INVESTIGAÇÃO DO SISTEMA PH E CAP

ESTUDO DO PH E DOS SISTEMAS TAMPÃO

OBJETIVOS:

• Determinar o pH de algumas soluções e substâncias

• Estudar um sistema tampão.

FUNDAMENTO:

• Conceitos Básicos de pH , pOH e pK

• Na análise química experimental lidamos freqüentemente com baixas concentrações hidrogeniônicas.

• Para evitar o incômodo de escrever números com fatores de potências negativas de 10, Sörensen (1909) introduziu o uso do expoente hidrogeniônico ou pH.

Conceito:

O PH é o expoente hidrogeniônico, definido pela relação pH = - log [H+]. Assim, o pH é igual ao logaritmo de base 10, da concentração hidrogeniônica com sinal negativo ou o logaritmo do inverso da concentração hidrogeniônica

pH = - log [H+]. ou pH = + log 1/[H+]

• É muito conveniente expressar a acidez ou alcalinidade de uma solução por seu pH. Na maioria das vezes o pH das soluções aquosas permanece entre 0 e 14.

• Numa solução 1M de um ácido forte mono-prótico, Ex. HCl , o Ph é igual a: pH = - log 1 = 0

• enquanto o pH de uma solução 1M de uma base forte monovalente, Ex. NaOH, é: pH = - log 10-14 = 14

• Se uma solução for neutra, pH = - log 10-7 = 7

• Da definição acima, segue-se:

• Para uma solução ácida : pH < 7

• Para uma solução alcalina: pH > 7

• Para uma solução neutra: pH =7

• O termo pOH é, às vezes, usado de maneira análoga para expressar o expoente da concentração de íons hidroxila:

A constante de ionização

Qualquer solução aquosa tem um determinado valor de pH. Não só a água tem capacidade de se ionizar: muitas substâncias ionizam-se em solução aquosa. Como tal, também podem ser divididas em ácidos, se provocam o abaixamento de pH da solução, e bases, se aumentam o pH.

Neste contexto, um ácido pode ser definido simplesmente como uma substância que doa protões, enquanto uma base é uma aceitadora de protões. Um ácido que perde os seus protões torna-se numa base, enquanto uma base que ganha protões passa a ser por definição um ácido. Tais pares são denominados pares conjugados ácido/base.

Quando um ácido é forte, dissocia-se totalmente em solução. Se o ácido for representado como HA, a sua dissociação é representada pela equação química

HA H+ + A-

em que A- é a base conjugada de HA. Em Bioquímica, estes ácidos têm pouco interesse porque não são usuais em sistemas biológicos. São no entanto mais usuais os ácidos fracos, ou seja, aqueles que não se dissociam totalmente em solução. Estabelece-se então um equilíbrio químico entre a espécie protonada e a espécie desprotonada; neste caso, a ionização do ácido é representada como:

HA H+ + A-

Tal como para a autoionização da água, pode definir-se uma constante de equilíbrio para a ionização de um ácido. Neste contexto, a constante é denominada constante de acidez, Ka.

Um exemplo comum de ácido fraco é o ácido acético, CH3COOH, que se ioniza a anião acetato e doa um protão nesse processo:

CH3COOH H+ + CH3COO-

cuja respectiva constante de acidez é então definida por:

Neste caso, é o grupo carboxilo, -COOH, que sofre ionização. Este é um dos grupos encontrados em diversas moléculas biológicas cujas propriedades acídicas são importantes de reconhecer.

Quanto mais forte é um ácido, mais este se dissocia em solução aquosa e maior é Ka. O caso demonstrado assume que o ácido é monoprótico, ou seja, que doa apenas um protão. Este não é sempre o caso, existindo ácidos dipróticos (que doam dois protões) e tripróticos (doam três protões). Os ácidos que doam mais de um protão têm constantes de acidez específicas para cada ionização: a primeira ionização tem um Ka1 relativamente baixo, a segunda ionização um Ka2 um pouco maior e a terceira (a haver) tem o Ka3 mais elevado.

Da mesma forma como se definiu pH, é possível definir o pKa de um ácido, sendo o logaritmo do inverso de Ka:

SOLUÇÕES "TAMPÃO"

• São soluções que atenuam a variação de pH dos meios biológicos quando expostos à um desequilíbrio em sua concentração de H+.

• O mecanismo do tampão promove a retirada de prótons quando há excesso e o seu fornecimento quando há falta.

• Os tampões são formados a partir de um ácido ou base fraco e o sal correspondente.

• No sangue, por exemplo, existem os Sistemas Tampão Bicarbonato, Fosfato, Hemoglobina, Proteínas ácidas/Proteínas básicas, Inmunoglobulinas.

• Como o ácido Carbônico não se dissocia completamente em meio aquoso, a solução possui concentração alta deste em suas formas ionizada e não ionizada, que ficam em equilíbrio químico, dando origem a um sistema Tampão.

• O equilíbrio pode ser alterado na presença ou na ausência de H+.

Homeostase ácido-base é a parte da homeostase humana que diz respeito ao equilíbrio adequado entre ácidos e bases, em outras palavras, o pH. O corpo é muito sensível ao seu nível de pH, então mecanismos fortes existem para mantê-lo. Fora da faixa aceitável de pH, as proteínas são desnaturadas e digeridas, as enzimas perdem sua capacidade de funcionar, e a morte pode ocorrer. No sangue, por exemplo, variações de 0.3 unidades de pH podem trazer graves conseqüências ao meio corporal

• Finalidade