Universidade Federal Rural de Pernambuco

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1 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 + + NH 3,

2 NH + 4 doa um próton em solução para o NH 3, portanto é um ácido e o NH 3 que aceita o próton é uma base. A reação ácido - básica sempre envolve um par ácido - básico conjugado do tipo NH NH 3. 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 + H 2 O H 3 O + + A -, A constante de dissociação (igual a constante de equilíbrio) na reação acima é dada pela seguinte expressão: K = [H 3 O + ]. [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?

3 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: CH 3 COONa Na + + CH 3 COO -. ii. o ácido acético, por ser um ácido fraco, se dissocia pouco CH 3 COOH CH 3 COO - + 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: CH 3 COO - + H + CH 3 COOH. 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?

4 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 - + CH 3 COOH CH 3 COONa + H 2 O. 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 H 2 CO 3 CO 2 + H 2 O Na reação acima pode ser observado que um aumento na concentração de CO 2 resultará na formação de maior quantidade de H 2 CO 3 tornando o meio ácido. Uma redução de CO 2 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

5 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.

6 Obs: se necessário repita os procedimentos até o aparelho ficar calibrado adequadamente. Usando o phmetro Objetivo: observar o efeito da adição de CO 2 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.