2 aula_pH Tampao

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pH e Tampões
Profa. Dra. Flaviana Ribeiro Fernandes
flarfernandes@gmail.com
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Íon hidrogênio
v O íon hidrogênio (H+) é o íon mais importante nos
sistemas biológicos.
v A [H+] nas células e líquidos biológicos influencia a
velocidade das reações químicas, a forma e função das
enzimas assim como de outras proteínas celulares e a
integridade das células.
v A [H+] nas células e líquidos biológicos deve estar em
torno de 0,4nM (0,4x10-7).
v 80mM de íons hidrogênio são ingeridos ou produzidos
pelo metabolismo por dia.
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Ácidos
Conceito de Arrhenius:
Ex.: HCl + H2O « H3O+ + Cl-
Conceito de Brönsted e Lowry: 
Ácido é toda substância que
em solução aquosa libera como
cátion o íon hidrogênio (H+).
Ácido é um doador de prótons, um substância que pode
transferir um próton para outra.
Bases
Conceito de Arrhenius: 
Ex.: NaOH + H2O « Na+ + OH-
Conceito de Brönsted e Lowry: 
Ex.: NH3 + H2O « NH4+ + OH-
Base é toda substância que em
solução aquosa se dissocia
liberando ânion oxidrila (OH-).
Base é um receptor de prótons.
Um ácido pode transferir um próton para uma base.
Ácidos e Bases
CH3-COOH + H2O « CH3-COO - + H3O+
(ácido) (base)
v O íon acetato é a base conjugada do ácido acético
v O ácido acético é o ácido conjugado do íon acetato
v O íon hidrônio é o ácido conjugado da água
v A água é a base conjugada do íon hidrônio
ÁCIDOS aumentam a [H+] de uma solução aquosa e 
BASES a diminuem
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Dissociação da água e seus produtos 
iônicos
A água é um eletrólito fraco e apresenta capacidade de se ionizar
Na água pura, a concentração de íons H+ é sempre igual à concentração
de íons OH -.
A 25ºC, as concentrações em mol/L de H+ e OH- são iguais entre si e
apresentam um valor igual a 1,0 x 10-7 mol/L.
H2O + H2O « OH - + H3O+
Equilíbrio da água e Produto Iônico da 
Água (Kw)
A constante de ionização (Ki)
Ki = 
Por ser um eletrólito fraco, [H2O] é praticamente constante:
Kw é chamado de produto iônico da água.
Na água pura a [H+] é igual a [OH-] que é igual a 10-7.
[ H3O+] [OH -]
=
[ H3O+] [OH -] 
[H2O] [H2O] [H2O]2
Ki.[H2O]2 = Kw = [ H3O+] [OH -] = 10-14
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pH (Potencial Hidrogeniônico)
v A [H+] de uma solução é quantificada em unidades de pH
• O pH de uma solução é definido como o logaritmo negativo 
da concentração de íons hidrogênio.
pH = -log [H+] ou pH = log 1
[H+]
A escala de pH varia de 1 até 14, uma vez que qualquer 
[H+] está compreendida na faixa de 100 a 10-14.
Escala de pH
pH H3O
+
(mols/L)
OH-
(mols/L)
0 100 = 1 10-14=0,000 000 000 000 01 
3 10-3 = 0,001 10-11=0,000 000 000 01 
7 10-7 = 0,000 000 1 10-7=0,000 000 1 
10 10-10 = 0,000 000 000 1 10-4=0,000 1
14 10-14 =0, 000 000 000 000 01 100=1
EXERCÍCIOS
1. Calcular o pH de um meio cuja concentração
hidrogeniônica é 0,01 mol/L ?
[H+] = 0,01 mol/L 
[H+] = 10-2 mol/L
pH = - log 1 pH = 2
10-2
2. [H+]= 0,0000000374M
pH?
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3. Calcular o pH de uma solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1M.
HCl é um ácido forte. Então está 100% dissociado
HCl ® 1H+ + Cl-
0,1 1 x 0,1M
[H+ ] = 0,1 M ou 10-1 M pH = 1
4. Determinar o pH de uma solução 0,005M de ácido sulfúrico?
H2SO4 também é um ácido forte
H2SO4 ® 2H+ + SO4 2-
0,005 2 x 0,005 M
[H+] = 2 x 0,005 = 0,01 M = 10-2 pH = 2
Homeostasia é a constância do meio interno 
pH x homeostasia
Ø equilíbrio entre a entrada ou produção de íons hidrogênio e a livre 
remoção desses íons do organismo.
Ø o organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e, 
conseqüentemente o pH sangüineo, dentro da normalidade, ou seja 
manter a homeostasia .
pH do Sangue Arterial
7,47,0 7,8
Faixa de sobrevida
Acidose Alcalose
pH normal
Aumento da [H+]
7,4
Acidose
Alcalose
Queda do pH
Acúmulo de ácidos
Acúmulo de basesPerda de ácidos
Perda de bases
Diminuição da [H+]
Escala de pH
Aumento do pH
Alterações no pH
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Fontes de H+ decorrentes dos processos 
metabólicos
Powers,S.K. e Howley, E.T., Fisiologia do Exercício, (2000), pg207 Fig11.3
Metabolismo
aeróbico da glicose
Metabolismo
anaeróbico da glicose
Ácido Carbônico Ácido Lático
Ácido Sulfúrico
Ácido Fosfórico
Corpos Cetônicos Ácidos
H+
Oxidação de Amino ácidos
Sulfurados
Oxidação incompleta de 
ácidos graxos
Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas
pH dos Líquidos Corporais
Concentração de H+ em mEq/l pH
Líquido Extracelular
Sangue arterial 4.0 x 10-5 7.40
Sangue venoso 4.5 x 10-5 7.35
Líquido Intersticial 4.5 x 10-5 7.35
Líquido Intracelular 1 x 10-3 a 4 x 10-5 6.0 a 7.4
Urina 3 x 10-2 a 1 x 10-5 4.5 a 8.0
HCl gástrico 160 0.80
Medidas de pHMedidas de pH
vEletrométrico
vColorimétrico
pHmetro
Lavar o eletrodo e 
secar com papel absorvente
Padronização feita com soluções 
de pH abaixo e acima do que vai ser medido
Potenciômetro mede [H+]
diferença de potencial elétrico
entre duas soluções
indicadores
Indicador-H H+ + Indicador
(Cor A) (Cor B)
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Indicadores de pH
Indicadores de pH são substâncias (corantes) utilizadas para 
determinar o valor do pH 
Exemplos
Metil-violeta
pH
0 2 4 6 8 10 12
A Violeta
Tornassol Amarelo Azul
incolor Vermelho 
Violeta
Fenolftaleína
Ácidos Fortes e Ácidos Fracos
Ácido Forte – dissocia-se totalmente HA ® A + H+
Ácido fraco – ioniza-se pouco HA A + H+
A = base conjugada do ácido
Num ácido fraco, em solução aquosa, há um equilíbrio químico entre 
as espécies HA, A e H+
A constante de equilíbrio desta dissociação – Também chamada K a
K eq = [A] [H
+]
[HA]
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Curva de titulação de um ácido fraco permite estabelecer 
o pKa do grupo ionizável e define a região tamponante
5. Qual o pH de uma solução 0,2M de ácido acético (HAc),
sabendo que, nessa diluição, o grau de ionização é igual a 0,5%?
O ácido acético é um ácido fraco que se ioniza
parcialmente.
HAc H+ + AC- a = 0,5 = 5 x 10-3
100
HAc H+ 
0,2 M 0,2 x 5 x 10-3
[H+ ] = 0,2 x 5 x 10-3 = 10-3 pH = 3
Sistemas Tampões
v Tampões são substâncias que limitam variações do pH quando a elas
são adicionados ácidos ou bases.
v Um sistema tampão é formado por um ácido fraco (doador de
prótons) e sua base conjugada (aceptor de prótons) ou por um hidróxido
fraco e seu ácido conjugado.
v Exemplos: CH3-COOH + CH3-COONaAcetato
Bicarbonato H2CO3 + NaHCO3
Fosfato H2PO-4 + NaHPO4
Amônia NH4+ + NH3
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Os tampões resistem mais eficazmente à variação de pH em
qualquer sentido quando as concentrações de ácido fraco e
base conjugada são aproximadamente as mesmas.
v Quando as concentrações de ácido fraco e base
conjugada são iguais, [H+] = Ka.
v Geralmente tentamos selecionar um tampão cuja forma
ácida tem pKa próximo do pH desejado.
K a
[HX]
[X-]
[H+] =
HX (aq) H+ (aq) + X- (aq)
K a =
[H+] [X-]
[HX]
A eficiência de um tampão está restrita a uma
faixa de pH
Curva de titulação de um ácidoforte com base forte
Curva de titulação de um ácido 
fraco com base forte
50%
50% de dissociação do ácido
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CAPACIDADE DE TAMPÃO E pH
Características de um tampão:
CAPACIDADE
pH
• É a quantidade de ácido ou base que um 
tampão pode neutralizar antes que o pH 
comece a variar a um grau apreciável.
• Depende da quantidade de ácido e base 
da qual o tampão é feito.
CAPACIDADE DE TAMPÃO 
• Depende de Ka para o ácido e das
respectivas concentrações relativas de ácido
e base que o tampão contém.
• Quanto maior as quantidades do par ácido-base
conjugado, a razão de suas concentrações, e,
conseqüentemente, o pH se tornam mais
resistentes às mudanças.
pH
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Equação de Henderson-Hassalbalch
K a
[HX]
[X-]
[H+] = log[H
+] =
[X-]
[HX]
log Ka + log (-1)
pH =
[X-]
[HX]
pKa + log
Aceptor de H+
Doador de H+
O valor de pKa é característico de cada tampão
Ácido Base Ka pKa 
Conjugada 
H3PO4 H2PO4- 7,2 x 10-3 2,14
Acético Acetato 1,7 x 10-5 4,76
H2CO3 HCO3- 4,3 x 10-7 6,1
H2PO4- HPO42- 1,4 x 10-7 6,8
NH4+ NH3 5,6 x 10-10 9,25
A eficiência máxima de um tampão é no pH 
correspondente a seu pKa
A eficiência do tampão também depende das 
concentrações do Ácido fraco e da Base conjugada
Exemplo:
v Um tampão acetato 10 mM é menos eficiente que um tampão
acetato 100 mM.
v Pois quanto maior a [HA] e [A], maior a disponibilidade das
espécies de doar ou receber prótons.
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EXERCÍCIOS
6. Qual o pH do tampão formado por 0,1M de Ácido acético 
e 10 mM de Acetato de sódio?
Dado: pKa do tampão 4,76
pH = 4,76 + log 10-2
10-1
pH = pKa + log [A]
[HA]
pH = 4,76 + log 10-1 pH = 3,76
7. Qual o pH do tampão onde a concentração de Ac. Acético
é 0,2 mol/L e a concentração de Acetato de sódio é 0,35
mol/L?
O pKa do HAc é 4,74.
pH = 4,74 + log 0,35
0,20
pH = 4,74 + log 1,75 pH = 4,74 + 0,24
pH = 4,98
Sistemas Primários Reguladores do 
pH
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Os Sistemas Tampões do Organismo
Os principais sistemas tampões presentes no organismo, que
permitem a manutenção da homeostasia, são:
v sistema bicarbonato
v sistema fosfato
v proteínas
v sistema da amônia
O SANGUE é tamponado majoritariamente 
pelo sistema bicarbonato.
No metabolismo (dentro da célula) os compostos são oxidados
Composto + O2 CO2 + H2O 
O tampão bicarbonato (pka 6,14) mantém o pH do sangue numa
"faixa segura" compreendida entre 7,35 e 7,45, resistindo às
variações de pH para cima ou para baixo desses valores.
No sangue:
1- CO2 + H2O H2 CO3
2- H2 CO3 H+ + HCO3-
No plasma a concentração de HCO3 – é 24mmol/L. Qual a
concentração de H2CO3 quando o plasma está com pH 7,45 ?
O pKa do tampão bicarbonato é 6,1.
v O tampão tem alta capacidade para neutralizar ácido adicional, mas
apenas uma baixa capacidade para neutralizar base adicional.
v 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.
pH = pKa + log [A] 7,45 = 6,1 + log [0,024]
[HA] 
Resolvendo 
[HA] = 1,2 mmol/L
[HA]
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SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-
TAMPÃO
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 concentrações de H+ e CO2 nos fluídos corpóreos. Quando a
concentração de 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.
ACIDOSE E ALCALOSE RESPIRATÓRIAS
 Acidose respiratória Alcalose respiratória 
pH plasmático diminuído aumentado 
pCO2 aumentado, é a causa do 
desvio 
diminuído, é a causa do desvio 
pH da urina ácida básica 
Causas Retenção do CO2 
Interferências nas trocas 
gasosas 
Perdas excessivas do CO2 
Hiperventilação 
Exemplos 
clínicos 
Pneumonia, Enfisema 
pulmonar, Insuficiência 
cardíaca congestiva pulmonar, 
Obstrução das vias aéreas, 
Depressão do centro 
respiratório (toxinas 
bacterianas), Choque 
hipovolêmico. 
Altitudes elevadas com baixas 
pO2. 
Estimulação excessiva do 
centro respiratório. 
Sinais clínicos Dispnéia com baixa ventilação 
alveolar 
Hiperpnéia com grande 
ventilação alveolar 
 
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ACIDOSE E ALCALOSE METABÓLICAS
 Acidose metabólica Alcalose metabólica 
pH plasmático diminuído aumentado 
pCO2 Diminuído, ocorre tentativa de 
compensação respiratória 
(Hiperpnéia) 
Aumentado, ocorre tentativa de 
compensação respiratória 
(bradipnéia) 
pH da urina ácida básica 
Causas Ingestão excessiva de ácidos 
Perdas excessivas de bases 
Produção de ácidos 
Ingestão excessiva de bases 
Perdas excessivas de ácidos 
Exemplos 
clínicos 
Diarréia intensa, Obstrução 
intestinal com secreção 
intestinal de bases, Nefrite 
aguda (Uremia), Diabetes 
mellitus, Acidose láctica. 
Uso inadequado do bicarbonato 
de sódio, Vômito excessivo de 
conteúdo gástrico, Torção do 
abomaso, Torção do estômago 
com seqüestro de ácidos 
Sinais clínicos Depressão do SNC 
Apatia, Lentidão, Aumento da 
ventilação alveolar 
Hiperexcitabilidade do SN 
central e periférico, Tetania 
muscular 
 
Durante o exercício físico intenso, o músculo produz muito CO2 e ácido
lático.
Estes compostos vão para o sangue e ocasionariam uma diminuição do pH.
Pulmão
pH <
CO2 + H2O H2 CO3 H+ + HCO3 -
O sistema tampão é capaz de responder rapidamente a uma acidose leve (pH
entre 7,15 e 7,35), ajustando a taxa de eliminação de CO2 nos pulmões.
Acidose respiratória Leve
Sistema Tampão Intracelular
Fosfato monoácido/Fosfato diácido (H2PO4-/HPO42-) pKa 6,8
H2PO4- H+ + HPO4-2
Mantém o pH intracelular na faixa de 7