Cap 3: Equilíbrio Químico
Soluções tampão
Profa Alessandra Smaniotto
QMC 5325 - Química Analítica
Curso de Graduação em Farmácia
Turmas 02102A e 02102B
Água: excepcional habilidade em dissolver
grande variedade de substâncias.
Soluções aquosas encontradas na natureza:
fluidos biológicos e a água do mar.
• Contêm muitos solutos.
• Muitos equilíbrios acontecem
simultaneamente nessas soluções.
O efeito do íon comum
•
Concentrações no equilíbrio de íons em solução
contendo um ácido fraco ou uma base fraca;
•
Soluções que contêm não apenas um ácido
fraco, como o ácido acético (CH3COOH), mas
também um sal solúvel desse ácido, como o
CH3COONa;
•
O que acontece quando CH3COONa é adicionado à
solução de CH3COOH?
•
CH3COONa é um eletrólito forte.
• Dissocia-se completamente em solução aquosa para
formar íons Na+ e CH3COO-.
•
Em comparação, CH3COOH é um eletrólito fraco.
• A adição de CH3COO- a partir de CH3COONa faz
com que o equilíbrio desloque-se para a
esquerda, diminuindo, portanto, a concentração
no equilíbrio de H+ (aq).
CH3COO-Na+
• CH3COO- é uma base fraca, então o pH da solução
aumenta devido à diminuição na [H+]
EFEITO DO ÍON COMUM:
A extensão da ionização de um eletrólito fraco
é diminuída pela adição à solução de um
eletrólito forte no qual há um íon comum com
o eletrólito fraco.
• A ionização de uma base fraca também diminui com a adição
de um íon comum;
• Por exemplo, a adição de NH4+ (a partir do NH4Cl) faz com
que o equilíbrio de dissociação de NH3 desloque para a
esquerda, diminuindo a concentração de OH- no equilíbrio e
abaixando o pH.
NH4Cl
Soluções Tampão
• São misturas de soluções de eletrólitos que resistem à
variação de pH quando pequenas quantidades de ácidos
ou bases são adicionadas ao sistema.
• As soluções tampão sofrem pequenas variações por
diluição.
• São constituídas por misturas de soluções ácidos fracos e
bases fracas. Para fins práticos existem dois tipos de
soluções tampão:
- Mistura de ácido fraco com sua base conjugada
- Mistura de uma base fraca com seu ácido conjugado
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• Um tampão resiste às variações no pH porque
contém tanto espécies ácidas para neutralizar os
íons OH- quanto espécies básicas para neutralizar
os íons H+;
• As espécies ácidas e básicas que constituem o
tampão não devem consumir umas às outras pela
reação de neutralização;
• Exigência preenchida por um par ÁCIDO-BASE
CONJUGADO:
CH3COOH / CH3COO- ou NH4+ / NH3
• Mistura de um ácido fraco ou uma base
fraca com um sal do ácido ou da base:
•A adição de ácido ou base a uma solução tampão interfere com os
seguintes equilíbrios, exemplificados para o caso de uma solução
tampão de um ácido fraco HA e sua base conjugada, A-:
1) HA + H2O ↔ H3O+ + A2) A- + H2O ↔ HA + OH-
Solução aquosa de ácido acético e acetato de sódio:
1) HOAc + H2O ↔ H3O+ + OAc2) OAc- + H2O ↔ HOAc + OH• A adição de uma pequena quantidade de H3O+ leva à reação:
H3O+ + OAc- ↔ HOAc + OHOcorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade de
H3O+ adicionado é muito menor que a concentração analítica de
NaOAc.
• A adição de pequena quantidade de OH- leva à reação:
OH- + H3O+ ↔ 2 H2O
Ocorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade de
OH- adicionado é muito menor que a concentração analítica de
HOAc.
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Solução de amônia e cloreto de amônio:
1) NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH2) NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
• A adição de uma pequena quantidade de H3O+ leva à reação:
H3O+ + OH- ↔ 2 H2O
Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade de
H3O+ adicionado é muito menor que a concentração analítica de
NH3.
• A adição de uma pequena quantidade de OH- leva à reação:
OH- + NH4+ ↔ NH3 + H2O
Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade de
OH- adicionado é muito menor que a concentração analítica de
NH4Cl.
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A dissociação de um ácido fraco HA ocorre da seguinte forma:
HA + H2O ↔ H3O+ + AEntão,
K a [ HA ]
[ H 3O ] =
[ A− ]
+
K a [ HA ]
− log [ H 3O ] = − log
[ A− ]
+
[ A− ]
pH = pK a + log
[ HA ]
Equação de Henderson-Hasselbalch
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Capacidade do tampão e pH
•
É o número de mols de ácido ou base fortes que 1 L
do tampão pode absorver sem variar o pH em mais de
1 unidade;
•
Depende da quantidade de ácido e base da qual o
tampão é feito;
Depende de Ka para o ácido e das respectivas
concentrações relativas de ácido e base que o tampão
contém;
•
•
Quanto maior as quantidades do par ácido-base
conjugado, a razão de suas concentrações, e,
consequentemente, o pH se tornam mais resistentes
às mudanças.
Sistemas Primários
Reguladores do pH
Os sistemas químicos de tampões ácido-base dos
líquidos corporais;
O centro respiratório, que regula a remoção de CO2
do líquido extracelular;
Os rins, que agem reabsorvendo o bicarbonato
filtrado ou eliminando o H+ pelo sistema tampão
fosfato ou na forma de NH4+.
Os principais sistemas tampões presentes no organismo, que
permitem a manutenção da homeostasia, são: sistema
bicarbonato, sistema fosfato, proteínas e sistema da amônia.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
•
Sistema tampão usado para controlar o pH no
sangue: ácido carbônico-bicarbonato;
•
Equilíbrios importantes no sistema tampão:
•
CO2: fornece um mecanismo para o corpo se ajustar
aos equilíbrios.
•
A remoção de CO2 por exalação desloca o equilíbrio
para a direita, consumindo íons H+.
• Para que o tampão tenha pH de 7,4, a razão [base] /
[ácido] deve ser igual a um valor de 20;
• No plasma sangüíneo normal as concentrações de HCO3e H2CO3 são aproximadamente de 0,024 mol / L e 0,0012
mol /L, respectivamente;
• O tampão tem alta capacidade para neutralizar ácido
adicional, mas apenas uma baixa capacidade para
neutralizar base adicional.
•
Os principais órgãos que regulam o pH do sistema tampão
ácido carbônico-bicarbonato são pulmões e rins;
• Alguns dos receptores no cérebro são sensíveis às
concentrações de H+ e CO2 nos fluídos corpóreos;
• Quando a concentração de CO2 aumenta, os equilíbrios
deslocam-se para a esquerda, o que leva à formação de mais
H+;
• Os receptores disparam um reflexo para respirar mais rápido
e mais profundamente, aumentando a velocidade de
eliminação de CO2 dos pulmões e deslocando o equilíbrio de
volta para a direita;
• Os rins absorvem ou liberam H+ e HCO3-; muito do excesso de
ácido é eliminado pela urina, que normalmente tem pH de
5,0 a 7,0.