Solução tampão - Química Aplicada à Nutrição

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1) Soluções tampões: 
 
Ex: HCl H+ + Cl- 
 H3COOH H+ + H3CCOO- 
OBS: Pouca base conjugada vinda do ácido acético devido a estequiometria, ou seja, o 
ácido acético (H3COOH) produz pouco íon acetato (H3CCOO-). 
Resolução para preparar uma solução tampão bem eficiente: 
 H3CCOONa + H2O H3CCOO- + Na+ 
 
1.1 Conceito de solução tampão: é uma solução que evita mudanças bruscas de pH. Ou 
seja, vai evitar que o pH ao adicionar base ele fique básico muito rápido, ou ao 
adicionar ácido ele fique ácido muito rápido. 
 Se adicionar base quem neutraliza é o H+ produzindo H2O. 
 Se adicionar ácido quem neutraliza é o íon acetato (H3CCOO-). 
 Adicionando base: deslocamento do equilíbrio = 
 Adicionando ácido: deslocamento do equilíbrio = 
1.2 Funcionamento: 
 H3CCOOH 
 H3CCOOH H+ + H3CCOO- 
Ácido acético íon acetato (base conjugada) 
 
 H2O 
NaOH OH- + Na+ 
 
HCl H+ + Cl- 
 
 Ácido acético (H3CCOOH) produzindo H+ e íon acetato (H3CCOO-); 
 Se adicionar HCl ao meio, que desprotona completamente, o íon H+ vai reagir 
com o acetato H3CCOO-, produzindo ácido acético H3CCOOH, deslocando o 
equilíbrio ( ); 
 Se adicionar base NaOH, o OH- vai reagir com o próton H+, produzindo H2O. E 
para repor o próton o ácido acético vai sofrer desprotonação, repondo o íon H+; 
 Capacidade tamponante: adicionar ácido no íon acetato H3CCOO-, com isso o 
íon acetato vai se transformando em ácido acético H3CCOOH e o equilíbrio se 
desloca ( ). Em um momento, o íon acetato (H3CCOO-) irá acabar, ou 
seja, ultrapassou a capacidade tamponante do tampão = Quando não temos 
base conjugada H3CCOO- acaba o tampão e o pH cai bruscamente. 
 Adicionando base NaOH, o OH- reage com o H+ produzindo H2O. Em um 
momento, o ácido acético H3CCOOH irá acabar. Com isso, quando o ácido 
acabar a base faz o pH subir bruscamente. 
 OBS: a capacidade tamponante depende da quantidade dos elementos do 
tampão. 
1.3 Curva de titulação: 
 Mostra a capacidade tamponante e a melhor região de pH que o tampão 
funciona. 
1.3.1 Ácido monoprótico: uma região de tamponamento. 
1.3.2 Ácido diprótico: 2 regiões de tamponamento. 
 
1.4 Exercício: 
 pH do estômago = 1,5 
 pH do intestino = 8,0 
 pH da aspirina = 3,0 
 COOH 
 O C CH3 pHestômago < pKaAspirina 
 O carga líquida = 0,0 
 
 COO- 
 O C CH3 pHintestino > pHaAspirina 
 O carga líquida = -1,0 
 
OBS: o pH do intestino ultrapassa o pKa da aspirina, logo o grupo vai desprotonar. 
Onde melhor é absorvida a aspirina? No estômago ou no intestino? 
 A membrana das células é apolar, então moléculas carregadas apresentam 
dificuldade de atravessar a membrana das células. Logo, nessa situação, a 
aspirina será melhor absorvida no estômago, pois sua carga é neutra e o pH do 
estômago não ultrapassou o pKa da aspirina. 
 
 
 
1.5 Desafio: 
 
Tampão do sangue: 
 H+ + HCO-3 H2CO3 H2O + CO2 CO2 
 rins 
 
 pH do sangue = 7,35/7,45 
 COOH COO- 
 O CH3 O CH3 + H+ 
 C C 
 O O 
Aspirina 
 
 
Uma suposição: 
 Um indivíduo começou a ingerir uma grande quantidade de aspirina. Se a 
aspirina está caindo no sangue, e como ela ultrapassou o pH do sangue 7,35, a 
aspirina se dissocia e produz H+. Esse H+ neutraliza formando o ácido carbônico 
H2CO3; 
 Se o indivíduo continuar ingerindo aspirina pode ocorrer uma acidose. Pois o H+ 
faz com que o bicarbonato entre em exaustão, a compensação renal pode 
demorar, então, o próximo H+ que chegar das aspirinas que estão em excesso, 
não encontrará bicarbonato. Logo, o indivíduo pode entrar em uma acidose. 
 Quando o bicarbonato HCO-3 diminuir começa a acumular H
+, aumenta a 
concentração de H+ e o pH do meio cai. Logo, temos uma situação de acidose; 
 OBS: valores abaixo do pH 6,85 podem levar a morte.