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pH e tampões
Auto-ionização da água
H20
K = ________ [H20]
[H+] [OH-] = 1,8 x 10-16
H+ + OH-
Conceito de Kw
1,8 x 10-16 = ________ [H20]
[H+] [OH-]
1,8 x 10-16 = ________ 55,5
[H+] [OH-]
1,8 x 10-16 x 55,5 = [H+] [OH-]
Kw = 1,0 x 10-14 = [H+] [OH-]
Kw = 10-14 = [H+] [OH-]
Massa molarda água (g/mol)
H – 1O – 16
H2O – 18
[H20] = ? mol/L(mols por litro)
18 g – 1 mol1000 g (1 L) – x mol
X = 1000 / 18 X = 55,5 mol / L
[H20] = 55,5 mol/L
A [H20] é sempre = 55,5 mol/ L
Reorganizando a equação, temos:
Calculando o produto no primeiro membro da equação:
O produto entre as concentrações de H+ e OH- é sempre igual a 10-14
Densidade da água(g/mL)
1 g/mL
1000 g/L
Conceito de Kwconstante de dissociação da água
Kw = 10-14 = [H+] [OH-]O produto entre as concentrações de H+ e OH- é sempre igual a 10-14
c
Escala de pH
Ex.:[H+] = 0,0000001 M = 1,0 x 10-7
log [H+] = -7pH = -log[H+] = 7
pH, então, significa “logaritmo negativo” da concentração de H+
OBS - É mais correto dizer “o simétrico do logaritmo da concentração de H+”
Para evitar a utilização de números muito pequenos e de notação exponencial estabeleceu-se o uso do termo
pQue significa “menos logaritmo de... ”
Definição de pH
pH é o “logaritmo negativo” da concentração de H+ c
pH = -log[H+]
Relações entre [H+], [OH-], pH e pOH[H+] mol/L pH [OH-] mol/L pOH
1 (1 x 100) 0 1 x 10-14 14
1 x 10-1 1 1 x 10-13 13
1 x 10-2 2 1 x 10-12 12
1 x 10-3 3 1 x 10-11 11
1 x 10-4 4 1 x 10-10 10
1 x 10-5 5 1 x 10-9 9
1 x 10-6 6 1 x 10-8 8
1 x 10-7 7 1 x 10-7 7
1 x 10-8 8 1 x 10-6 6
1 x 10-9 9 1 x 10-5 5
1 x 10-10 10 1 x 10-4 4
1 x 10-11 11 1 x 10-3 3
1 x 10-12 12 1 x 10-2 2
1 x 10-13 13 1 x 10-1 1
1 x 10-14 14 1 (1 x 100) 0
OBSERVAÇÕES
[H+] x [OH-] é sempre igual a 10-14
pH + pOH é sempre igual a 14
Em pH 7 a [H+] é igual a [OH-] por isso esse valor é considerado neutro
Em pH < 7 a [H+] é maior que a [OH-] por isso esses valores é considerados ácidos
Em pH > 7 a [OH-] é maior que a [H+] por isso esses valores é considerados ácidos
ácido
neutro
básico(ou alcalino)
Ácido e basedefinição de Bronsted e Lowry
Ácidos são substâncias que podem doar prótons
Bases são substâncias que podem aceitar prótonsÁcido clorídrico
HCl + H2O H+(aq) + Cl-
(aq)
NaOH + H2O Na+(aq) + OH-
(aq)
OH-(aq) + H+
(aq) H2O
Hidróxido de sódio (base)
Ácido forte e ácido fraco
Na dissociação de um ácido fraco o ácido e sua base conjugada coexistem em equilíbrio dinâmico
Ácido:Ácido acético
Base conjugada:Íon (ânion) acetato
Ácido fraco se dissocia parcialmente quando dissolvido em água.
Ex.: Ácido acéticoHAc Ac- (aq) + H+(aq)
Ácido forte se dissocia totalmentequando dissolvido em água. Ex.: Ácido clorídrico
HCl H+(aq) + Cl-(aq)
Exemplos de ácidos e bases
Ácido sulfúrico
H2SO4H2SO4- + H+
Ácido clorídrico
HCl H+ + Cl-
Hidróxido de sódio
Na OH Na+ + OH-
Ácidos carboxílicos
R-COOH R-COO- + H-
Aminas
R-NH + H+R-NH3+
Conceito de Ka e pKa
Como a [H2O] é praticamente constante e igual a 55,5 mol/L. Podemos “embutir” na constante K transformando-a em Ka
[CH3—COO-] [H+]
[CH3—COOH] [H2O]__________________K =
pKa = -logKa
Para o ácido acético:
Ka = 1,74 x 10-5
pKa = -log (Ka)
pKa = -log (1,74 x 10-5)
[CH3—COO-][H+]
[CH3—COOH]_______________Ka =
Constante de dissociação
Constante de dissociação com a concentração de água “embutida”
-log da constante de dissociação
Constantes de dissociação de alguns ácidos fracos importantes em bioquímica
Ácido Ka pKa
Equilíbrio químicona dissociação de um ácido fraco
HA H+ + A-
HA HA
HA
HAHA
HAHA
HAHA
HA
HA
H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H+ A-
H+ A-
HA HA
HA
HAHA
HAHA
HAHA
HA
HA
HAHA
HAHAHA
HA
HAHA
HA
H+ A- H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H+ A-
H+ A-
H+ A-H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-
HA
HA
Pouco dissociado
[HA]>>[A-]
[A-] /[HA]<<1
Semi dissociado
[HA]=[A-]
[A-] /[HA]=1
Muito dissociado
[HA]>>[A-]
[A-] /[HA]>>1
Gra
u de
di
ssoc
iaçã
o
Tomando-se o logaritmo negativo de ambos os membros temos:
Aplicando as definições de pH e pK:
Ou, escrita numa forma genérica:
Equação de Handerson-HasselbachUTILIDADEPermite calcular o pH de uma solução à partir das concentrações do ácido e da base conjugadaPermite calcular as quantidades relativas do ácido e da base conjugada à partir do pH
Para a dissociação do ácido fraco:
Temos a seguinte equação
Que pode ser rearranjada desta forma
c
Equação de Handerson-Hasselbach
c
TampõesSolução que evita mudanças bruscas de pH mesmo quando um ácido ou uma base forte são adicionados
É composto por um sistema ácido fraco / base conjugada
Os sistemas biológicos são sempre tamponados
Zona de tamponamentoe capacidade tamponadora
Curva de titulação (ácido triprótico)
Espécies predominantes
H3PO4
H2PO4-
HPO42-
PO43-
pKs e zonas de tamponameto
Relação entre os equivalentes adicionados , os pKs e os patamares de tamponamento