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pH NOS ALIMENTOS
A maioria dos alimentos é ligeiramente ácida, uma vez que os produtos alcalinos têm, em geral, sabor
desagradável. Uma exceção é a clara de ovo cujo pH chega a alcançar 9,2.
GRAUS DE ACIDEZ DE DIVERSOS TIPOS DE ALIMENTOS
Sucos de frutas, refrigerantesMuito ácidos <4,0
Frutas e hortaliçasÁcidos 4,0 a 4,5
Leite, carnes, pescados, alguns vegetais
Pouco ácidos >4,5
Tipos de alimentosGrau de acidez
Valores aproximados de pH de alguns produtos vegetais
5,5-6,0Espinafre
4,2-4,3Tomate
5,3-5,6Batatas
5,7-6,0Salsa
5,3-5,8Cebola (vermelha)
6,0Alface
3,8Pepino
5,6Couve-flor
4,9-5,2Cenoura
6,5Brócolis
4,2-4,4Beterraba
4,6-6,5Feijões
pHHortaliças, legumes e cereais
Valores aproximados de pH de alguns produtos vegetais
3,4-4,5Uvas
5,2-5,6Melancia
2,8-4,6Ameixa
3,6-4,3Laranja (suco)
6,3-6,7Melão
1,8-2,0Limão
4,6Figo
4,5-4,7Banana
2,9-3,3Maçã
pHFrutas
Valores aproximados do pH de produtos lácteos e cárneos, aves e pescado
4,9-5,9Queijo
6,5Creme
6,3-6,5Leite
6,1-6,4Manteiga
pHProdutos lácteos
6,2-6,4Galinha
6,0Vitela
5,9-6,1Presunto
5,1-6,2Carne moída
pHCarnes e Aves
Valores aproximados do pH de produtos lácteos e cárneos, aves e pescado
6,8-7,0Camarão
5,5Pescada branca
6,1-6,3Salmão
5,2-6,1Atum
4,8-6,3Ostras
7,0Caranguejo
6,5Mariscos
6,6-6,8Peixe (maior parte das espécies)
pHPeixe e Mariscos
ASPECTOS ADICIONAIS DOS
EQUILÍBRIOS AQUOSOS
ASPECTOS ADICIONAIS DOS EQUILÍBRIOS AQUOSOS
Água: excepcional habilidade em dissolver grande variedade de substâncias.
Soluções aquosas encontradas na natureza:fluidos biológicos e a água do mar.
Contêm muitos solutos.
Muitos equilíbrios acontecem simultaneamente nessas soluções.
O EFEITO DO ÍON COMUM
Concentrações no equilíbrio de íons em solução contendo um ácido fraco ou uma base fraca.
Soluções que contêm não apenas um ácido fraco, como o ácido acético
(CH3COOH), mas também um sal solúvel desse ácido, como o CH3COONa.
O que acontece quando CH3COONa é adicionado à solução de CH3COOH?
CH3COONa é um eletrólito forte.
Dissocia-se completamente em solução aquosa para formar íons Na+ e CH3COO-.
Em comparação, CH3COOH é um eletrólito fraco.
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+
(aq)
CH3COONa(aq) CH3COO-(aq) + Na+
(aq)
A adição de CH3COO- a partir de CH3COONa faz com que o equilíbrio desloque-se para a
esquerda, diminuindo, portanto, a concentração no equilíbrio de H+
(aq).
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+
(aq)
CH3COONa
Adição de CH3COO- desloca o equilíbrio, reduzindo [H+].
A ionização de uma base fraca também diminui com a adição de um íon comum. Por exemplo, a adição de NH4
+ (como a partir do eletrólito forte NH4Cl) faz com que o equilíbrio de dissociação de NH3 desloque para a esquerda, diminuindo a concentração de OH- no equilíbrio e abaixando o pH.
NH3 (aq) + H2O(l) NH4+
(aq) + OH-(aq)
NH4Cl
Adição de NH4+ desloca o
equilíbrio, reduzindo [OH-].
CH3COO- é uma base fraca.
O pH da solução aumenta.
[H+] diminui.
EFEITO DO ÍON COMUM
A extensão da ionização de um eletrólito fraco é diminuída pela adição à solução de
um eletrólito forte no qual há um íon comum com o eletrólito fraco.
EXERCÍCIOS
1. Qual é o pH de uma solução preparada pela adição de 0,30 mol de ácido acético (CH3COOH) e 0,30 mol de acetato de sódio (CH3COONa) em quantidade suficiente de água para perfazer 1,0 L de solução.
2. Calcule o pH de uma solução contendo 0,085 mol / L de ácido nitroso, (HNO2; Ka= 4,5 x 10-4) e 0,10 mol / L de nitrito de potássio (KNO2).
EXERCÍCIOS
3. Calcule a concentração de íon fluoreto e o pH de uma solução de 0,20 mol / L de HF e 0,10 mol /L de HCl.
4. Calcule a concentração de íon formato e o pH de uma solução de 0,050 mol / L de ácido fórmico (HCOOH; Ka = 1,8 x 10-4) e 0,10 mol / L de HNO3.
SOLUÇÕES-TAMPÃO (TAMPÕES)
Soluções que contêm um par ácido-base conjugado fraco, podem resistir
drasticamente às variações de pH com a adição de pequenas quantidades de
ácido ou base forte.
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Um tampão resiste ás variações no pH porque ele contém tanto espécies ácidas para neutralizar
os íons OH- quanto espécies básicas para neutralizar os íons H+.
As espécies ácidas e básicas que constituem o tampão não devem consumir umas às outras pela
reação de neutralização.
Exigência preenchida por um parÁCIDO-BASE CONJUGADO
CH3COOH / CH3COO- NH4+ / NH3ou
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Preparação
Mistura de um ácido fraco ou uma base fraca com um sal do ácido ou da base.
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Considerando-se um ácido fraco:
HX (aq) H+ (aq) + X- (aq)
Ka =[H+] [X-]
[HX]Ka
[HX][X-]
[H+] =
[H+], e em decorrência o pH, é determinado por dois fatores: O valor de Ka para o componente ácido fraco do tampão e a razão das concentrações do par ácido-base
conjugado [HX] / [X-].
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Íons OH- são adicionados à solução-tampão:
HX (aq) H2O (l) + X- (aq)OH- (aq) +
[HX]
[X-]
Quantidades de HX e X- no tampão são grandes comparadas com a quantidade de OH- adicionada,
por isso a razão [HX] / [X-] não varia muito, tornando a variação no pH pequena.
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Íons H+ são adicionados à solução-tampão:
[X-]
[HX]
Quantidades de HX e X- no tampão são grandes comparadas com a quantidade de H+ adicionada,
por isso a razão [HX] / [X-] não varia muito, tornando a variação no pH pequena.
X- (aq) HX (aq)H+ (aq) +
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Os tampões resistem mais eficazmente à variação de pH em qualquer sentido quando as
concentrações de ácido fraco e base conjugada são aproximadamente as mesmas.
A partir da equação:
Vemos que, quando as concentrações de ácido fraco e base conjugada são iguais, [H+] = Ka.
Geralmente tentamos selecionar um tampão cuja forma ácida tem pKa próximo do pH desejado.
Ka[HX][X-]
[H+] =
CAPACIDADE DE TAMPÃO E pH
Características de um tampão:
CAPACIDADE
pH
CAPACIDADE DE TAMPÃO
É a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar a um grau apreciável.
Depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito.
pH
Depende de Ka para o ácido e das respectivas concentrações relativas de
ácido e base que o tampão contém.
Quanto maior as quantidades do par ácido-baseconjugado, a razão de suas concentrações, e,
conseqüentemente, o pH se tornam mais resistentes às mudanças.
EQUAÇÃO DE HENDERSEN-HASSELBALCH
Ka[HX][X-]
[H+] =
- log Ka[HX][X-]
- log [H+] = - log Ka - log=[HX][X-]
pH = pKa - log [HX][X-]
[X-][HX]
= pKa + log
Onde, - log [H+] = pH e – log Ka = pKa, temos:
[HX][X-]= pKa + logpH
EXERCÍCIOS
2. Qual a quantidade de matéria de NH4Cl que deve ser adicionada a 2,0 L de 0,10 mol/L de NH3 para formar um tampão cujo pH é 9,00? (Suponha que a adição de NH4Cl não altere o volume da solução.) Kb = 1,8 x 10-5
1. Suponha que estejamos cultivando bactérias que requeiram um ambiente ácido e que desejamos preparar um tampão com pH aproximadamente igual a 4. Como primeira tentativa, preparamos uma solução-tampão constituída de CH3COONa(aq) 0,040 M e CH3COOH(aq)0,080 M a 25 oC e então prepara-se para adicionar mais ácido ou base para ajustar o pH ao valor que requeremos. Qual o pH da solução-tampão original?
3. Um tampão é preparado pela adição de 0,300 mol de CH3COOH e 0,300 mol de CH3COONa em água suficiente para perfazer 1,00 L de solução. O pH do tampão é 4,74.
a) Calcule o pH dessa solução depois que 0,020 mol de NaOH é adicionado .
b) Calcule o pH resultante se 0,020 mol de NaOH fosse adicionado a 1,0 L de água pura (despreze quaisquer variações de volume).
4. Determine:
a) O pH original do tampão depois da adição de 0,020 mol de HCl.
b) O pH da solução que resultaria da adição de 0,020 mol de HCl a 1,00 L de água pura.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
O sangue é uma mistura aquosa complexa com um pH tamponado a aproximadamente7,4.
Muitas das reações que ocorrem nos seres vivos são extremamente sensíveis ao pH e só
realizam-se em uma faixa estreita de pH.
CORPO HUMANO
Notável e complexo sistema de tampões.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
Sangue humano: ligeiramente básico com um pH normal de 7,35 a 7,45.
Desvio da faixa de pH: efeitos que rompem significativamente a estabilidade das membranas
das células, estruturas das proteínas e das atividades das enzimas.
Se o pH cai abaixo de 6,8 ou subir acima de 7,8 pode resultar em morte.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
ACIDOSE: o pH cai abaixo de 7,35.
ALCALOSE: o pH sobe acima de 7,45.
A acidose é a tendência mais comum porque o metabolismo normal gera vários
ácidos dentro do corpo.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
Sistema tampão usado para controlar o pH no sangue.
SISTEMA TAMPÃO ÁCIDO CARBÔNICO-BICARBONATO
H2CO3 / HCO3- : são um par ácido base conjugado.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
H+(aq) + HCO3
-(aq) H2CO3(aq) H2O(l) + CO2(g)
Equilíbrios importantes no sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato:
CO2: um gás que fornece um mecanismo para o corpo se ajustar aos equilíbrios.
A remoção de CO2 por exalação desloca o equilíbrio para a direita, consumindo íons H+.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
Para que o tampão tenha pH de 7,4, a razão [base] / [ácido] deve ser igual a um valor de 20.
No plasma sangüíneo normal as concentrações de HCO3- e H2CO3 são aproximadamente de
0,024 mol / L e 0,0012 mol /L, respectivamente.
O tampão tem alta capacidade para neutralizar ácido adicional, mas apenas uma baixa
capacidade para neutralizar base adicional.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
Os principais órgão que regulam o pH do sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato são pulmões e rins. Alguns dos receptores no cérebro são sensíveis às concentrações de H+ e CO2 nos fluídos corpóreos. Quando a concentração de CO2 aumenta, os equilíbrios deslocam-se para a esquerda, o que leva à formação de mais H+. Os receptores disparam um reflexo para respirar mais rápido e mais profundamente, aumentando a velocidade de eliminação de CO2 dos pulmões e deslocando o equilíbrio de volta para a direita. Os rins absorvem ou liberam H+ e HCO3
-; muito do excesso de ácido deixa o corpo na urina, que normalmente tem pH de 5,0 a 7,0.