Phmetria

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PHMETRIA


Ácidos
Conceito de Arrhenius:
Ácido é toda substância que ao se
dissociar em solução libera como cátion o íon
hidrogênio (H+).
Ex.: HCl em água H+ + ClÁcido clorídrico

H2SO4

em água

H+ + HSO4-

Ácido sulfúrico

Conceito de Brönsted e Lowry:
Ácido é um doador de prótons.
Obs: O íon H+ é simplesmente um próton

Íon Hidrogênio
É um núcleo positivo de um átomode hidrogênio
que perdeu seu único elétron.
Por ser uma partícula pequena e com uma carga
positiva, o íon H+ é altamente reativo.
Em solução aquosa ele se hidrata, ou seja se
combina com o oxigênio (parcialmente negativo) da
molécula de água.

Ex.:

H+ + H2O

H3O+
Íon Hidrônio

Bases
Conceito de Arrhenius:
Base é toda substância que ao se
dissociar em solução aquosa libera comoânion o íon hidroxila (OH-).
Ex.: NaOH

em água

Na+ + OH-

Conceito de Brönsted e Lowry:
Base é um receptor de prótons.
Ex.: OH- + H+
H2O

Água
 Assim como os ácidos e as bases, as moléculas de
água também sofrem dissociação:

H2O
H+ + H2O

H+ + OHH3O+

Ou resumindo:

2H2O

H3O+ + OH-

Assim, a água atua como doador e receptor de prótons

Água
 A água puraapresenta quantidades pequenas, porém iguais, de íons
H+ (ou H3O+) e OH- sendo uma solução neutra.

[ H3O+] [OH-]
Lei da ação das massas: K =
[H2O]
K.[H2O] = Kw = [ H3O+] [OH-] = 10-14

Assim, numa solução neutra: [ H3O+ ] = 10-7 M
[ OH- ] = 10-7 M

Origem do pH
Devido as baixas concentração de H+ nas
soluções aquosas, em 1909 Søren Sørensen
desenvolveu a escala de pH (potencialhidrogeniônico),
que consiste em usar o logarítimo da [H+] como medida
de acidez e basicidade das soluções.
Assim, pH = log __1__
[H+]
Ou, pH = - log [H+]

Obs: [ H3O+] = [H+] para fins didáticos

Acidez e Basicidade
 A acidez e a basicidade (alcalinidade) de uma solução aquosa
dependem dos números relativos de H+ e OH- presentes na solução.
Como a água pura apresenta quantidades iguais deíons H+ e OH(solução neutra), a adição de um ácido ou de uma base à água causará
um desequilíbrio na concentração destes íons:
Quanto mais forte o ácido maior o aumento da [H+]
Quanto mais forte a base maior o aumento da [OH-]

Potencial Hidrogeniônico
 Como
[H+] [OH-] = 10-14,
a [H+] de qualquer solução está entre a faixa de
100 a 10-14 M.
Como
pH = - log [H+]
pH = - log 100
pH = -0
pH = 0

e

pH = - log 10-14
pH = - (-14)
pH = 14

 Na prática a escala de pH varia de 1 até 14.

Escala de pH
[H3O+]
(mols/L)

pH

[OH-]
(mols/L)

0

100 = 1

10-14 = 0,00000000000001

3

10-3 = 0,001

10-11 = 0,00000000001

7

10-7 = 0,0000001

10-7 = 0,0000001

10

10-10 = 0,0000000001

10-4 = 0,0001

14

10-14 = 0,00000000000001

100 = 1 pH x Fisiologia
 A manutenção do pH nos líquidos do organismo é
essencial para o pleno desenvolvimento das nossas
funções fisiológicas.

pH de Alguns Fluidos Biológicos
Plasma sanguíneo
Fluido Intersticial
Fluido Intracelular
Urina
Suco gástrico

7,4
7,4
6,0 – 7,4
5,0 – 8,0
1,5 – 3,0

pH x Homeostasia
O organismo dispõe de mecanismos para manter o pH
de seus sistemasbiológicos dentro da faixa de
normalidade.
O controle é feito pela presença de Tampões.

Importância do controle do pH sanguíneo
pH normal
Acidose

Alcalose
7,8
7,0
7,4
Faixa de sobrevida

Tampões
Soluções cujo pH varia apenas levemente quando
quantidades moderadas de ácido ou base são adicionadas
a solução.
Um tampão pode ser formado por:
- um ácido fraco e seu ânion correspondenteEx: Ácido acético e íon acetato
- uma base fraca e seu cátion correspondente
Ex: Amônia e íon amônio

Funcionamento do Tampão Acetato
HC2H3O2 + C2H3O2 + H+
Ácido acético

Íon acetato

C2H3O2 + H+
Íon acetato

HC2H3O2
Ácido acético

HC2H3O2 + C2H3O2 + OHÁcido acético

Íon acetato

HC2H3O2 + OHÁcido acético

C2H3O2 + H2O
Íon acetato

Funcionamento de um Tampão
Tampão...
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