O documento discute pH e tampões, definindo conceitos como: 1) Autoionização da água e a constante de dissociação da água (Kw); 2) Definição de pH como o logaritmo negativo da concentração de H+; 3) Relação entre [H+], [OH-], pH e pK e como isso define se uma solução é ácida, básica ou neutra.

1. pH e tampões

2. Auto-ionização da água
H20  H+ + OH-
[H+] [OH-] = 1,8 x 10-16
K = ________
[H20]

3. Conceito de Kw
Massa molar Densidade
[H ] [OH ]
+ -
da água da água
1,8 x 10 = ________
-16
(g/mol) (g/mL)
A [H20] é sempre
[H20] H–1 1 g/mL
= 55,5 mol/ L O – 16 1000 g/L
H2O – 18
[H+] [OH-] Reorganizando a
1,8 x 10-16 = ________ equação, temos: [H20] = ? mol/L
55,5 (mols por litro)
Calculando o
1,8 x 10-16 x 55,5 = [H+] [OH-] produto no 18 g – 1 mol
primeiro membro 1000 g (1 L) – x mol
da equação:
Kw = 1,0 x 10-14 = [H+] [OH-] X = 1000 / 18
X = 55,5 mol / L
O produto entre as
concentrações de H+
Kw = 10-14 = [H+] [OH-] e OH- é sempre igual
[H20] = 55,5 mol/L
a 10-14

4. Conceito de Kw
constante de dissociação da água

O produto entre as
Kw = 10-14 = [H+] [OH-]
c concentrações de H+
e OH- é sempre igual
a 10-14

5. Escala de pH
Para evitar a utilização de números muito pequenos e
de notação exponencial estabeleceu-se o uso do termo
p
Que significa “menos logaritmo de... ”
Ex.:
[H+] = 0,0000001 M = 1,0 x 10-7
log [H+] = -7
pH = -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+”

6. Definição de pH
pH é o “logaritmo negativo” da
 concentração de H+
c
pH = -log[H ]+

7. 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
OBSERVAÇÕES
1 x 10 -1 1 1 x 10-13
13
1 x 10-2 2 1 x 10-12 12 [H+] x [OH-] é sempre igual a 10-14
ácido
1 x 10-3 3 1 x 10-11 11
pH + pOH é sempre igual a 14
1 x 10-4 4 1 x 10-10 10
1 x 10-5 5 1 x 10-9 9 Em pH 7 a [H+] é igual a [OH-]
por isso esse valor é considerado
1 x 10-6 6 1 x 10-8 8
neutro
neutro 1 x 10-7 7 1 x 10-7 7
1 x 10-8 8 1 x 10-6 6 Em pH < 7 a [H+] é maior que a
[OH-] por isso esses valores é
1 x 10-9 9 1 x 10-5 5
considerados ácidos
básico
1 x 10-10 10 1 x 10-4 4
(ou alcalino) Em pH > 7 a [OH-] é maior que a
1 x 10-11 11 1 x 10-3 3
[H+] por isso esses valores é
1 x 10-12 12 1 x 10-2 2
considerados ácidos
1 x 10-13 13 1 x 10-1 1
1 x 10-14 14 1 (1 x 100) 0

8. Ácido e base
definição de Bronsted e Lowry
Ácidos são substâncias que podem doar prótons
 Bases são substâncias que podem aceitar prótons
Ácido clorídrico
HCl + H2O H+(aq) + Cl-(aq)
Hidróxido de sódio (base)
NaOH + H2O  Na+(aq) + OH-(aq)
OH-(aq) + H+(aq)  H2O

9. Ácido forte e ácido fraco
Ácido forte se dissocia totalmente
quando dissolvido em água.
Ex.: Ácido clorídrico
HCl H+(aq) + Cl-(aq)
Ácido fraco se dissocia parcialmente
quando dissolvido em água.
Ex.: Ácido acético
HAc Ac- (aq) + H+(aq)
Ácido: Base conjugada:
Ácido acético Íon (ânion) acetato
 Na dissociação de um ácido fraco o ácido e sua
base conjugada coexistem em equilíbrio dinâmico

10. Exemplos de
ácidos e bases
Ácido sulfúrico Hidróxido de sódio
H2SO4- + H+
H2SO4
Na OH Na+ + OH-
Ácido clorídrico
HCl H+ + Cl-
Ácidos carboxílicos Aminas
R-COOH   R-COO- + H- R-NH + H+R-NH3+

11. Constante de
dissociação
com a
Conceito de Ka e pKa
concentração
de água Constante de dissociação
“embutida”
[CH3—COO-] [H+]
K = __________________
[CH3—COOH][H2O]Como a [H2O] é
praticamente constante e
igual a 55,5 mol/L.
[CH3—COO-] H+]
[
_______________ Podemos “embutir” na
Ka = constante K
[CH3—COOH] transformando-a em Ka
Para o ácido acético:
pKa = -logKa
Ka = 1,74 x 10-5
-log da
constante de pKa = -log (Ka)
dissociação
pKa = -log (1,74 x 10-5)

12. Constantes de dissociação de alguns ácidos
fracos importantes em bioquímica
Ácido Ka pKa

13. Equilíbrio químico
dissociação
Grau de
na dissociação de um ácido fraco
HAH+ + A-
HA Pouco dissociado
HA HA HA HA
HA HA H+ A-
HA [HA]>>[A-]
HA
HA HA HA HA
HA
HA HA HA H+ A- [A-] /[HA]<<1
HA HA HA
H+ A- H+ A- H+ A- Semi dissociado
HA HA HA
HA H+ A - H+ A- H+ A-
HA [HA]=[A-]
HA HA H+ A- H+ A-
HA H+ A-
HA HA HA [A-] /[HA]=1
H+ A- H+ A-
H+ A- H+ A- H+ A - H+ A-
Muito dissociado
H +
A- H+ A- H+ A- H+ A-
HA H+ A- H+ A- H+ A- [HA]>>[A-]
HA H+ A- H+ A- H+ A- H+ A-
H+ A - H+ H+ A- [A-] /[HA]>>1
A- H +
A - H+ A-

14. Equação de Handerson-Hasselbach
UTILIDADE
Permite calcular o pH de uma solução à partir das concentrações do ácido e da base conjugada
Permite calcular as quantidades relativas do ácido e da base conjugada à partir do pH
Para a dissociação do ácido fraco: Tomando-se o logaritmo negativo de
ambos os membros temos:
Temos a seguinte equação
Aplicando as definições de pH e pK:
Que pode ser rearranjada desta forma
Ou, escrita numa forma genérica:
c

15. Equação de Handerson-Hasselbach
 c

16. Tampões
 Solução 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

17. Os sistemas biológicos são sempre
tamponados

23. Zona de tamponamento
e capacidade tamponadora

24. Curva de titulação (ácido triprótico)
Espécies
predominantes pKs e zonas de
PO43- tamponameto
HPO42-
Relação entre
os equivalentes
adicionados , os
pKs e os
patamares de
H2PO4- tamponamento
H3PO4