Medindo o Potencial Hidrogeniônico - Aulas de Biofísica ::: Prof. Dr
Transcrição
Medindo o Potencial Hidrogeniônico - Aulas de Biofísica ::: Prof. Dr
Universidade Federal Rural de Pernambuco Departamento de Morfologia e Fisiologia Animal Área de Biofísica Medindo o potencial Hidrogeniônico Prof. Romildo Nogueira 1. Entendendo as bases A manutenção da concentração de íons hidrogênio nos fluidos biológicos em limites em torno de 10-7 M é de fundamental importância para o funcionamento dos processos bioquímicos que ocorrem nas células dos diferentes tecidos animais. Uma maneira simples de medir a concentração hidrogeniônica foi proposta pelo bioquímico Sorensen, quando criou a escala de pH definida da seguinte maneira: pH = - log [ H+ ], onde [ H+ ] representa a concentração hidrogeniônica da solução. Os fluidos biológicos podem ser classificados através desta escala em fluidos: neutros quando seu pH for igual a 7; ácidos quando seu pH for menor que 7 e alcalinos para valores de pH superiores a 7. Uma substância é ácida quando é capaz de doar prótons e alcalina quando recebe prótons (conceito de Bronsted-Lowry). Desta maneira na reação: NH+4 H+ + NH3 , NH+4 doa um próton em solução para o NH3 , portanto é um ácido e o NH3 que aceita o próton é uma base. A reação ácido - básica sempre envolve um par ácido - básico conjugado do tipo NH+4 - NH3 . Os ácidos podem ser fracos e fortes. Os ácidos são fracos quando apresentam uma fraca tendência a ceder prótons para água e os ácidos são fortes quando transferem facilmente seus prótons. Esta tendência de um ácido em dissociar-se em solução aquosa pode ser mensurada através de sua constante de dissociação. A dissociação de um ácido numa solução aquosa envolve a transferência de um próton do ácido para água, através da seguinte reação: H A + H2O H3O+ + A- , A constante de dissociação (igual a constante de equilíbrio) na reação acima é dada pela seguinte expressão: K = [H3O+] . [A-] / [H A]. Na expressão acima a água necessária para hidratação do próton foi eliminada. Uma escala também será definida para medida da constante de dissociação. Nesta escala pK = -log K. Os ácidos fortes tem valores baixos de pK, uma vez que sendo um ácido forte se dissocia bastante e apresenta em decorrência disso um K elevado e portanto um pK baixo. Contrariamente, um ácido fraco apresenta um pK elevado. Como relacionar o pH e o pK? O pH e o pK podem ser relacionados através da equação de Henderson – Hasselbalch: pH = pK + log ( [A-] / [H A] ), O que são tampões? Algumas substâncias ao serem misturadas são capazes de impedir acentuadas variações de pH de uma solução, mesmo quando a ela se adiciona de um ácido ou uma base a solução. Tais soluções são conhecidas como tampões. Como funcionam os tampões? Em geral, as soluções tampões são formadas por um ácido fraco e um sal deste ácido. Um exemplo é a mistura de ácido acético e acetato de sódio (sal do ácido). Nesta solução o tamponamento ocorre nas seguintes etapas: i.o sal se ioniza totalmente gerando uma alta concentração de íons acetato, como mostrado na reação abaixo: CH3COONa Na+ + CH3COO-. ii. o ácido acético, por ser um ácido fraco, se dissocia pouco CH3COOH CH3COO- + H+ Observe que o acetato proveniente da dissociação do acetato de sódio colabora na manutenção da baixa dissociação do ácido acético, uma vez que desloca a reação de dissociação do ácido acético para esquerda. O resultado será uma mistura de acetato de sódio totalmente dissociado e ácido acético pouco dissociado. Por que a adição de um ácido forte (HCl) não altera o pH de uma solução tampão? Os íons H+ liberados pela dissociação do HCl (H + + Cl-) se combinam com os íons acetato para formar o ácido acético através da seguinte reação: CH3COO- + H+ CH3COOH. Observe na reação acima que o ácido clorídrico (um ácido forte) é transformado num ácido fraco ( o ácido acético) e os íons sódio decorrentes da dissociação do sal acetato de sódio ao reagirem com o cloreto (resultante da dissociação do HCl) formam cloreto de sódio. Isto mantém o pH da solução praticamente inalterado. Por que a adição de uma base forte não altera o pH de uma solução tamponada? Quando uma base forte (hidróxido de sódio) é adicionada a um tampão os OH provenientes da dissociação da base forte se combinam com os H + liberados pelo ácido acético para formar água, de acordo com a reação: Na+ + OH- + CH3COOH CH3COONa + H2O . Desta forma o efeito que os íons OH- deveriam ter sobre o pH é tamponado. Um importante tampão biológico é o sistema constituído por ácido carbônico / bicarbonato, principal responsável pela manutenção do pH plasmático. A reação do sistema tampão ácido carbônico / bicarbonato é a seguinte: H+ + HCO-3 H2CO3 CO2 + H2O Na reação acima pode ser observado que um aumento na concentração de CO 2 resultará na formação de maior quantidade de H2CO3 tornando o meio ácido. Uma redução de CO2 tornará a solução alcalina. No sangue essas variações de pH são chamadas de acidose ( redução de pH- acúmulo de ácido) e alcalose (perda de ácido- aumento de pH). Vários quadros clínicos estão associados a acidose respiratória, exemplos são parada cardíaca, edema agudo de pulmão, pneumonias graves, etc. Alcalose respiratória são encontradas na ansiedade, histeria, tumor cerebral. Acidose metabólica encontra-se na desnutrição, febre alta, insuficiência renal, diabetes mellitus e outras doenças. Alcalose metabólica está associada a perdas urinárias de ácidos (diuréticos), administração de bases, etc. 2. Como medir o pH. O pH de uma solução pode ser medido pelo método potenciométrico ou colorimétrico. No método potenciométrico a determinação do pH é realizada com o uso de um aparelho chamado pHmetro ou potenciômetro. Este método baseia-se na formação de um potencial de elétrico através da parede de um eletrodo de vidro seletivo ao íon hidrogênio. Desta forma, o eletrodo mede a ddp decorrente de um potencial de difusão do íon hidrogênio. Este potencial de difusão ocorre devido ao fato de existir uma diferença na concentração hidrogeniônica entre o interior do eletrodo e a solução banhante ( onde o pH está sendo medido). No método colorimétrico a determinação do pH baseia-se no uso de indicadores. Indicadores são substâncias que variam de cor em função do pH. Geralmente, são ácidos ou bases fracas cuja dissociação depende da concentração hidrogeniônica. A característica fundamental de um indicador é que as formas dissociada (H + + I -) e não dissociada (HI) apresentam cores diferentes. Portanto, dependendo do grau de dissociação uma gradação de cores pode ser observada e associada a um determinado valor de pH. 3. Mãos – à – obra : calibrando e usando o pHmetro. Como calibrar um pHmetro. O procedimento de calibração tem o objetivo de aferir o aparelho, deixando-o em condições de realizar medidas confiáveis do pH. Juntado o material necessário: pHmetro, tubos de ensaio, beckers, estante para tubos de ensaio, papel absorvente, pisseta com água destilada, solução tampão padrão pH = 7,0, solução tampão padrão pH = 4,0. Calibrando o pHmetro 1. Retire o eletrodo do becker com água destilada e enxugue-o delicadamente; 2. Coloque o eletrodo no recipiente que contém o tampão pH = 7,0; 3. Ajuste o controle de calibração até o valor apresentado no visor do aparelho coincidir com o pH da solução tampão ( pH = 7,0). Obs: alguns aparelhos calibram automaticamente; 4. Lave o eletrodo com o auxílio da pisseta e enxugue-o com papel absorvente; 5. Coloque o eletrodo no recipiente contendo o tampão pH = 4,0 e ajuste o controle de sensibilidade até o aparelho apresentar no visor o valor 4,0. Obs: se necessário repita os procedimentos até o aparelho ficar calibrado adequadamente. Usando o pHmetro Objetivo: observar o efeito da adição de CO2 sobre o pH de uma solução de bicarbonato de sódio. Juntando o material necessário: pHmetro, tubos de ensaio, beckers, pipeta de 5 ml; balão volumétrico de 50 ml; solução de bicarbonato de sódio a 25 mM; papel absorvente; pisseta com água destilada. Procedimento: 1. Num tubo de ensaio coloque 15 ml de uma solução de bicarbonato de sódio a 25 mM; 2. Adicione algumas gotas de vermelho de fenol ( 2 ou 3 gotas) a solução de bicarbonato de sódio e homogeneize a solução; 3. Medir o pH (anote o valor observado); 4. Com o auxílio de uma pipeta, borbulhar o ar expirado e medir o pH da solução (não esqueça de anotar); 5. Repetir o procedimento anterior algumas vezes até a cor da solução mudar bastante. Faça um gráfico do valor do pH em função do número de medidas. Observe que cada medida representa uma diferente concentração de CO 2 na solução. Discuta a razão da mudança do pH da solução.
Documentos relacionados
O objetivo da Química verde é desenvolver procedimentos químicos
Para isolar o produto da reação é necessário eliminar o excesso de hipoclorito de sódio. Para tal, adicione lentamente 5 mL da solução saturada de bissulfito de sódio (NaHSO 3), através do septo, a...
Leia mais