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Água, pH e Tampões
Raquel Benevides
Água, pH e tampões
Introdução
Interações Fracas em sistemas aquosos
Ionização da água, ácidos fracos e bases fracas
Ação tamponante contra as variações de pH em Sistemas Biológicos
A água como reagente
1. Introdução
Água, pH e Tampões
Doce: 
2,7%
Calotas Polares: 68,9 %
Água subterrânea doce: 29,9 %
Rios e lagos: 0,3 %
Outros: 0,9% 
¼ do Planeta = Terra 
¾ do Planeta = Água
Salgada: 
97,3%
Distribuição da água no Planeta
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 O curso da evolução foi moldado pelas características do meio aquoso onde a vida surgiu..
 A água é o meio onde ocorrem a grande maioria das reações bioquímicas.
 70% do peso da maioria dos organismos.
Onde há Água, há vida...
Água
Permeia todas as porções de todas as células;
Importância em seres vivos: transporte de nutrientes e reações metabólicas;
Todos os aspectos de estrutura celular e suas funções são adaptadas às propriedades físico-químicas da água;
Animais: Intracelular: 55-60% e Extracelular: 40-45%;
Vias de Eliminação: Pele, pulmões, rins e intestino;
Água: Estrutura e Propriedades Físico-químicas
Propriedades comuns: 
cor, odor, sabor, estado físico
Propriedades Incomuns: 
PF (0°C), PE (100°C), CE e Calor de vaporização – maior que os líquidos comuns; Produto de ionização; solvente “universal”
Interação entre as moléculas:
Forças de atração entre moléculas adjacentes -  COESÃO
Átomo de Hidrogênio compartilha um par de elétrons com o oxigênio – Geometria próxima do tetraedro (109,5°);
Pares de elétrons ñ compartilhados geram uma carga parcial (-)
A força de atração eletrônica do Oxigênio origina uma carga parcial (+) 
				 
Caráter DIPOLAR / ELETRICAMENTE NEUTRO
2. Interações Fracas em sistemas aquosos
Água, pH e Tampões
*Energia calorífica requerida para converter 1 g de um líquido no seu ponto de fusão, e à pressão atmosférica, em seu estado gasoso.
Essas características se devem a grande capacidade das moléculas de água formarem ligações de hidrogênio!!!
Tensão Superficial
Propriedades não usuais da água
Modelo bola
 e bastão
Modelo 
espacial
As linhas pontilhadas representam os orbitais vazios
A natureza dipolar da água
23 kJ/ mol
470 kJ/ mol
Cada ponte de hidrogênio tem um tempo de vida de cerca de 10-12 s. Na água líquida, formam-se os chamados “aglomerados oscilantes” de moléculas
de água.
Ligações de Hidrogênio ocorrem quando um átomo de H ligado a um átomo muito eletronegativo (Ex: O ou N) interage com um segundo átomo eletronegativo
A ligação de hidrogênio entre duas moléculas de água
No gelo, cada molécula de água forma um máximo de 4 pontes de hidrogênio, gerando
uma malha cristalina.
Na água líquida, esse número é de 3,4 em média.
A molécula de água na forma de gelo
Principais tipos de ligações de hidrogênio nos sistemas biológicos
Ligações de hidrogênio biologicamente importantes
Quatro tipos de interações fracas entre biomoléculas:
 PRESSÃO DE VAPOR
 PONTO DE EBULIÇÃO
 PONTO DE FUSÃO
 PRESSÃO OSMÓTICA
Os solutos afetam as propriedades coligativas das soluções aquosas, pois diminuem a concentração efetiva da água.
O efeito da concentração do soluto nas propriedades coligativas da água é independente das propriedades químicas do soluto, ela depende do número de partículas do soluto (moléculas e íons) em uma certa quantidade de água.
Propriedades Coligativas da Água
Presença de Solutos:
Pressão de Vapor
Ponto de Ebulição
Ponto de Congelamento
Os solutos alteram as propriedades coligativas das soluções
Osmose: Passagem da água de uma região de maior concentração de água para uma de menor concentração. 
Pressão osmótica: força necessária para resistir à movimentação da água. Em (c) é medida como a força que deve ser aplicada para retornar à solução no tubo ao nível daquela no béquer. 
Efeito da osmolaridade extracelular no movimento de água através da membrana plasmática
Solução isotônica: soluções de igual osmolaridade
Solução hipertônica: maior osmolaridade que o citosol
Solução hipotônica: menor osmolaridade que o citosol
Efeito Osmótico em Plantas: resposta ao toque
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Difusão de prótons H+ em água: salto de prótons
3. Ionização da água, ácidos fracos e bases fracas
Água, pH e Tampões
Por definição ácidos fortes são aqueles que se dissociam completamente quando dissolvidos em água, enquanto os ácidos fracos não se ionizam completamente.
Entre as várias definições de ácido (incluindo a de Lewis e Arhenius), aquela de Bronsted-Lowry é a mais útil para o estudo do comportamento ácido-base dos compostos biológicos. Um ácido, segundo Bronsted-Lowry, é toda substância doadora de prótons e um base toda substância aceptora de prótons
HA H+ + A-
Água, ácidos e bases
 A água pura é ligeiramente ionizada (próton e hidroxila)
A ionização da água é expressa por uma constante de equilíbrio 
Onde [H2O] = 55,5 M , então:
Rearranjando, torna-se:
Kw= Produto de ionização ou constante de ionização da água
Produto iônico da água:
A Keq determinada por condutividade elétrica da água pura é:
Quando [H+] = [OH-] : 
Solução neutra
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pH é o logaritmo negativo da concentração de H+
No caso da água pura:
pH = -log 10-7
 pH = 7
A Escala de pH é logarítmica
 Quanto menor o pH maior será a [H+]
ou
Ka: constante de dissociação.
 Quanto maior a Ka mais forte será o poder de dissociação.
pKa é o logaritmo negativo de Ka:
 Quanto menor o pka maior será a ka;
 pKa é a faixa de pH onde [HA]=[A-].
Ácidos fracos e seus pKa
4. Ação tamponante contra as variações de pH em Sistemas Biológicos
Água, pH e Tampões
Um solução tampão é aquela que resiste à mudanças no pH quando da adição de pequenas quantidades de ácido ou de base.
 
Do ponto de vista químico tais soluções são obtidas através de misturas adequadas de um ácido fraco e de sua base dissociada
Ácido
Base
Solução tampão
A faixa de tamponamento é determinada pelo pKa
Faixa de tamponamento= pKa + 1
Alguns Compostos que atuam como tampões
Comparação de 3 curvas de titulação
HA H+ + A-
Resolvendo para [H+] :
Multiplica-se pelo logaritmo negativo :
Equação de Henderson-Hasselbalch
Relaciona pH e pKa com as [HA] e[A-]
[solução tampão] = [HA] + [A-]
[Aceptor}
[Aceptor]
[Doador]
Essas equações permitem o cálculo para a elaboração de qualquer solução Tampão!!
Exercício 
Calcule o pKa do ác. láctico, sabendo que, quando a concentração do ác. Láctico é 0,01 M e a concentração do lactato é 0,087 M, o pH é 4,80.
Calcule o pH de uma mistura de 0,1 M de ác. acético e 0,2 M de acetato de sódio. O pKa do ác. Acético é 4,76.
Calcule a razão das concentrações de acetato e ác. acético requeridos em um sistema tampão de pH 5,30.
Preparar 5 L de tampão acetato 0,3 M pH 4,47 , partindo-se de uma solução de ác. acético 2 M e uma solução de acetato de sódio 2,5 M.
[solução tampão] = [HA] + [A-]
Lembrem-se!
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Calcule o pKa do ác. láctico, sabendo que, quando a concentração do ác. Láctico é 0,01 M e a concentração do lactato é 0,087 M, o pH é 4,80.
pH = pKa + log ([A-]/[HA] ) > 4,8 = pKa + log (0,087/0,01) 
4,8 = pKa + log (8,7) > 4,8 = pKa + 0,94 > pKa = 3,86
2. Calcule o pH de uma mistura de 0,1 M de ác. acético e 0,2 M de acetato de sódio. O pKa do ác. Acético é 4,76.
pH = pKa + log ([A-]/[HA] ) > pH = 4,76 + log (0,2/0,1)
pH = 4,76 + 0,3 > pH = 5,06
3. Calcule a razão das concentrações de acetato e ác. acético requeridos em um sistema tampão de pH 5,30.
pH = pKa + log ([A-]/[HA] ) > 5,3 = 4,76 + log ([A-]/[HA] ) 
log ([A-]/[HA] ) = 0,54 > [A-]/[HA] = antilog (0,54) > [A-]/[HA] = 3,47
4. Preparar 5 L de tampão acetato 0,3 M pH 4,47 , partindo-se de uma solução de ác. acético 2 M e uma solução de acetato de sódio 2,5 M.
pH = pKa + log ([A-]/[HA] ) > 4,47 = 4,76 + log ([A-]/[HA] ) 
log ([A-]/[HA] ) = -0,29 > [A-]/[HA] = antilog (-0,29) 
[A-]/[HA] = 0,5 ([A-] = 0,5[HA] )
[A-] + [HA] = 0,3 > [A-] +0, 5 [A-] = 0,3 
[A-] = 0,3/1,5 > [A-] = 0,2 M /[HA] = 0,1 M
5L
A- > C1V1 = C2V2 > 2,5.V1 = 0,2.5 > V1= 0,4L
HA > C1V1 = C2V2 > 2.V1 = 0,1.5 > V1= 0,25L
O par ácido-base conjugada como sistema tampão
Ácido acético - acetato
Aminoácido Histidina
Homeostasia é a constância do meio interno 
pH x homeostasia
 equilíbrio entre a entrada ou produção de íons hidrogênio e a livre remoção desses íons do organismo.
 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
7,4
7,0
7,8
Faixa de sobrevida
Acidose
Alcalose
pH normal
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
Fontes de H+ decorrentes dos processos metabólicos
Eletrométrico
Colorimétrico
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)
Medidas 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
Fenolftaleína
Indicadores de pH
CH3-COOH + CH3-COONa
Acetato
Bicarbonato
H2CO3 + NaHCO3
Fosfato
H2PO-4 + NaHPO4
Amônia
NH4OH + NH4Cl
Os Sistemas Tampões do Organismo
Os principais sistemas tampões presentes no organismo, que permitem a manutenção da homeostasia, são:
Bicarbonato
H2CO3 + NaHCO3
Os Sistemas Tampões do Organismo
Anidrase Carbônica
5. A água como reagente
Água, pH e Tampões
Compostos hidrofílicos, hidrofóbicos e anfipáticos
A água como solvente
Dissolução do cloreto de sódio (NaCl) em água
A água como solvente
Solubilidade de alguns gases na água
Compostos anfipáticos em solução aquosa
A segunda Lei da termodinâmica estabelece que as transformações químicas e físicas tendem a ocorrer numa direção para uma forma desordenada de energia chamada de entropia.
Mais moléculas de água ficam ordenadas
Menos moléculas de água ficam ordenadas
Grupos hidrofóbicos estão escondidos da água
Arranjos de substâncias anfipáticas na água
A remoção das moléculas de água organizadas interagindo com o substrato e a enzima favorece a formação do complexo enzima-substrato.
A água favorece a formação de complexos
Interações da água com biomoléculas
Participação da água nas reações biológicas
Bom dia!
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