UFABC
Bacharelado em Ciência & Tecnologia
Transformações Bioquímicas
(BC0308)
Prof Luciano Puzer
http://professor.ufabc.edu.br/~luciano.puzer/
Solução Aquosa, Equílibrio Ácido-Base, pH e Solução
Tampão
Solução Aquosa
H2O
Funções Orgânicas em Processos de Transformações
Solução
Bioquímicas
Aquosa
Estrutura do gelo
Água no estado sólido tem
densidade menor que água
líquida: 0,92 g/mL
Funções Orgânicas em Processos de Transformações
Solução
Bioquímicas
Aquosa
Água como solvente
-  Solubilidade depende da interação soluto/solvente.
-  Água é um solvente polar.
-  Substâncias inônicas e polares são mais facilmente solúveis em água.
Os íons de um sal interagem de acordo com a Lei de Coulomb:
F = kq1q2 / Dr2
-  F => força entre duas cargas elétricas
-  D = > constante dielétrica
-  r => distância entre as cargas
Funções Orgânicas em Processos de Transformações
Solução
Bioquímicas
Aquosa
Constante dielétrica
Solução Aquosa
Solvatação de íons orientada por moléculas de água
Solução Aquosa
Pontes de hidrogênio entre água e grupos funcionais
- Moléculas com grupos funcionais polares também podem ser hidratadas, mesmo não
possuindo cargas.
Solução Aquosa
Moléculas anfifílicas – possuem características hidrofóbicas e
hidrofílicas.
- Muito difícil acomodar todos os grupos hidrofóbicos no interior das micelas,
portanto há uma maior tendência em formar bicamadas.
Solução Aquosa
Mobilidade iônica
A mobilidade do próton torna a reação ácido/base a reação mais rápida que pode
ocorrer em solução aquosa.
Solução Aquosa
Equilíbrio ácido/base
1880 - Arrhenius
  Os ácidos doam [H+] para a solução
  As bases doam [OH-] para a solução.
Arrhenius: ácido + base → sal + água.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) +
H2O(l)
1923 - Johannes Brönsted e Thomas Lowry
  Ácidos - substâncias capazes de doar próton, H+.
  Bases - substâncias capazes de receber prótons, H+.
NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + HO-(aq)
Funções Orgânicas em Processos de Transformações
Solução
Bioquímicas
Aquosa
Equilíbrio ácido/base
[H 3O + ][A- ]
K=
[HA][H 2O]
€
€
[H + ][A- ]
K a = K[H 2O] =
[HA]
Funções Orgânicas em Processos de Transformações
Solução
Bioquímicas
Aquosa
Autoionização da água
[H 3O + ][OH - ]
K=
[H 2O]2
K × [H 2O]2 = [H 3O + ][OH - ]
K w = [H 3O + ][OH - ] = 1.0 × 10 −14
pH = -log[H+]
Funções Orgânicas em Processos de Transformações
Solução
Bioquímicas
Aquosa
Solução Tampão
HA(aq)
H+(aq) + A-(aq)
[H + ][A- ]
K=
[HA]
⎛ [HA] ⎞
+
[H ] = K ⎜ - ⎟
⎝ [A ] ⎠
pH = -log[H+]
Solução Aquosa
Reforço
Solução Aquosa
Escala de pH
pH = -log [H+]
pOH = -log[OH-]
Solução Aquosa
Força dos Ácidos e Bases
  Os ácidos e bases de Brönsted-Lowry podem ser vistos como duas
reações opostas entre ácidos e bases.
  Em solução aquosa, HCl se dissocia totalmente, com equilíbrio da
reação totalmente descolado para a direita:
HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
  De outra maneira, também podemos dizer que a água tem maior
afinidade pelo próton, do que o íon cloreto. Assim, a água é uma base
mais forte que o íon cloreto.
  Seguindo o mesmo raciocínio, podemos dizer que o ácido clorídrico é
um ácido mais forte que o íon hidrônio.
  A força de um ácido, ou de uma base, é determinada pela comparação
das concentrações das várias espécies no equilíbrio químico.
Solução Aquosa
Força dos Ácidos e Bases
HCl
HF
+ H2O →
+ H 2O
H3O+ + ClH3O+ + F-
100% dissociado
3% dissociado em solução HF 1M
  As reações acima mostram que HCl é um ácido mais forte que o HF em água.
  Também podemos constatar que F- é uma base mais forte que Cl-, pois usando o
mesmo ácido como referência, H2O, o Fluoreto permace 97% protonado.
  A medida que um ácido se torna mais forte, a sua base conjugada se torna mais
fraca, e vice-versa.
CH3COOH
+
Cl-
CH3COO- + HCl
NÃO REAGE
Solução Aquosa
Ácidos e Bases Fracas
  Os ácidos e as bases fracas são apenas parcialmente ionizados em solução. Eles
existem como uma mistura de íons e ácido, ou base, não-ionizado no equilíbrio.
  Ka e Kb são as constantes de dissociação do ácido e da base, respectivamente.
  Quanto maior o valor de Ka, ou Kb, mais forte é o ácido, ou a base.
Solução Aquosa
Constantes de ionização
Solução Aquosa
Propriedades Ácido-Base dos Sais
  Quase todos os sais são eletrólitos fortes.
  As propriedades ácido-base de sais são uma conseqüência da reação de seus íons
em solução.
NaNO3(aq)  Na+(aq) + NO3-(aq)
  íon NO3- provêm de um ácido forte (HNO3), e portanto não tem afinidade com o íon
H+. O Na+ provêm de uma base forte, e também não tem afinidade por OH A solução aquosa de nitrato de sódio é neutra.
Geralmente, as soluções aquosas de metais alcalinos ou alcalino-terrosos são neutras!
Solução Aquosa
Propriedades Ácido-Base dos Sais
O íon acetato é a base conjugada de um ácido fraco, logo:
CH3COO-(aq) + H2O(l)
CH3COOH(aq) + OH-(aq)
[CH3COOH][OH-] = 5,6 . 10-10
Kb =
[CH3COO ]
Solução Aquosa
Propriedades Ácido-Base dos Sais
Tipo
Exemplos
Ions que hidrolisam
pH da solução
cátion de base forte e
ânion de ácido forte
NaCl
KNO3
nenhum
≈7
cátion de base forte e
ânion de ácido fraco
CH3COONa
KNO2
ânion
> 7 (básico)
cátion de base fraca e
ânion de ácido forte
NH4Cl
NH4NO3
cátion
< 7 (ácido)
cátion de base fraca e
ânion de ácido fraco
NH4NO2
NH4CN
ânion e cátion
< 7 se Kb < Ka
~ 7 se Kb ≈ Ka
> 7 se Kb > Ka
Solução Aquosa
Solução Tampão
  Quando [HA] ~ [A-], qualquer H+(aq) adicionado a solução irá reagir com A-(aq) deslocando o
equilíbrio no sentido de formar mais HA. Desta forma a concentração de H+(aq) pode ser
mantida constante e o pH não é afetado.
HA(aq)
H+(aq) +
A-(aq)
  Se uma base for adicionada a essa solução, o íon hidroxila reagirá com HA existente
formando A-(aq) e H2O.
  Capacidade Tamponante - quantidade máxima de ácido ou base forte que pode ser adicionada a uma
solução tampão, sem que ela perca sua capacidade de resistir a mudança de pH
  O Tampão se exaure quando a maior parte da base fraca (A-) é convertida em ácido (HA), ou viceversa.
Solução Aquosa
Solução Tampão
  Experimentalmente verifica-se que um tampão tem alta capacidade tamponante quando a
quantidade de base presente é, pelo menos, cerca de 10% da quantidade de ácido.
  [A-] = [HA]/10
  [A-] = 10[HA]
pH = pKa + log (1/10)
pH = pKa -1
pH = pKa + log (10)
pH = pKa + 1
 
A capacidade de um tampão é
determinada por sua concentração e pH.   Um tampão mais concentrado pode
reagir com mais ácido, ou mais base,
adicionado, do que um menos concentrado.
  A solução tampão é, geralmente, mais
efetiva na faixa de pKa ± 1.