pH – SISTEMAS TAMPÕES
Faculdade de Medicina – PUC-Campinas
Profa. Dra. Celene Fernandes Bernardes
pH = potencial hidrogeniônico
pH = -log [H+]
Sorenson 1909
A escala de pH é logarítma; portanto, quando duas soluções diferem
de 1 unidade de pH, significa que diferem 10 vezes na
concentração de H+.
[H+}=] mol/L
pH
1
0
0,1
1
0,01
2
1.10-5
5
1.10-7
7
1.10-10
10
pH é inversamente proporcional à
concentração de H+
Solução neutra pH = 7,0
Solução ácida pH < 7,0
Solução alcalina pH > 7,0
O valor absoluto do produto iônico da água, a 25 C, foi considerado
para uma solução neutra.
Nestas condições, a água apresenta a mesma concentração de H+ (íon
que caracteriza meio ácido) e OH- (íon que caracteriza meio
alcalino)
Para a água, considera-se que a [H+] = [OH-]
Como a concentração de H+, a 25 C e 1atm = 1.10-7 mol/L, deduz-se
que a água pura, nestas condições de temperatura e pressão,
apresenta pH = 7,0
Solução ácida [H+] > [OH-]
pH < 7,0
Solução neutra [H+] = [OH-]
pH = 7,0
Solução básica ou alcalina [H+] < [OH-]
pH > 7,0
Exercício: Estimar o pH e analisar o caráter ácidobásico das soluções abaixo:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
l)
m)
n)
o)
p)
q)
r)
HCl [H+] = 7,9 x 10-2 mol/L
H2SO4
[H+] = 6,3 x 10-2 mol/L
Ácido acético [H+] = 1,2 x 10-3 mol/L
Coca-cola [H+] ~ 1 x 10-3 mol/L
Suco gástrico [H+] ~ 1,58 x 10-2 mol/L
Limão [H+] ~ 5,0 x 10-3 mol/L
Vinagre [H+] ~1,26 x 10-3 mol/L
Laranja [H+] ~ 3,16 x 10-4 mol/L
Cerveja [H+] ~ 3,16 x 10-5 mol/L
Suco tomate [H+ ~ 5,0 x 10-5 mol/L
Batata [H+] ~1,58 x 10-6 mol/L
Saliva [H+] ~ 1,58 x 10-7 mol/L
Urina humana [H+] ~ 6,3 x 10-7 mol/L
Leite vaca [H+] ~ 3,16 x 10-7 mol/L
Água do mar [H+] ~ 1,6 x 10-8 mol/L
Hidróxido de sódio [H+] = 1 x 10-13 mol/L
Água sanitária [H+] = 3,6 x 10-12 mol/l
Plasma sanguineo [H+] ~ 3,9 x 10-8 mol/L
SALIVA
pH crítico ~ 5,5
abaixo do pH crítico, maior probabilidade de dissociação do cálcio da
hidroxiapatita e consequente descalcificação do esmalte dentário, acarretando
erosão do esmalte
Proliferação bacteriana acentua a diminuição do pH e junto com a erosão
acarreta o processo da cárie dentária.
SANGUE ARTERIAL pH normal 7,36 a 7,44 (7,35 a 7,45)
Abaixo do pH normal - acidose
Acima do pH normal - alcalose
QUIMICAMENTE, COMO ESTABILIZAR O pH NA FAIXA CONSIDERADA
IDEAL PARA CADA LÍQUIDO BIOLÓGICO?
SISTEMAS TAMPÕES
Sistemas aquosos que tendem a resistir às alterações de pH quando pequenas
quantidades de ácidos ou bases são acrescentadas.
Constituem de um par conjugado de ácido e base
Ácido fraco – atua como doador de H+ para uma base, impedindo o aumento do
pH
Base conjugada ou sal – atua como aceptor de H+, impedindo que a diminuição
do pH
H3CCOOH
H3CCOO- + H+
H3CCOOH doador de H+
H3CCOO- aceptor de H+
Ka = constante de dissociação do ácido = constante de equilíbrio entre o ácido e
o sal
pKa = -log Ka indica a concentração de doador igual à de aceptor de H+
MECANISMO DE AÇÃO DE UM SISTEMA TAMPÃO
Exemplo: sistema tampão acetato pKa = 4,76
H3CCOOH = ácido fraco
H3CCOONa = sal correspondente
Em solução aquosa H3CCOOH
H3CCOONa
H+ + H3CCOONa+ + H3CCOO-
a) adicionando-se H+: os H+ reagem com os íons acetato produzindo ácido
acético, que sendo fracamente ionizado, não altera apreciavelmente o pH do
meio
b) Adicionando-se OH-: as hidroxilas reagem com os íons hidrogênio,
deslocando o equilíbrio da reação e dissociando mais moléculas de ácido
acético e produzindo acetato e água. O OH- é assim absorvido e não afeta
apreciavelmente o pH.
QUANTIFICAÇÃO DE UM TAMPÃO
A ação de um tampão pode ser descrita quantitativamente em função da curva de
titulação do ácido que compõe o tampão.
Por exemplo: titulando o ácido acético com o NaOH e medindo o pH da solução
após cada adição de base, serão encontrados os seguintes valores (linha preta no
gráfico):
NO início da titulação, praticamente só tinha ácido acético (ácido fraco é pocuo
dissociável). Conforme foi adicionado NaOH, o OH- combina com o H+ livre em
solução, formando H2O e deslocando o equilíbrio da reação para que ocorra
dissociação do H3CCOOH e mantenha o equilíbrio da reação. O ácido acético
sofre crescente ionização à cada adição de NaOH. Consequentemente, diminui
o H3CCOOH e aumenta o H3CCOO-, para satisfazer o equilíbrio da reação.
No ponto médio, a [H3CCOOH] é igual à de [H3CCOO-] e o pH é igual ao pK do
ácido acético.
No ponto médio, a capacidade tamponante é máxima (melhor tampão). O
tampão tem poder tamponante limitado e é mais eficiente quanto mais próximo
do pK.
A curva de titulação de um ácido fraco é expressa pela equação de Henderson
Hasselback
HA H+ + AKa = ([H+] . [A-])/ [HA]
Ka = [H+] . [A-]/[HA]
Log Ka = log [H+] + log [A-]/[HA]
-log Ka = -log [H+] – log [A-]/[HA]
pKa = pH – log [A-]/[HA]
pH = pKa + log sal/ácido
Equação de Henderson Hasselback
pH = pKa + log ([aceptor de H+] / [doador H+])
pH = pKa + log [sal] / [ácido]
Tamponamento mais eficiente = quando a concentração de sal e
ácido forem iguais = Corresponde ao pH igual ao pKa
Efeito tampão – teoricamente considera-se uma unidade a mais ou a
menos que o valor do pK
Exercícios
1. Estimar o pH do tampão acetato, preparado com a mesma concentração e volume de ácido
acético (doador de H+) e acetato de sódio (aceptor de H+). pK = 4,76
2. Explicar por que a capacidade tamponante é máxima quando a concentração de doador e
aceptor de íons hidrogênio é a mesma. Este pH é caracterizado como pK.
3. Calcular o pH de uma solução tampão contendo o mesmo volume de ácido acético 0,1 mol/L
e acetato de sódio 0,25 mol/L. pK = 4,76
4. Calcular o pH de uma solução tampão contendo 75 mL de ácido lático 1,0 mol/L e 25 mL de
lactato de sódio 1,0 mol/L. pK = 3,86
5. Calcular o pH de uma solução tampão contendo 100 mL de NaH 2PO4 0,1 mol/L e 120 mL de
Na2HPO4 0,09 mol/L. pK = 6,8
6. Qual o pH do tampão acetato preparado com 20mL de acetato de sódio 0,1 mol/L e 20 mL
de ácido acético 0,1 mol/L após a adição de 1 mL de ácido clorídrico 0,1 mol/L? pK = 4,76
7. Qual a proporção de acetato de sódio (H3C-COONa) e ácido acético (H3C-COOH) em um
tampão acetato pH 4,76? pK = 4,76
8. Qual a proporção de acetato de sódio e ácido acético em um tampão acetato pH 5,0?
9. Qual a proporção dos constituintes do tampão fosfato, indicada para manter o pH da saliva?
E do sangue arterial? pK = 6,8, pH da saliva = 6,8, pH do sangue = 7,4.
1. O pH e a absorção de drogas (referência: Lehninger) –
A aspirina é um ácido fraco com pK de 3,5. Ela é absorvida para o sangue através das
células que cobrem a superfície do estômago e das primeiras porções do intestino
delgado (duodeno). A absorção requer a passagem através da membrana celular e é
determinada pela polaridade da molécula a ser absorvida. As moléculas carregadas e
as altamente polares atravessam a membrana vagarosamente, enquanto as
substâncias neutras e as hidrofóbicas atravessam-na rapidamente.
O pH do suco gástrico está próximo de 1,5 e o pH do duodeno está ao redor de 6,0.
A aspirina será absorvida em maior quantidade a partir do estômago ou a partir do
intestino delgado? Justificar a resposta.
Nos organismos, a manutenção do pH por mecanismos físico-químicos também
ocorre por ação de sistemas tampões.
Os tampões químicos dos líquidos biológicos e das células podem neutralizar os
ácidos e bases fortes que são produzidas ou introduzidas no corpo (primeira
linha de defesa contra a variação de pH)
Uma dieta normal produz de 50 a 100 mEq de H+ por dia
O tamponamento químico extracelular ocorre instantaneamente e o celular
(difusão de H+ para dentro das células e sua neutralização) ocorre em um
período de várias horas.
No organismo os principais tampões são:
a) Ácido carbônico/carbonato
b) Fosfatos H2PO4-/HPO42c) Proteínas (hemoglobina)
Sistema tampão fosfato
HPO42H2PO4-
íon fosfato monoácido ou dibásico
íon fosfato diácido ou monobásico
HPO42- + H+
H2PO4- + OH-
H2PO4H2O + HPO42-
pK = 6,8, portanto melhor efeito tampão no pH 6,8
No sangue arterial e meio intracelular, com pH próximo de 7,4 e 7,2, o sistema
tampão seria constituído de uma maior proporção de sal do que de ácido.
Vide último exercício.
SISTEMA TAMPÃO CARBONATO
Durante as atividades metabólicas normais do organismo, os ácidos que se
formam são, na maioria, mais fortes que o ácido carbônico, o que acarreta a
reação:
H+ + HCO3H2CO3
O ácido carbônico dissocia, liberando CO2 , que pode ser removido do
organismo pelos pulmões.
H2CO3
H2O + CO2
Na presença de base, o ácido carbônico, originário do CO2 disponível no
organismo e produzido durante os processos metabólicos, reage com a água
CO2 + H2O
H2CO3 + OHpK = 6,3
H2CO3
HCO3- + H2O
SISTEMAS TAMPÕES DE PROTEÍNAS
As proteínas podem existir sob a forma neutra (íon dipolar), sob a forma de
ácidos (NH3+) ou de sais alcalinos (COO-), podendo, segundo as
necessidades, ficarem ou liberarem o excesso de H+.