BIOQUÍMICA AMINOÁCIDOS

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pI = 10,76

- Calcular o pH de uma solução 0,02 M de glicinato de sódio (pK1 = 2,34 e pK2 = 9,6).

O glicinato de sódio apresenta tanto o grupo amino como o íon carboxilato com capacidade de aceitar prótons da água. Entretanto, sendo o grupo amino uma base muito mais forte do que o íon carboxilato o pH da solução depende quase exclusivamente da ionização do grupo amino (pK2 = 9,6). Assim,

pK2 = -log Ka

9,6 = -log Ka

Ka = 2,5 x 10-10

Como:

Kb = Kw/Ka

Kb = (10-14) / 2,5 x 10-10

Kb = 4 x 10-5

O glicinato de sódio ioniza-se:

H2NCH2-COO- + HOH -------- H3N+-CH2-COO- + HO-

Daí,

Kb = ([H3N+-CH2-COO-].[HO-]) / [H2NCH2-COO-]

Ou,

Kb = (x) . (x) / (0,02 – x) = 4 x 10-5

Neste caso podemos desprezar o (x) do denominador pois é pelo menos três ordens de grandeza menor do que 0,02.

Kb = X2 = (0,02 x 4 x 10-5)

X = 0,89 x 10-3

Portanto:

X = [HO-] = 0,89 x 10-3

Como:

Kw = [H+].[HO-]

[H+] = 1 x 10-14 / 0,89 x 10-3

[H+] = 1,12 x 10-11

Mas,

pH = -log [H+]

pH = -log 1,12 x 10-11

pH = 10,95

- Determinar os valores de pH para o traçado de uma curva de titulação de 200 mL de uma solução 0,1 M de cloridrato de glicina (mostrada abaixo) com NaOH 0,1 M, sabendo-se que K1 = 4,57 x 10-3 e K2 = 2,51 x 10-10. A referida curva de titulação está mostrada na figura abaixo:

[pic 4]

Em primeiro lugar determina-se o pH da solução sem adição de NaOH. Quando em solução o cloridrato de glicina se encontra em duas formas iônicas.

AA+1 - - - - - - - - - - - AA0 + H+

Então:

K1 = [AA0].[H+] / [AA+1]

Substituindo:

4,57 x 10-3 = (x) . (x) / (0,1 – x)

Aqui, não se pode desprezar o (x) do denominador, pois este possui valor significativo em relação à concentração do cloridrato. Desse modo:

4,57 x 10-3 x (0,1 – x) = (x2)

4,57 x 10-4 - 4,57 x 10-3 x = x2

x2 + 4,57 x 10-3 x - 4,57 x 10-4

Resolvendo a equação do 2º grau, temos:

X = [H+] = 1,93 x 10-2

pH = 1,71

Calculando o pH no ponto B

O pH pode ser estimado pela equação de Henderson-Hasselbach, desde que se saiba as concentrações do ácido (AA+1) e da base conjugada (AA0). Para o cálculo correto das concentrações das espécies iônicas e importante notar o aumento do volume devido a adição sucessiva de NaOH!

Representando a titulação do grupo carboxila

AA+1 ----------------AA0 + H+

A concentração inicial de AA+1 é 0,1 M. Portanto em 200 mL existem 0,02 mol de AA+1. A adição de 50 mL de NaOH 0,1 M possui 0,005 mol e converte quantidade equivalente de AA+1 em AA0. Portanto, o pH no início da titulação foi de 1,71. Ao se adicionar a base o pH aumenta e, quando [AA+1] = [AA0], pH = pK1. Quando [AA+1] > [AA0] o pH deve ser menor que pK1.

Até o ponto B foram adicionados 50 mL de NaOH e, portanto:

Mol = Litros x molaridade

Mol = 0,05 x 0,1 = 0,005 mol de NaOH

Note que a adição de 50 mL de NaOH aumentou o volume do sistema de titulação de 200 para 250 mL (0,25 litros).

Então:

[AA0] = 0,005/0,25 = 0,02 M

[AA+1] = (0,02 – 0,005) / 0,25 = 0,06 M

pH = pK1 + log [AA0]/[AA+1]

pH = 2,34 + log 0,02 / 0,06

pH = 1,87

Calculando o pH no ponto C

Neste ponto o pH = pK do grupo carboxila. Logo:

pH = -log K1 = -log 4,57 x 10-3

pH = 2,34

Agora, calculando o pH no primeiro ponto de equivalência (pI) (E)

pH = (pK1 + pK2) / 2

pH (2,34 + 9,6) / 2 = 5,97

Neste ponto toda a forma [AA+1] se encontra convertida em [AA0].

Calculando o pH no ponto G

Neste ponto o pH = pK do grupo amino

pH = -log K2

pH = -log 2,51 x 10-10

pH = 9,6

Calculando o pH no ponto H

A titulação do grupo carboxila terminou no ponto E. A partir daí foram adicionados 150 mL de NaOH e, portanto:

Mol = Litros x molaridade

Mol = 0,15 x 0,1 = 0,015 mol de NaOH

Então:

[AA-1] = 0,015/0,55 = 0,02727 M