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.