Aula1_Agua-pH-tampao

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Profa Gisele Amorim 
 
Bioquímica 
Aula 1: Água, pH e soluções 
tampão 
 
 
•  Líquida em temperatura biológica; 
•  Mais densa no estado liquido; 
•  Alta capacidade calorifica; 
•  Capaz de formar ligações de hidrogênio; 
 
•  Temperatura de fusão e ebulição elevada; 
•  Solvente para solutos polares ou iônicos; 
•  Ácido/Base fraco(a) 
 
Características que fazem da água uma molécula 
essencial para a vida (como nós a conhecemos) 
Água é polar e tetraédrica 
Por que a estrutura da água não é linear? 
Capacidade de formar ligações de Hidrogênio 
Aceptores e Doadores 
Requisitos para ser um doador ou aceptor de ligações de hidrogênio? 
Interações químicas (não covalentes) entre as moléculas biológicas 
Ligações de hidrogênio entre as moléculas biológicas (e a água) 
Gelo: 4 ligações de H 
 
Água liquida: 3-4 ligações de H 
De acordo com a energia do 
sistema, a água muda o seu 
estado de organização 
Ligações de H entre as moléculas de água 
Água líquida Gelo 
Maior distância entre as 
moléculas – menor densidade 
Água é mais densa na forma liquida 
A água tem temperaturas de fusão e ebulição elevadas 
A água como solvente 
Compostos carregados são solúveis em água (Hidrofílicos) 
A entropia do sistema aumenta quando os íons estão solubilizados 
Moléculas carreadoras! Qual a vantagem? 
Os principais gases de importância biológica são apolares e insolúveis na água 
Implicações importantes no transporte 
de O2 dos pulmões para os tecidos e 
de CO2 dos tecidos para os pulmões. 
 
O oxigênio é transportado através de proteínas 
carreadoras (Hemoglobina). O transporte de CO2 
é feito principalmente sob a forma de HCO3- 
Os principais gases de importância biológica são apolares e insolúveis na água 
A água interage com moléculas de natureza diversa 
Qual grupo interage melhor? Por quê? 
A água e elementos NÃO carregados e apolares (Hidrofóbicos) 
Para moléculas apolares o delta G é positivo ou desfavorável. 
“O efeito ou colapso 
hidrófobo” 
 
 1) A introdução de um 
composto hidrofóbico perturba 
a rede de água; 
 
 2) A água tende a minimizar 
seu contato com as moléculas 
hidrofóbicas; 
 
 3) A organização de camadas 
ou “gaiolas”de água entorno 
de compostos apolares 
 
4) Demanda de alto custo 
entrópico devido à organização 
da água. 
 
Efeito hidrofóbico: as moléculas apolares tendem a formar aglomerados com o mínimo de 
áreas expostas, reduzindo o no de moléculas de água afetadas pela interação. 
Menos moléculas de água altamente 
organizadas na superfície 
Entropicamente favorável As moléculas de agua que circundam os 
lipídios ficam “muito” organizadas. Não são 
capazes de interagir com a região hidrofóbica. 
MICELAS 
Menos moléculas de água altamente 
organizadas na superfície 
Maior ENTROPIA 
Entropicamente favorável 
Membranas celulares - Compartimentalização 
A interação hidrofóbica não se 
estabelece por atração mútua, nem 
“ligação hidrofóbica”. Trata-se de um 
estado de interação 
termodinamicamente mais favorável 
induzido pela presença do composto 
apolar na água. 
IMPORTANTE! 
pH e soluções tampão 
Definição de Brønsted-Lowry 
•  Os conceitos de Arrhenius são limitados a soluções aquosas. 
A transferência do íon H+ (próton) 
Ácidos e Bases 
•  Ácido é uma substância (molécula ou íon) que 
pode doar um próton para outra substância. 
 
•  Uma base é uma substância que pode receber 
um próton. 
 
Definição de Brønsted-Lowry 
ácido base 
Auto ionização da água 
ü Uma molécula de água pode doar um próton para 
outra molécula de água (autoprotolise) 
ü  A água é uma substância anfótera. 
2 H2O è H3O+ + OH- 
Transferência de prótons na água 
O H 
H 
O H 
H 
O H 
H 
O H 
H 
O H 
H 
O H 
H 
O H 
H 
O H 
H 
+ - 
O H 
H 
O 
H - 
H O H 
H 
O H 
H 
Constante de auto-ionização da água 
 
 Kw = 10-14 
2 H2O è H+ + OH- 
? 
Kw ​= [H+][OH−] = 10−14 
Concentração de H+ na água pura 
? 
pH = -log 
A escala de pH 
Pares ácido-base conjugados 
Soluções Tampão 
	
   	
  São	
  soluções	
  de	
  eletrólitos	
  que	
  resistem	
  à	
  variação	
  
de	
   pH	
   quando	
   pequenas	
   quan4dades	
   de	
   ácidos	
   ou	
  
bases	
  são	
  adicionadas	
  ao	
  sistema.	
  	
  
	
  
	
   	
   São	
   cons6tuídas	
   por	
   soluções	
   de	
   ácidos	
   fracos	
   e	
  
bases	
  fracas.	
  	
  
	
  
Para	
  fins	
  prá6cos	
  existem	
  dois	
  6pos	
  de	
  soluções	
  tampão:	
  	
  
Ø Mistura	
  de	
  ácido	
  fraco	
  com	
  sua	
  base	
  conjugada	
  
Ø Mistura	
  de	
  uma	
  base	
  fraca	
  com	
  seu	
  ácido	
  conjugado	
  
Solução	
  aquosa	
  de	
  ácido	
  acé4co	
  e	
  acetato	
  de	
  sódio	
  (AcONa)	
  
	
  
1) AcOH	
  +	
  H2O	
  ↔	
  H3O+	
  +	
  AcO-­‐	
  
2) AcO-­‐	
  +	
  H2O	
  ↔	
  AcOH	
  +	
  OH-­‐	
  	
  	
  	
  	
  	
  
	
   	
  	
  	
  
Ø  	
  A	
  adição	
  de	
  uma	
  pequena	
  quan6dade	
  de	
  H3O+	
  (H+)	
  leva	
  à	
  reação:	
  
H3O+	
  +	
  AcO-­‐	
  ↔	
  AcOH	
  +	
  OH-­‐	
  
	
   	
  Ocorre	
  pequena	
  variação	
  no	
  pH,	
  uma	
  vez	
  que	
  a	
  quan6dade	
  de	
  
H3O+	
  adicionado	
  é	
  muito	
  menor	
  que	
  a	
  concentração	
  de	
  AcONa.	
  
	
  
Ø  A	
  adição	
  de	
  pequena	
  quan6dade	
  de	
  OH-­‐	
  leva	
  à	
  reação:	
  
OH-­‐	
  +	
  H3O+	
  ↔	
  2	
  H2O	
  
	
  
	
   	
   	
  Ocorre	
  pequena	
  variação	
  no	
  pH,	
  uma	
  vez	
  que	
  a	
  quan6dade	
  de	
  
OH-­‐	
  adicionado	
  é	
  muito	
  menor	
  que	
  a	
  concentração	
  de	
  AcOH.	
  
Solução	
  de	
  amônia	
  e	
  cloreto	
  de	
  amônio	
  (NH4Cl)	
  
	
  
1)	
  NH3	
  +	
  H2O	
  ↔	
  NH4+	
  +	
  OH-­‐	
  
2)	
  NH4+	
  +	
  H2O	
  ↔	
  NH3	
  	
  +	
  	
  H3O+	
   	
  	
  
	
  	
  
Ø  A	
  adição	
  de	
  uma	
  pequena	
  quan6dade	
  de	
  H3O+	
  leva	
  à	
  reação:	
  
H3O+	
  +	
  OH-­‐	
  ↔	
  2	
  H2O	
  
	
   	
   	
  Ocorre	
  pequena	
  variação	
  de	
  pH,	
  uma	
  vez	
  que	
  a	
  quan6dade	
  
de	
  H3O+	
  adicionado	
  é	
  muito	
  menor	
  que	
  a	
  concentração	
  de	
  NH3.	
  
	
  	
  
Ø  A	
  adição	
  de	
  uma	
  pequena	
  quan6dade	
  de	
  OH-­‐	
  leva	
  à	
  reação:	
  
OH-­‐	
  +	
  NH4+	
  ↔	
  NH3	
  +	
  H2O	
  
	
  
	
   	
   	
  	
  Ocorre	
  pequena	
  variação	
  de	
  pH,	
  uma	
  vez	
  que	
  a	
  quan6dade	
  
de	
  OH-­‐	
  adicionado	
  é	
  muito	
  menor	
  que	
  a	
  concentração	
  de	
  NH4Cl.	
  
A	
  dissociação	
  de	
  um	
  ácido	
  fraco	
  (HA)	
  	
  ocorre	
  da	
  seguinte	
  forma:	
  
	
  
HA	
  +	
  H2O	
  ↔	
  H3O+	
  +	
  A-­‐	
  
Então: 
][
][log
HA
ApKpH a
−
+=
Equação	
  de	
  Henderson-­‐Hasselbalch	
  
Relação entre Ka e pKa 
•  A	
   Equação	
   de	
   Henderson-­‐Hasselbalch	
   é	
   u6lizada	
   para	
  
calcular	
  o	
  pH	
  de	
  uma	
  solução	
  tampão,	
  a	
  par6r	
  do	
  pKa	
  (que	
  
reflete	
   a	
   constante	
   de	
   dissociação	
   do	
   ácido)	
   e	
   de	
  
concentrações,	
  no	
  equílibro	
  ácido-­‐base,	
  do	
  ácido	
  ou	
  base	
  
conjugada.	
  
	
  
	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  pH	
  =	
  pKa	
  +	
  log	
  [base]	
  
	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  [acido]	
  
Equação	
  de	
  Henderson-­‐Hasselbalch	
  
 
Soluções	
  Tampão	
  
•  Quando	
  a	
  [acido]	
  =	
  [base]:	
  poder	
  tamponante	
  máximo	
  da	
  
solução	
  tampão	
  –	
  onde	
  ocorrem	
  as	
  menores	
  variações	
  de	
  
pH	
  pela	
  adição	
  de	
  H⁺	
  ou	
  OH⁻,	
  e	
  o	
  pH	
  =	
  pKa	
  
pH	
  =	
  pKa	
  +	
  log	
  1,0	
  =	
  pKa	
  +	
  0	
  =	
  pKa	
  	
  	
  
][
][log
HA
ApKpH a
−
+=
Soluções tampão 
 
Ácido fraco: ácido carbônico H2CO3 
Base conjugada: bicarbonatoHCO3⁻ 
 
Excesso de H⁺: desloca o equilíbrio para a esquerda 
 H2CO3 = H⁺ + HCO3⁻ 
 
Excesso de OH⁻: desloca o equilíbrio para a direita 
 OH⁻ + H2CO3 = H2O + HCO3⁻ 
 
Tampão biológico – plasma sanguíneo 
pH sangue: 7,25-7,45 
Exercício	
  1	
  
	
  Considere	
  a	
  adição	
  de	
  1,00	
  mL	
  de	
  uma	
  solução	
  de	
  NaOH	
  
0,1000	
  mol.L-­‐1	
  em	
  um	
  frasco	
  contendo	
  100,0	
  mL	
  de	
  água	
  pura.	
  
Calcule	
  o	
  pH	
  da	
  solução	
  resultante.	
  
Exercício	
  2	
  
	
  
	
   Considere	
   agora	
   a	
   adição	
   de	
   1,00	
  mL	
   de	
   solução	
   de	
  
NaOH	
  0,1000	
  mol	
  L-­‐1	
  em	
  100,0	
  mL	
  de	
  uma	
  solução	
  contendo	
  
0,1	
  mol.L-­‐1	
  de	
  ácido	
  acé4co	
  e	
  0,1	
  mol.L-­‐1	
  de	
  acetato	
  de	
  sódio.	
  
Sabendo	
  que	
  o	
  pKa	
  do	
  ácido	
  acé4co	
  =	
  4,76,	
  calcule	
  o	
  pH	
  da	
  
solução	
  final.	
  
Solução	
  -­‐	
  Exercício	
  1	
  
	
  	
  
[OH-] = 0,00099 mol.L-1 
A	
  concentração	
  de	
  íons	
  OH-­‐	
  pode	
  ser	
  calculada	
  da	
  seguinte	
  forma:	
  
0,1 mol em 1000 mL 
X mol em 1 mL 
X = 0,0001 mol de OH- 
0,0001 mol de OH- em 101 mL 
X mol OH- em 1000 mL 
X = 9,9 x 10-4 
Tente calcular o pH agora, sem olhar a solução! 
Solução	
  -­‐	
  Exercício	
  1	
  
	
  	
  
pOH = -log 9,9 x 10-4 = 3,0 
 
pOH = 3,0 
e 
pH = 14,0 - 3,0 = 11,0 
[OH-] = 0,00099 mol.L-1 
Observe	
  que	
  ocorrerá	
  uma	
  variação	
  de	
  pH	
  de	
  7,00	
  (pH	
  
neutro	
  da	
  água	
  pura)	
  para	
  11,0.	
  	
  
Solução	
  -­‐	
  Exercício	
  2	
  
	
  
1°)	
  Calcular	
  o	
  pH	
  da	
  solução	
  tampão:	
  
][
][log
HA
ApKpH a
−
+=
pH	
  =	
  4,76	
  +	
  0	
  
pH	
  =	
  4,76	
  
	
  
Então,	
  o	
  pH	
  da	
  solução	
  tampão	
  antes	
  da	
  adição	
  de	
  1,00	
  mL	
  
de	
  NaOH	
  0,1000	
  mol	
  L-­‐1	
  	
  é	
  4,76.	
  	
  	
  
Ø  [AcOH] ≅ (CAcOH - 0,00099) ≅ (0,1000 - 0,00099) ≅ 0,09901 
mol.L-1. 
Ø  [AcO--] ≅ (CAcO- + 0,00099) ≅ (0,1000 + 0,00099) ≅ 0,10099 
mol.L-1 
pH = 4,76 + log 1,0199 pH = 4,76 + log 0,10099 
 0,09901 
pH = 4,760 + 0,008 = 4,768 Variação	
  de	
  pH	
  =	
  0,008	
  
	
  Pra4camente	
  não	
  há	
  variação	
  de	
  pH	
  pela	
  adição	
  da	
  
base	
  na	
  solução	
  tampão.	
  	
  
3°)	
  Calcular	
  o	
  pH	
  da	
  solução	
  resultante	
  após	
  a	
  adição	
  de	
  NaOH:	
  
2°)	
   Concentração	
   de	
   OH-­‐:	
   	
   [OH-] = 9,9 x 10 -4 ou 0,00099 
mol.L-1