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ÁGUA, pH E TAMPÕES
UNIFESO - Engenharia Ambiental
Prof. Edson Rodrigo Fernandes dos Santos
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ÁGUA
• É uma substância essencial para o organismo.
• Todas as reações bioquímicas ocorrem em meio aquoso.
• É uma substância neutra.
• É capaz de dissolver grande parte das substâncias presentes em uma célula.
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ÁGUA
• A água está presente em 75% do corpo humano.
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Envelope de Van de Waals
Van der Waals raio do O = 1.4 Å
O—H covalente Distância da Ligação = 0.958 Å
Van der Waals raio do H = 1.2 Å
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O H H
Par de elétrons
180°
δ¯
δ ⁺
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Diferença entre ligações e interações
CH3 OH
O
NaCH3 O
OLigação iônica
Ponto de Fusão: 16 - 17 °C Ponto de Ebulição: 118 - 119°C
Ponto de Fusão: 324 °C Ponto de Ebulição: 881,4 °C
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Ligação Hidrogênio
H O
H
H O
H
H
O H
H O
H
R
X
R
X = Heteroátomo O, S, N
δ+
δ+
δ+
δ+
δ+
δ+
δ+
δ+
δ -
δ -
δ -
δ -
δ+ δ+
δ -
δ+ Carga Parcial Positiva
δ - Carga Parcial Negativa
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δ¯ δ ⁺
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Ligações de hidrogênio entre moléculas de água organizadas na forma de gelo
Teoricamente previstos e confirmados espectroscopicamente estruturas do trímeroágua, tetrâmero,
e pentâmero
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Álcool e água Cetona e água
Ligações peptídicas
Moléculas precursoras
de DNA
Ácido Carbox. e água Amina e água
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Condições para ocorrer Ligação Hidrogênio
Conter Heteroátomo com par de elétrons livres Hidrogênio ligado a heteroátomo
HCH3
O
OH
CH3
O
O
H
OH
HO
H
HCH3
O
O
O
H
H
N:CH3
CH3
CH3
H
O
H
H
O
H
CH3S
HO
H
H
H
OH
HO
H
HCH3 S
S
O
H
H
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ΔG<0 - Processo espontâneo ΔG>0 – Processo não espontâneo ΔG=0 - Equilíbrio
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A água interage bem com solutos polares
Desorganização das moléculas do sal ocasionando em um aumento de entropia!
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Polaridade
CH3 CH3
CH3
O
CH3
CH3O CH3
N
HCH3
O
H HN
HCH3
S
Apolar
Polar Prótico
Polar Aprótico
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Moléculas hidrofóbicas – Polares Moléculas hidrofílicas - Apolares Moléculas anfipáticas – Polar e apolar
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MISCELAS Hidrofílico “cabeça de Grupo”
Hidrofóbico Grupo alquila
moléculas de água altamente ordenada forma "gaiolas" em torno das cadeias alquídicas hidrofóbicas
“Flickering Clusters” Aglomerados de moléclas de água
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Cada molécula de lipídio são forçadas
em torno das moléculas de água para
se tornar altamente ordenada
Dispersão de lipídios em água
As cadeias alquídicas se reorganizam entre si e as moléculas de água,aumentando a entropia
Aglomerados de moléculas lipídicas
Todos os grupos hidrofóbicos são separados da água; conchas ordenada de moléculas de água é minimizada, e entropia é ainda maior
Micelas
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Micela Bicamada
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Muitas ligações fracas juntas formam
estruturas de grande estabilidade!!!
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pH
HCl H+
Cl-H2O
+
H+
H3O+H2O
Os íons são essenciais para as reações bioquímicas
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• Um pH igual a 7,0 implica em um número igual de íons H+ e OH- em solução.
• Um pH menor que 7,0 indica uma solução com excesso de íons H+ (ácido).
• Um pH maior que 7,0 indica uma solução com excesso de íons OH- ( básico).
Acidez Crescente
Basicidade Crescente
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Cálculo de pH e pOH
Pela definição de Kw (produto iônico da água) tem-se a relação entre as duas
atividades:
Kw = [H+] · [OH-]
Ao aplicar logaritmos, obtém-se a relação entre pH e pOH:
pKw = pH + pOH = 14
H3O+
OH-
+OH22
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Cálculo de pH e pOH
Solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L-1
H+
Cl-
+HCl Dissocia-se totalmente
pH = -log [H+] [H+] = 0,1 mol L−1
Então: pH = -log [0,1] = 1.
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Cálculo de pH e pOH
Solução aquosa de Ácido Fórmico (HCOOH) 0,1 mol L-1
H+
H O-
O
+H OH
O Não dissocia-se totalmente
constante de dissociação do ácido (Ka):
Ka = [H+] x [HCOO-]
[HCOOH]
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Cálculo de pH e pOH
Solução aquosa de Ácido Fórmico (HCOOH) 0,1 mol L-1
Considerando: Ka = 1,6 × 10−4 [A-] é igual a x [HA] = 0,1 considerando que praticamente não houve dissociação Se desprezarmos a ionização da água: [H+] = [A-]
Ka = [H+] x [HCOO-]
[HCOOH] 1,6 × 10−4 = [H+] x [H+]
0,1
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Cálculo de pH e pOH
Solução aquosa de Ácido Fórmico (HCOOH) 0,1 mol L-1
[H+] = x = 4 × 10−3 Através da definição de pH, obtém-se: pH = -log [4 × 10−3] = 2,4
1,6 × 10−4 = [H+] x [H+]
0,1
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MAS COMO??
• Para regular o pH intracelular a célula utiliza a química para ajudá-la.
• As células utilizam o que chamamos de SISTEMA-TAMPÃO.
• Os sistemas-tampões são constituídos de um ácido fraco e sua base conjugada.
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TEORIA DE ARRHENIUS
• Ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam liberando íons hidrogênio.
• Bases são compostos que em solução aquosa se ionizam liberando íons hidroxila.
HCl H+ + Cl
-H2O
NaOH Na+ + OH
-H2O
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TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY
• Ácidos são substâncias capazes de doar prótons.
• Bases são substâncias capazes de receber prótons.
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TEORIA DE LEWIS
• Ácidos são substâncias capazes de aceitar um par de elétrons.
• Bases são substâncias capazes de doarem um par de elétrons.
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SISTEMAS TAMPÃO
• Para a definição de sistema-tampão devemos levar em consideração a teoria de ácido-base de Brönsted.
• Nela, a equação abaixo define a dissociação de um ácido genérico (HA).
HA A- + H+
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SISTEMAS TAMPÃO
• Os ácidos fortes são capazes de se dissociar completamente em meio aquoso.
• Os ácidos fracos se ionizam muito pouco em soluções aquosas e são encontrados na forma de equilíbrios.
HA A- + H+
HA A- + H+
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SISTEMAS TAMPÃO
• Os ácidos fracos quando em solução estão em um equilíbrio entre as concentrações de HA, A- e de H+. Este equilíbrio é regido por uma constante de equilíbrio denominada de K.
• A constante K é conhecida como constante de dissociação ou de ionização, e no caso dos ácidos é chamada de Ka.
][
][][
HA
HAK
HA A- + H+
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CH3 OH
O
+ NH4
+OH
-
CH3 O-
O
NH4
+
Ácido FracoBase Fraca
Base Conjulgada
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Como funciona a zona de tamponamento
CH3 OH
O
+ NH4
+OH
-
CH3 O-
O
NH4
+
Ácido FracoBase Fraca
Base Conjulgada
CH3 O-
O
NH4
+
Base Conjulgada
+ H+
CH3 OH
O
Ácido Fraco
+ NH4
+
Adição de ácido
A formação do ácido fraco mantém o equilíbrio
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• Há um pequeno aumento na [H+] mesmo que uma grande parte seja captada pela base conjugada A-.
• Também ocorre um pequeno aumento na [HA] e uma diminuição na [A-].
• Estas pequenas modificações permitem que Ka não se altere.
H3O+
CH3 OH
O
CH3 O-
O
+H2O
CH3 O-
O
NH4
+
Base Conjulgada
+ H+
CH3 OH
O
Ácido Fraco
+ NH4
+OH
-H2O
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• Analogamente ocorre o mesmo equilíbrio quando é adicionado OH- no meio.
• Este equilíbrio permite que a alteração nas concentrações tanto de H+ como de OH- em solução sejam pequenas quando comparadas à quantidade de ácido ou base que é adicionado ao meio.
Adição de Base
NH4
+OH
-
CH3 OH
O
CH3 O-
O
+NH4
+
H2O
CH3 OH
O
Base Conjulgada
+ CH3 O-
O
Ácido Fraco
+NH4
+OH2
NH4
+OH
-
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• Mesmo o sistema tampão mantendo o pH sem muitas alterações, grandes adições de álcalis ou de ácidos podem alterar drasticamente o pH da solução.
• Os sistemas tampão funcionam muito bem em uma determinada faixa.
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• Essa faixa se encontra no pH onde há 50% de ácido conjugado e 50% da base conjugada.
• Esse ponto é denominado de pK.
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TAMPÕES - DEFINIÇÃO
São substâncias que em solução aquosa dão a estas soluções a propriedade de resistir às
variações do seu pH quando às mesmas são adicionadas quantidades relativamente pequenas de ácido (H+) ou base (OH-).
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TAMPÃO
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TAMPÕES BIOLÓGICOS • O ácido carbônico dissocia-se em
bicarbonato e H+.
• Este se encontra em
equilíbrio com o CO2
dissolvido em água.
• As hemácias contém
a enzima anidrase
carbônica que acelera
a transformação do
CO2 em H2CO3.
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Histidina pKa 6,0
Tampão ideal é pKa ± 1,0