
55,5
[H+] [OH-]
1,8 x 10-16 x 55,5 = [H+] [OH-]
Kw = 1,0 x 10
-14 = [H+] [OH-]
Kw = 10
-14 = [H+] [OH-]
Massa molar da água 
(g/mol)
H – 1
O – 16
H2O – 18
[H20] = ? mol/L
(mols por litro)
18 g – 1 mol
1000 g (1 L) – x mol
X = 1000 / 18 
X = 55,5 mol / L
[H20] = 55,5 mol/L
A [H20] é sempre = 
55,5 mol/ L
Reorganizando a 
equação, temos:
Calculando o produto 
no primeiro membro da 
equação:
O produto entre as 
concentrações de H+ e OH- é 
sempre igual a 10-14
Densidade da água
(g/mL)
1 g/mL
1000 g/L
Conceito de Kw (produto iônico da água)
Kw = 1 x 10
-14 = [H+] [OH-]
O produto entre as concentrações de 
H+ e OH- é sempre igual a 10-14
➢Quando as concentrações de H+ e OH- são exatamente iguais, como
na água pura, a solução é considerada estar em pH neutro. Assim...
[H+] = [OH-]
Kw = 1x10
-14 = [H+] [OH-] = [H+]2
[H+]2 = 1x10-14
[H+] = √ 1x10-14 = 1x10-7 M
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Escala de pH
Ex.:
[H+] = 0,0000001 M = 1,0 x 10-7 M
log [H+] = -7
pH = -log[H+] = 7
pH, então, significa 
“logaritmo negativo” da concentração de H+
OBS - É mais correto dizer “o simétrico do logaritmo da concentração de H+”
➢Para evitar a utilização de números muito pequenos e de 
notação exponencial estabeleceu-se o uso do termo 
p
Que significa “menos logaritmo de... ”
C
Relações entre [H+], [OH-], pH e pOH
[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
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
OBSERVAÇÕES
✓Em pH < 7 a [H+] é maior que a 
[OH-] por isso esses valores são 
considerados ácidos
✓Em pH 7 a [H+] é igual a [OH-] 
por isso esse valor é considerado 
neutro
✓Em pH > 7 a [OH-] é maior que 
a [H+] por isso esses valores são 
considerados básicos
ácido
neutro
básico
(ou alcalino)
Qual a importância do 
conhecimento do pH 
para a bioquímica?
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Ácido e Base
Definição de Bronsted e Lowry
➢ Ácidos são substâncias que podem doar prótons
➢ Bases são substâncias que podem aceitar prótons
Ácido clorídrico
HCl + H2O g H
+
(aq) + Cl
-
(aq)
NaOH + H2O g Na
+
(aq) + OH
-
(aq) 
OH-(aq) + H
+
(aq) g H2O 
Hidróxido de sódio (base)
Ácido forte e ácido fraco
Na dissociação de um ácido fraco em solução aquosa, forma-se um 
íon H+ e sua base conjugada coexistem em equilíbrio dinâmico
Ácido:
Ácido acético
Base conjugada:
Íon (ânion) acetato
Ácido fraco se dissocia parcialmente 
quando dissolvido em água. 
Ex.: Ácido acético
HAc D Ac- (aq) + H+(aq)
Ácido forte se dissocia totalmente
quando dissolvido em água. 
Ex.: Ácido clorídrico
HCl g H+(aq) + Cl-(aq)
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Exemplos de ácidos e bases
Ácido sulfúrico
H2SO4 DHSO4
- + H+
HSO4
- DSO4
-2 + H+
Ácido clorídrico
HClgH+ + Cl-
Hidróxido de sódio
NaOHgNa+ + OH-
Ácidos carboxílicos
R-COOH D R-COO- + H+
Aminas
R-NH + H+DR-NH3
+
Equilíbrio químico na dissociação de ácidos 
G
ra
u
 d
e
 
d
is
so
c
ia
ç
ã
o
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
Muito dissociado
[HA]>>[A-]
[A-] /[HA]>1 ácido forte
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 ácido fraco
Entenda o conceito de 
equilíbrio, nesse caso!
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Conceito de Ka e pKa
Como a [H2O] é
praticamente constante e
igual a 55,5 mol/L.
Podemos “embutir” na
constante K
transformando-a em Ka
[CH3—COO
-] [H+]
[CH3—COOH] [H2O]
__________________K =
pKa = -logKa
[CH3—COO
-] [H+]
[CH3—COOH]
_______________Ka =
Constante de dissociação 
Constante de 
dissociação 
com a 
concentração 
de água 
“embutida”
-log da 
constante de 
dissociação
Constantes de dissociação de alguns ácidos 
fracos importantes em bioquímica
Ácido Ka pKa
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Tomando-se o logaritmo negativo de ambos os membros 
temos:
Aplicando as definições de pH e pK:
Ou, escrita numa forma genérica:
Equação de Handerson-Hasselbach
➢Permite calcular o pH de uma solução à partir das concentrações 
do ácido e da base conjugada.
Para a dissociação do ácido fraco:
Temos a seguinte equação
Que pode ser rearranjada desta forma
c
Sistema Tampão
➢ Solução que evita mudanças bruscas de pH mesmo quando 
pequenas quantidades de ácido ou base são adicionados. 
➢ É composto por um sistema ácido fraco (doador de prótons) e 
sua base conjugada (um receptor de prótons).
Exemplo:
Ácido acético
(CH3COOH)
(Doador de próton)
Acetato
(CH3COO
-)
(Receptor de prótons)
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Os sistemas biológicos são sempre tamponados
Zona de tamponamento
➢Cada sistema-tampão tem uma zona característica (região de 
tamponamento) de pH na qual ele atua como um tampão efetivo.
➢ A capacidade tamponadora muda com a concentração da solução tampão. 
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Diferentes ácidos fracos, possuem diferentes 
regiões de pH nas quais eles funcionam como 
soluções tampões !
Importante do ponto 
de vista biológico
Curva de titulação (ácido triprótico)
Espécies 
predominantes
H3PO4
H2PO4
-
HPO4
2-
PO4
3-
pKs e zonas de 
tamponameto
Relação entre os 
equivalentes 
adicionados , os pKs
e os patamares de 
tamponamento
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Aminoácidos como tampão
➢ Aminoácidos possuem caráter anfótero → Reage com ácido
→ Reage com base
Aceptor de H+
Doador de H+
Curva de titulação (Alanina)
E quando a cadeia lateral, também, influencia no 
tamponamento ?
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Curva de titulação (Histidina)
Os sistemas biológicos são sempre tamponados
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Dúvidas ?