Aula 2 - Água, pH, Tampão

Água

Estrutura e Propriedades

Físico-Químicas

• Características

• Abundância (mais de 70% do peso do

organismo)

• Importância em seres vivos

• Propriedades comuns

• cor, odor, sabor, estado físico

• Propriedades Incomuns

• Pontos de fusão, ebulição, calor específico • Produtos de ionização

• Conseqüência das atrações entre moléculas de água

adjacentes (Grande c oesão interna)

• Interação entre as moléculas

• Pontes de hidrogênio 23kJ/mol - covalente 470 kJ/mol = O - H

• Tempo de vida: 10-12 _segundos

• Gelo: 4 pontes de hidrogênio • DNA, RNA, proteínas

• Água forma pontes de hidrogênio com

solutos polares

• Átomo eletronegativo (N e O) e átomo de H ligado covalentemente a outro átomo eletronegativo

• Pontes de hidrogênio são mais fortes quando as moléculas ligadas são orientadas para maximizar as ligações

• A água interage eletrostaticamente com

solutos que exibem cargas elétricas

• Solvente polar : compostos carregados eletricamente ou polares

• Hidrofílicos: dissolvem-se facilmente na água • Hidrofóbicos: não dissolvem na água

• NaCl: hidratação e estabilização dos íons sódio e cloreto, enfraquecendo suas interações eletrostáticas

• Biomoléculas carregadas

• Substitui pontes de hidrogênio soluto-soluto com pontes soluto-água

• Compostos não polares forçam mudanças

energeticamente desfavoráveis na estrutura

da água

• Mistura de água com solutos apolares (hidrofóbicos) são incapazes de interagir energeticamente favorável com as moléculas de água

• As moléculas da água na vizinhança imediata de um soluto não-polar formam uma gaiola altamente

organizada em volta de cada soluto

• Molécula anfipática: regiões polares (carregadas) e não-polares

• Micelas: centenas ou milhares de moléculas • Interações hidrofóbicas

• Muitas biomoléculas são anfipáticas: proteínas,

pigmentos, certas vitaminas, esteróis e fosfolipídios das membranas

• As interações de van der Waals são atrações

interatômicas fracas

• Dois átomos não carregados são colocados muito próximos, as nuvens de elétrons se influenciam

• Eletrólitos

• Algumas se dissolvem na água, fornecendo íons a solução

• No organismo o balanço líquido e eletrolítico dentro dos padrões normais é de fundamental importância para a manutenção do organismo em boas condições • Sódio (Na+_{) é o principal cátion do líquido}

extracelular e o potássio (K+_{) = intracelular}

• No interior das células os principais ânions são as proteínas e o fosfato, já no líquido extracelular o cloro (Cl-_{) e o bicarbonato (HCO}

• Osmose

• Corpo tem 2 compartimento de líquidos: intracelular e extracelular

• Cada compartimento tem eletrólitos característicos e a importância destes está a manutenção da tonicidade celular = osmolaridade

• Osmose: transferência de moléculas de solvente de uma solução menos concentrada para uma solução mais concentrada = membrana semipermeável

• Até concentração semelhante dos dois lados da membrana

• Este processo pode ser interrompido ao se exercer uma pressão sobre a solução mais concentrada = pressão osmótica

• Os líquidos corporais variam em suas composições, mas o número total de partículas é semelhante

• Compartimento separados por membranas semipermeáveis : a água se move livremente • Ambientes naturais, as células têm maior

concentrações de biomoléculas e íons que o meio circundante

• Parede celular (bactérias e plantas), vacúolo contrátil (protistas), animais multicelulares : plasma = citosol

• Ionização da água

• Leve tendência de ionização reversível

• Prótons livres não existem em solução: (hidrônio) H₃O+

• Na água à uma temperatura de 25ºC, cerca de uma em cada 500 milhões moléculas está ionizada a cada instante,

portanto a Keq da água é dada por:

Keq= [H+_][OH-_]

• O produto [H+_][OH-_{] em soluções aquosas a 25ºC é sempre}

igual a 1 x 10-14 _M2_.

• Quando as concentrações de H+ _{e OH}- _{são exatamente}

iguais, como na água pura, a solução é dita estar em pH neutro. Neste pH, as concentrações de H+ _{e de OH}- _podem

ser calculadas do produto iônico como se segue: [H+_]=[OH-_]

Kw =[H+][OH-]=[H+_]2

• Resolvendo para [H+_{] obtemos}

• = = [H_{14 2} +_]=[OH-_{]=1 x 10}-7 _M

10

1  M

]

• Como o produto iônico da água tem valor constante,

sempre que a concentração de íons H+ _{é maior que 1 x 10}-7

M a concentração de OH- _{precisa ser, ou tornar-se, menor}

que 1 x 10-7 _{M, e vice-versa.}

• Do produto iônico da água, pode-se calcular a

concentração de H+ _{se conhecermos a concentração de OH}

-e vic-e-v-ersa.

• O produto iônico da água, Kw, é a base para a escala de pH.

• Ela é um meio conveniente de designar a concentração de H+ _{em qualquer solução aquosa entre 1,0M de H e 1,0M de}

OH-_.

• O termo pH (potencial hidrogeniônico) é definido pela expressão: •

 

 

• Para uma solução neutra (H+ _{= 1 x 10}-7 _{M) a 25ºC, o pH}

pode ser calculado:

pH=0 + 7=7

• Soluções com pH 7 são soluções neutras, soluções com pH menor que 7 são consideradas ácidas, as com pH acima de 7 básicas ou alcalinas.

• Um ponto a ser notado é que a escala de pH é logarítmica , portanto uma unidade de pH corresponde a uma mudança de 10 vezes na concentração de H+_.





7 log 1 10 log1,0 log10

10 1 1 log          pH

• pH em solução aquosa: corantes fenolftaleínas, fenol vermelho

– Mudam de cor quando o próton do corante se dissocia • pHmetro: eletrodo sensível às alterações H+

– Calibrado em um pH conhecido

• pH é um dos produtos mais importantes da bioquímica

– Afeta a atividade catalítica das enzimas (funcionam em pH ótimo)

• Ácidos e bases

• Ácidos : doadores de prótons (H+₎

• Bases: aceptores de prótons

• Capacidade de dissociação na água: fortes ou fracos • HCl: forte – H+ _{e Cl}

-• NaOH : forte – Na+ _OH

-• Constante de dissociação (K_a) = 1

• Fracos: ácido acético (CH₃COOH) : CH₃COO- _{e H}+

Tabela 04. Constantes de dissociação de alguns ácidos fracos comuns a 25o_C.

Nome do ácido

Forma do ácido Base conjugada K_a pK_a

Ácido fórmico HCOOH HCOO- _1,78x10-4 _3,75

Ácido acético CH₃COOH CH₃COO- _1,74x10-5 _4,76

Ácido propiônico CH₃ CH₂COOH CH₃ CH₂COO- _1,35x10-5 _4,87

Ácido lático CH₃ CH(OH)COOH CH₃ CH(OH)COO -1,38x10-4 _3,86 Ácido fosfórico H₃PO₄ H₂PO₄- _7,25x10-3 _2,14

Fosfato biácido H₂PO₄- _HPO

42- 1,38x10-7 6,86

Fosfato monoácido

HPO₄2- _PO

43- 3,98x10-13 12,4

Ácido carbônico H₂CO₃ HCO₃- _4,30x10-7 _6,37

Bicarbonato HCO₃- _CO

32- 6,31x10-11 10,2

Íon amônio NH₄+ _NH

• Ácido tem tendência de perder seu próton em uma solução aquosa

• Quanto mais forte o ácido: > tendência de perder H+

• A tendência de qualquer ácido (HA) de perder um próton e formar sua base conjugada (A-_{) é definida}

pela constante de equilíbrio

• Quanto mais forte um ácido : maiores suas constantes de dissociação

• Quanto maior a tendência de dissocia um próton, maior é o ácido e menor seu pK_a

• Curvas de titulação e tampões

• Titulação: determinar a concentração de um ácido em uma solução

• Volume medido da solução com ácido é titulado com uma base forte de concentração conhecida

• A base é adicionada em pequenos volumes até que o ácido seja completamente neutralizado

• A [ ] do ácido na solução original pode ser calculada pelo volume e [ ] de NaOH utilizado

• Desenhando um gráfico dos valores de pH em relação à quantidade de NaOH adicionado

• Curva de titulação

• E esta revela o pK_a do ácido fraco: é o pH quando a quantidade de HA = A

-• Ao ser adicionada a base forte o OH- _{vai reagindo}

com o H+ _liberado

• Mas o ácido fraco não se dissocia totalmente e rapidamente

• Substâncias que em solução aquosa dão a estas soluções a capacidade de resistir às variações do seu pH quando são adicionadas quantidades

relativamente pequenas de ácido (H+_{) ou base}

(OH-₎

• Um ácido fraco e sua base conjugada forma um sistema tampão quando dissolvidos em água

• Ambiente celular: tampão fosfato (H₂PO₄-_/

HPO₄-2_{): pK}

a = 6,86

• Sangue: tampão bicarbonato (H₂CO₃/ HCO₃-₎

• pKa: 6,37

• Equação de Henderson-Hasselbalch

Tampões

]

[

]

[

log

A

H

A

pK

_a

pH



