Solução de buffer - Buffer solution
Uma solução tampão (mais precisamente, tampão de pH ou tampão de íon hidrogênio ) é uma solução aquosa que consiste em uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada , ou vice-versa. Seu pH muda muito pouco quando uma pequena quantidade de ácido ou base forte é adicionada a ele. As soluções tampão são usadas como meio de manter o pH em um valor quase constante em uma ampla variedade de aplicações químicas. Na natureza, existem muitos sistemas que usam buffer para regulação do pH. Por exemplo, o sistema tampão de bicarbonato é usado para regular o pH do sangue , e o bicarbonato também atua como um tampão no oceano .
Princípios de buffering
As soluções tampão resistem à mudança de pH devido a um equilíbrio entre o ácido fraco HA e sua base conjugada A - :
- HA ⇌ H + + A -
Quando algum ácido forte é adicionado a uma mistura de equilíbrio do ácido fraco e sua base conjugada , íons de hidrogênio (H + ) são adicionados e o equilíbrio é deslocado para a esquerda, de acordo com o princípio de Le Châtelier . Por causa disso, a concentração de íons de hidrogênio aumenta menos do que a quantidade esperada para a quantidade de ácido forte adicionado. Da mesma forma, se um álcali forte for adicionado à mistura, a concentração de íons de hidrogênio diminui em menos do que a quantidade esperada para a quantidade de álcali adicionado. O efeito é ilustrado pela titulação simulada de um ácido fraco com p K a = 4,7. A concentração relativa de ácido indissociado é mostrada em azul e de sua base conjugada em vermelho. O pH muda de forma relativamente lenta na região tampão, pH = p K a ± 1, centrado em pH = 4,7, onde [HA] = [A - ]. A concentração de íon hidrogênio diminui em menos do que a quantidade esperada porque a maior parte do íon hidróxido adicionado é consumido na reação
- OH - + HA → H 2 O + A -
e apenas um pouco é consumido na reação de neutralização (que é a reação que resulta em um aumento no pH)
- OH - + H + → H 2 O.
Uma vez que o ácido está mais de 95% desprotonado , o pH aumenta rapidamente porque a maior parte do álcali adicionado é consumido na reação de neutralização.
Capacidade tampão
A capacidade tampão é uma medida quantitativa da resistência à alteração do pH de uma solução contendo um agente tampão em relação a uma alteração da concentração de ácido ou álcali. Pode ser definido da seguinte forma:
onde é uma quantidade infinitesimal de base adicionada, ou
onde é uma quantidade infinitesimal de ácido adicionado. O pH é definido como −log 10 [H + ] e d (pH) é uma mudança infinitesimal no pH.
Com qualquer definição, a capacidade tampão para um ácido fraco HA com constante de dissociação K a pode ser expressa como
onde [H + ] é a concentração de íons de hidrogênio e é a concentração total de ácido adicionado. K w é a constante de equilíbrio para a autoionização da água , igual a 1,0 × 10 −14 . Observe que na solução H + existe como o íon hidrônio H 3 O + , e a aquação posterior do íon hidrônio tem efeito desprezível no equilíbrio de dissociação, exceto em concentrações de ácido muito altas.
Esta equação mostra que existem três regiões de capacidade de buffer elevada (veja a figura).
- Na região central da curva (de cor verde no gráfico), o segundo termo é dominante, e
- Com soluções fortemente ácidas, pH inferior a cerca de 2 (colorido em vermelho no gráfico), o primeiro termo na equação domina e a capacidade do tampão aumenta exponencialmente com a diminuição do pH:
- Com soluções fortemente alcalinas, pH superior a cerca de 12 (colorido em azul no gráfico), o terceiro termo na equação domina e a capacidade do tampão aumenta exponencialmente com o aumento do pH:
Aplicações de Buffers
O pH de uma solução contendo um agente tamponante só pode variar dentro de uma faixa estreita, independentemente do que mais possa estar presente na solução. Em sistemas biológicos, esta é uma condição essencial para o funcionamento correto das enzimas . Por exemplo, no sangue humano, uma mistura de ácido carbônico (H
2CO
3) e bicarbonato (HCO-
3) está presente na fração do plasma ; este constitui o principal mecanismo para manter o pH do sangue entre 7,35 e 7,45. Fora dessa faixa estreita (7,40 ± 0,05 unidades de pH), as condições metabólicas de acidose e alcalose se desenvolvem rapidamente, levando à morte se a capacidade tampão correta não for restaurada rapidamente.
Se o valor do pH de uma solução aumenta ou diminui muito, a eficácia de uma enzima diminui em um processo conhecido como desnaturação , que geralmente é irreversível. A maioria das amostras biológicas que são usadas em pesquisas são mantidas em uma solução tampão, geralmente solução salina tamponada com fosfato (PBS) em pH 7,4.
Na indústria, os agentes tamponantes são usados nos processos de fermentação e no estabelecimento das condições corretas para os corantes usados na coloração de tecidos. Eles também são usados em análises químicas e calibração de medidores de pH .
Agentes de buffer simples
Agente tampão p K a Faixa de pH útil Ácido Cítrico 3,13, 4,76, 6,40 2,1-7,4 Ácido acético 4,8 3,8-5,8 KH 2 PO 4 7,2 6,2-8,2 CHES 9,3 8,3-10,3 Borato 9,24 8,25-10,25
Para tampões em regiões ácidas, o pH pode ser ajustado a um valor desejado adicionando um ácido forte, como ácido clorídrico, ao agente tampão particular. Para tampões alcalinos, uma base forte, como hidróxido de sódio, pode ser adicionada. Alternativamente, uma mistura tampão pode ser feita a partir de uma mistura de um ácido e sua base conjugada. Por exemplo, um tampão de acetato pode ser feito a partir de uma mistura de ácido acético e acetato de sódio . Da mesma forma, um tampão alcalino pode ser feito a partir de uma mistura da base e seu ácido conjugado.
Misturas de tampão "universais"
Combinando substâncias com valores de p K a que diferem em apenas dois ou menos e ajustando o pH, uma ampla gama de tampões pode ser obtida. O ácido cítrico é um componente útil de uma mistura tampão porque possui três valores de p K a , separados por menos de dois. O intervalo de buffer pode ser estendido adicionando outros agentes de buffer. As seguintes misturas ( soluções tampão de McIlvaine ) têm uma faixa de pH de 3 a 8.
0,2 M de Na 2 HPO 4 (mL) Ácido cítrico 0,1 M (mL) pH 20,55 79,45 3,0 38,55 61,45 4,0 51,50 48,50 5.0 63,15 36,85 6,0 82,35 17,65 7,0 97,25 2,75 8,0
Uma mistura contendo ácido cítrico , fosfato monopotássico , ácido bórico , e de dietilo do ácido barbitúrico pode ser feito para cobrir a gama de pH 2,6 a 12.
Outros buffers universais são o buffer Carmody e o buffer Britton-Robinson , desenvolvidos em 1931.
Compostos tampão comuns usados em biologia
Para obter o intervalo efetivo, consulte a capacidade do buffer , acima.
Nome comum (nome químico) | Estrutura |
p K a , 25 ° C |
Temp. efeito, dpH/d T(K -1 ) |
Mol. peso |
---|---|---|---|---|
TAPS , ([tris (hidroximetil) metilamino] ácido propanossulfônico) |
8,43 | -0,018 | 243,3 | |
Bicina , ácido (2- (bis (2-hidroxietil) amino) acético) |
8,35 | -0,018 | 163,2 | |
Tris , (tris (hidroximetil) aminometano ou 2-amino-2- (hidroximetil) propano-1,3-diol) |
8,07 | -0,028 | 121,14 | |
Tricina , (N- [tris (hidroximetil) metil] glicina) |
8,05 | -0,021 | 179,2 | |
TAPSO , ácido (3- [N-tris (hidroximetil) metilamino] -2-hidroxipropanossulfônico) |
7,635 | 259,3 | ||
HEPES , (ácido 4- (2-hidroxietil) -1-piperazinoetanossulfônico) |
7,48 | -0,014 | 238,3 | |
TES , ácido (2 - [[1,3-dihidroxi-2- (hidroximetil) propan-2-il] amino] etanossulfônico) |
7,40 | -0,020 | 229,20 | |
MOPS , ácido (3- (N-morfolino) propanossulfônico) |
7,20 | -0,015 | 209,3 | |
PIPES , (piperazina-N, N′-bis (ácido 2-etanossulfônico)) |
6,76 | -0,008 | 302,4 | |
Cacodilato , (ácido dimetilarsênico) |
6,27 | 138,0 | ||
MES , ácido (2- (N-morfolino) etanossulfônico) |
6,15 | -0,011 | 195,2 |
Calculando o pH do tampão
Ácidos monopróticos
Primeiro escreva a expressão de equilíbrio
- HA ⇌ A - + H +
Isso mostra que, quando o ácido se dissocia, quantidades iguais de íon hidrogênio e ânion são produzidas. As concentrações de equilíbrio desses três componentes podem ser calculadas em uma tabela de ICE (ICE que significa "inicial, mudança, equilíbrio").
Tabela ICE para um ácido monoprótico [HA] [A - ] [H + ] eu C 0 0 y C - x x x E C 0 - x x x + y
A primeira linha, marcada com I , lista as condições iniciais: a concentração de ácido é C 0 , inicialmente indissociada, de modo que as concentrações de A - e H + seriam zero; y é a concentração inicial de ácido forte adicionado , como ácido clorídrico. Se um álcali forte, como hidróxido de sódio, for adicionado, y terá um sinal negativo porque o álcali remove os íons de hidrogênio da solução. A segunda linha, marcada com C para "mudança", especifica as mudanças que ocorrem quando o ácido se dissocia. A concentração de ácido diminui em uma quantidade - x , e as concentrações de A - e H + aumentam em uma quantidade + x . Isso decorre da expressão de equilíbrio. A terceira linha, denominada E para "equilíbrio", soma as duas primeiras linhas e mostra as concentrações no equilíbrio.
Para encontrar x , use a fórmula para a constante de equilíbrio em termos de concentrações:
Substitua as concentrações pelos valores encontrados na última linha da tabela ICE:
Simplifique para
Com valores específicos para C 0 , K a e y , esta equação pode ser resolvida para x . Assumindo que pH = −log 10 [H + ], o pH pode ser calculado como pH = −log 10 ( x + y ).
Ácidos polipróticos
Os ácidos polipróticos são ácidos que podem perder mais de um próton. A constante de dissociação do primeiro próton pode ser denotada como K a1 , e as constantes de dissociação de prótons sucessivos como K a2 , etc. O ácido cítrico é um exemplo de um ácido poliprótico H 3 A, pois pode perder três prótons.
Constantes de dissociação stepwise Equilíbrio Ácido Cítrico H 3 A ⇌ H 2 A - + H + p K a1 = 3,13 H 2 A - ⇌ HA 2− + H + p K a2 = 4,76 HA 2− ⇌ A 3− + H + p K a3 = 6,40
Quando a diferença entre os valores sucessivos de p K a é menor que cerca de 3, há sobreposição entre a faixa de pH de existência das espécies em equilíbrio. Quanto menor for a diferença, maior será a sobreposição. No caso do ácido cítrico, a sobreposição é extensa e as soluções de ácido cítrico são tamponadas em toda a faixa de pH 2,5 a 7,5.
O cálculo do pH com um ácido poliprótico requer a realização de um cálculo de especiação . No caso do ácido cítrico, isso envolve a solução das duas equações de balanço de massa:
C A é a concentração analítica do ácido, C H é a concentração analítica de íons de hidrogênio adicionados, β q são as constantes de associação cumulativas . K w é a constante de autoionização da água . Existem duas equações simultâneas não lineares em duas quantidades desconhecidas [A 3− ] e [H + ]. Muitos programas de computador estão disponíveis para fazer esse cálculo. O diagrama de especiação para ácido cítrico foi produzido com o programa HySS.
NB A numeração das constantes globais cumulativas é o inverso da numeração das constantes de dissociação graduais.
- Relação entre os valores da constante de associação cumulativa (β)
e os valores da constante de dissociação (K) para um ácido tribásico.
Equilíbrio Relação A 3− + H + ⇌ AH 2+ Log β 1 = pk a3 A 3− + 2H + ⇌ AH 2 + Log β 2 = pk a2 + pk a3 A 3− + 3H + ⇌ AH 3 Log β 3 = pk a1 + pk a2 + pk a3
As constantes de associação cumulativas são usadas em programas de computador de uso geral, como o usado para obter o diagrama de especiação acima.
Veja também
- Equação de Henderson-Hasselbalch
- Agente tampão
- Amortecedores do bom
- Efeito de íon comum
- Tampão de íon metálico
- Tampão redox mineral
Referências
links externos
"Tampões biológicos" . Dispositivos REACH.