Otimização do pH em sistemas tampão.

Olá! Sejam bem-vindos à mais uma aula virtual do Lábio Local. Hoje vamos falar sobre sistema tampão.
O sistema tampão tem grande importância na manutenção da vida, isso porque ele é responsável por resistir à mudança de pH quando adicionamos ácidos e bases em nosso corpo. Sistemas tampão mantêm o pH estável em organelas, células, órgãos e fluidos biológicos. O pH do sangue, por exemplo, varia numa faixa bem estreita entre 7,35 e 7,45.
Vocês já sabem que soluções ácidas têm alta concentração de íons hidrogênio (H+) e pH menor que 7. Soluções básicas têm alta concentração de íons hidroxila (OH-) e pH maior que 7. Soluções neutras têm a mesma concentração de íons hidrogênio e de hidroxila, e pH igual a 7.
Antes de continuarmos, gostaria de explicar que o nome recomendado pela IUPAC para o íon H+ é hidrônio, mas no vídeo usarei próton, pois é mais conhecido por vocês.
Para compreender o funcionamento de um sistema tampão, vamos usar a teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, que diz que quando um ácido reage com uma base, ocorre uma troca de prótons, formando uma base conjugada do ácido e um ácido conjugado da base.
Essa teoria foi proposta independentemente pelos dois pesquisadores em 1923. Para facilitar, vamos representar o ácido como HA. Em uma solução aquosa diluída, o ácido HA se for forte, estará completamente dissociado em íons H+ e A-, isso quer dizer que em solução só encontraremos íons H+ e A-. Mas, se for um ácido fraco, dependendo do pH ele estará parcialmente ionizado em uma solução aquosa. Ou seja, o ácido HA e os dois íons H+ e A- que existem na solução, estão em equilíbrio.
Nesse equilíbrio, a constante de equilíbrio é chamada de constante de dissociação ou constante de ionização, e é representada por Ka. Essa constante de equilíbrio pode ser relacionada ao pH da solução pela equação de Henderson-Hasselbalch. Quanto mais forte o ácido, maior a constante de dissociação e, portanto, menor o pH.
Vamos ver como um ácido fraco atua como um sistema tampão. Enquanto as duas formas de ionização estiverem presentes na solução, a adição de prótons quase não altera o pH. Isso porque os prótons podem se ligar às bases conjugadas fornecidas pelo ácido. Nem todos os prótons adicionados vão se ligar às bases conjugadas, o equilíbrio se restabelece e existe uma pequena diminuição do pH.
Esse processo vai acontecendo até que a concentração de base conjugada seja muito pequena e uma nova adição de prótons vai diminuir drasticamente o pH da solução. Um comportamento semelhante vai acontecer pela adição de um álcali à solução. Os íons hidroxila (OH-) ligam-se aos prótons, formando água para compensar o ácido HA, devolvendo prótons para a solução e o aumento do pH é pequeno.
Isso vai acontecendo até que quase não existam ácidos para compensar a adição de íons hidroxila. Vamos ver isso acontecer em um gráfico. Nós podemos ver que o pH diminui muito pouco até certo ponto. A partir de uma certa concentração de prótons adicionada, há uma queda brusca do pH, voltando ao mesmo ponto inicial. Agora, adicionando um álcali, ocorre um pequeno aumento no pH até uma nova elevação brusca de pH com pequenas adições.
Mas atenção, esses efeitos não dependem do tempo, portanto, as mudanças não são lentas nem rápidas. O ponto chave do gráfico é o pKa. Partindo do ácido HA, de forma análoga, se partimos de uma base fraca, teremos um equilíbrio entre a base e seu ácido conjugado. O raciocínio é o mesmo e o gráfico é muito semelhante, sendo que a região de tamponamento ocorre em valores maiores de pH.
Espero que tenha ficado claro. Pois vamos ver em vários conteúdos de bioquímica a importância do sistema tampão.
Fonte: Sistema Tampão por Tempo de Ciência

Otimização do pH em sistemas tampão.

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