Bioquímica- pHmetria e tampões

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MARIA LAURA FARIA DE ANDRADE - BIOMEDICINA XLII UFTM 
AULA T01 
MARIA LAURA – TROLE BIOMEDICINA UFTM 
 
Para estudar o funcionamento do metabolismo celular e estruturação de biomoléculas é necessário 
compreender em que contexto essas reações estão acontecendo. Sendo assim, é preciso descrever o 
aspecto molecular da água, já que em geral as reações acontecem em ambiente aquoso. 
- PRINCIPAIS ASPECTOS FISICO-QUÍMICOS DA ÁGUA 
• polaridade 
• auto-ionização 
A auto-ionização explica a capacidade de produção de íons H+ e OH- que são referências para interpretação 
da escala de pH que irá mostrar as variações de acidez e alcalinidade do meio. 
Os ácidos e bases são estudados para compreender quais compostos são capazes de alterar a produção 
de íons do meio modificando os valores de pH da solução, que passam a ser definidas por soluções básicas 
e soluções ácidas segundo a definição de Bronsted-Lowry. 
 
INTERAÇÕES FRACAS EM SISTEMAS AQUOSOS 
A POLARIDADE DA MOLÉCULA DE ÁGUA é caracterizada pela diferença de eletronegatividade entre os átomos 
de oxigênio e hidrogênio. Por este motivo a molécula de água é extremamente POLAR que interagem entre 
si formando uma malha de interações. 
A malha de interações que é formada contribui para dois aspectos sendo eles: 
- estabilidade de moléculas no meio aquoso (solvatação, estruturação e estabilização) 
- visto a capacidade de geração de íons contribui para a formação de interações intermoleculares 
Ex1: 
Com moléculas de mesma polaridade da água, 
forma-se um conjunto de interações que 
favorecem a formação de complexos solvatados. 
Ou seja, a molécula de água irá interagir 
diretamente com aquelas que forem misturadas 
ao meio 
 
 
Ex2.: 
Considerando uma situação contrária, quando são 
moléculas de polaridades diferentes, ou com 
moléculas que estão carregadas eletronicamente 
não haverá formação de um conjunto de 
integrações tão adequado, diminuindo a formação 
da camada de solvatação. De certa forma as 
interações moleculares são alteradas. 
 
 
POLARIDADE DAS BIOMOLÉCULAS 
Ao se considerar uma série de biomoléculas que constituem nosso sistema biológico e as inserimos em um 
ambiente aquoso, de acordo com a polaridade da água há uma interferência direta nas interações, que 
favorece tanto a estruturação das moléculas como a interação entre elas. 
 
 
 
 
BIOMOLÉCULAS POLARES 
• Classe de moléculas altamente polares, 
hidrofílicas e carregadas 
BIOMOLÉCULAS APOLARES 
Interferência no comportamento funcional das biomoléculas 
 
 
MARIA LAURA FARIA DE ANDRADE - BIOMEDICINA XLII UFTM 
- Há interação com a água, tendo alta solubilidade. 
- Ex.: Carboidrato, que são moléculas altamente 
solúveis e de rápida metabolização no sistema 
celular. 
 
• Classe de moléculas altamente apolares, 
hidrofóbicas e com cadeias de 
hidrocarbonetos 
- Não há interação com a água 
- A camada de solvatação seria desestabilizada 
- Forma-se um aglomerado de células 
lipofílicas/hidrofóbicas para a formação de 
complexos e estruturas supramoleculares 
- Ex.: membrana biológica. 
 
 
BIOMOLÉCULAS ANFIPÁTICAS 
• Apresentam uma porção polar e outra apolar 
- Interagem parcialmente com a água 
- alguns aminoácidos, alguns fosfolipídeos de 
membrana, algumas proteínas que são parcialmente 
polares. 
 
INTERAÇÕES ESTABELECIDAS 
LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO 
Ocorrem entre moléculas polares sendo responsáveis por estabilizar as moléculas e favorecer seu 
funcionamento. 
Ex.: 
Ligações de hidrogênio presentes entre os átomos que realizam as 
ligações peptídicas. Contribuem diretamente para a estabilização das 
proteínas que irão se formar. 
Uma proteína de membrana precisa estar estruturada para servir como ancoragem e adesão 
celular, essa estruturação da proteína depende das ligações de hidrogênio existentes entre os 
átomos das ligações peptídicas. 
INTERAÇÕES IÔNICAS/ELETROSTÁTICAS 
São observadas entre moléculas carregadas positiva e negativamente de acordo com seus grupos ionizáveis, 
que promovem reações de atração ou repulsão. 
Ex.: 
Tipicamente encontradas em aminoácidos, devido as características específicas presentes no 
grupamento amina e no grupamento de ácido carboxílico. 
 
MARIA LAURA FARIA DE ANDRADE - BIOMEDICINA XLII UFTM 
Moléculas carregadas com presença de grupos fosfatos, como por exemplo: 
 - carboidratos fosforilados 
 - lipídeos fosforilados 
 
INTERAÇÕES HIDROFÓBICAS 
Presente entre moléculas constituídas de hidrocarbonetos possuem baixa polaridade então não interagem 
diretamente com a água, porque não há diferença de eletronegatividade tão grande. 
Nesse caso a molécula de água representa um arcabouço/malha ao redor do núcleo hidrofóbico formado. 
Ex.: 
Encontrada na estruturação da membrana biológica, onde nota-
se a presença de uma parte apolar hidrofóbica interna 
altamente estruturada. 
Proteínas fibrosas com função de ancoragem, formam vários 
núcleos hidrofóbicos. 
Proteínas associados à lipídeos 
Carboidratos associados à lipídeos 
 
INTERAÇÕES DE VAN DER WALLS 
São inespecíficas e as mais fracas existentes em ambiente aquoso. 
Acontecem entre quaisquer átomos de acordo com a proximidade da estrutura molecular. Como um raio de 
interação onde há uma aproximação e distanciamento entre os átomos. 
Contribuem indiretamente para estruturação e interação. 
 
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA 
A molécula de água tem capacidade de reagir com outras moléculas de água admitindo a capacidade de 
gerar dois íons, sendo eles: 
 - íon hidrônio (H3O+) 
 - íon hidroxiônio (OH-) 
Essa propriedade da água contribui para as interações moleculares em meio 
aquoso. 
Quando a molécula de água sofre ionização é possível obter uma constante de 
equilíbrio que correlaciona a formação dos íons com a molécula de água. 
UTILIZANDO A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO PARA: 
 - K= condutibilidade elétrica da água 
 - [H2O] = para água pura à 25ºC 
 - Kw= produto iônico da água (K.[H2O]) = 10^-14 
Quando a água pura se auto-ioniza ela irá gerar a mesma quantidade de íons H+ e OH-. Sendo possível 
dizer que em água pura irá gerar 10^-7 íons H+ e 10^-7 íons OH-. 
𝐾 =
ሾ𝐻+ሿሾ𝑂𝐻−ሿ
ሾ𝐻2𝑂ሿ
 
𝐾𝑊 = ሾ𝐻
+ሿሾ𝑂𝐻−ሿ = 10−14 
 
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Um composto em sua forma ácida (HA) que quando interage com a água gera o íon 
hidrônio (H3O+) e uma base derivada desse ácido que é denominada base conjugada. 
 
Quando a molécula de água ioniza mas apresenta outros 
elementos no meio irá interferir no equilíbrio, provocando 
o aumento de H+ e a diminuição de OH- de forma 
proporcional, sendo que a recíproca é verdadeira. 
Para facilitar a interpretação, transforma-se a equação 
exponencial em uma equação logarítmica, determinando 
uma ESCALA DE pH, sendo que: 
 
 
 
 
CONSEQUÊNCIAS: 
aumenta [OH-] → diminui o valor de pH → básico (alcalino) 
aumenta [H+] → aumenta o valor de pH → ácido 
 
 
pH DE FLUIDOS BIOLÓGICOS 
 
Ao considerar os valores de pH de diferentes fluidos biológicos, 
nota-se diferença nos valores para determinadas situações. 
Essa diferença de pH se dá pela diferença de concentração de H+ 
e OH- e tal fator irá interferir em: 
- interações moleculares 
- ionização dos compostos 
- funcionalidade dos compostos em determinados meios 
Ex.: 
Uma molécula citoplasmática que funciona com pH próximo de 
7 irá ter uma diminuição na funcionalidade no interior do 
lisossomo, já que este último tem pH perto de 5. 
 
ATENÇÃO!!!! A maioria dos fluidos biológicos estão classificados em 
uma faixa de pH ácido, porque grande parte do nosso metabolismo 
celular gera moléculas ácidas. 
Essas moléculas geradas quando não utilizadas seja pra produção 
de energia, tamponamento ou alguma outra função, acabam por 
ser excretados. 
EXCREÇÃO DE ÁCIDOS 
- CO2 na respiração 
- processo de excreção renal 
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED-LOWRY 
De acordo com a definição de Bronsted-Lowryos ácidos são elementos que 
quando em meio aquoso possuem capacidade de aumentar a concentração 
de H+, e consequentemente DIMINUIR O VALOR DE Ph. 
 
logሾ𝐻+ሿ + logሾ0𝐻−ሿ = log 10−14 
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 
𝐻𝐴 + 𝐻2𝑂 → 𝐻3𝑂
+ + 𝐴− 
 
𝐾𝑎 =
ሾ𝐻+ሿሾ𝐴−ሿ
ሾ𝐻𝐴ሿ
 
 
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Uma base quando interage com a água irá captar o próton da 
molécula de água, e irá formar uma base protonada ou ácido derivado 
de uma base além de aumentar [OH-]. 
 
As bases tendem a diminuir a concentração de H+ do meio devido a sua 
capacidade de captação/associação/interação com este íon. 
 
 
 
RESUMO 
- ÁCIDOS: liberadores de H+, diminui pH → acidificação do meio 
- BASES: aceptoras de H+, aumenta pH → alcalinidade do meio 
Os ácidos e as bases tem diferenças em relação as capacidades de doar e receber e doar H+, sendo que o 
que determina essa capacidade são as constantes de ionização do ácido e da base Ka e Kb 
respectivamente. 
 
EXEMPLOS NO SISTEMA BIOLÓGICO 
HCl 
- produzidas pelo epitélio gástrico que libera H+ para acidificar o meio e permitir a atividade de 
algumas enzimas 
- ácido forte porque tem um valor de Ka é alto 
- quando interage com a água a forma ácida de HCl praticamente desaparece, porque o ácido é capaz 
de doar todos os prótons que tem na sua estrutura molecular. Ou seja: 
 
 
 
 
OH- (hidroxila livre) 
- quando interage em água capta o próton, formando uma base aumentando [OH-] 
- base forte, valor de Kb é alto 
- praticamente inexiste a estrutura básica, nota-se a formação do ácido protonado e da hidroxila. 
Consegue captar praticamente todos os prótons do meio 
 
 
 
CONCLUINDO... 
Em alguns fluidos biológicos, os valores de pH ou pOH muito alto ou muito baixos são indicativos da 
presença de ácidos e bases fortes no meio em questão. 
Ex.: o pH do Suco Gástrico é extremamente alto porque [HC] é alta, de modo que o ácido desprotona 
totalmente e libera todo H+ no meio. 
ATENÇÃO!!!!! Situações de pH básico não são comuns no organismo humano porque o pH do corpo não pode 
passar de 8 ou 8,2, visto que acima disso pode causar ALCALOSE que compromete o sistema. 
𝐵 +𝐻2𝑂 → 𝐵𝐻
+ + 𝑂𝐻− 
 
𝐾𝑏 =
ሾ𝐻 − 𝐵+ሿሾ𝑂𝐻−ሿ
ሾ𝐵ሿ
 
𝐾𝑎 =
ሾ𝐻+ሿሾ𝐶𝑙−ሿ
ሾ𝐻𝐶𝑙ሿ
 
ሾ𝐻+ሿ 
ሾ𝐶𝑙−ሿ 
ሾ𝐻𝐶𝑙ሿ 𝐾𝑎 = 
𝐾𝑏 =
ሾ𝐻 − 𝐵+ሿሾ𝑂𝐻−ሿ
ሾ𝐵ሿ
 
ሾ𝐻 − 𝐵+ሿ 
ሾ𝑂𝐻−ሿ ሾ𝐵ሿ = 𝐾𝑏 
 
MARIA LAURA FARIA DE ANDRADE - BIOMEDICINA XLII UFTM 
Há um grupo intermediário denominado ÁCIDOS E BASES 
RELATIVAMENTE FRACOS. 
- possuem capacidade de doar e receber próton, mas a 
força para isso varia de acordo com a característica 
molecular/estrutural do composto. 
- valores de Ka e Kb são intermediários 
- comportamento iônico: 
 ÁCIDO: 
- doa PARTE dos prótons 
- aumenta a [H+] mas ainda mantém a sua 
forma ácida 
 BASE 
- capta PARTE dos prótons 
- mantém a sua forma básica inicial 
Há uma relação de par conjugado entre a forma 
doadora (HA ou H-B+) e aceptora (A- ou B), que mantém 
um equilíbrio. 
QUANDO OS ÁCIDOS OU BASES APRESENTAM OS VALORES DE pKa e pKb PRÓXIMOS AOS VALORES DE pH DO 
MEIO, ESTABELECE UMA RELAÇÃO DE DOADOR/ACEPTOR QUE PODE CONTRIBUIR NA MANUTENÇÃO DO 
VALOR DO Ph, IMPEDINDO QUE HAJA VARIAÇÕES BRUSCAS. 
A equação de Henderson-Hasselbach explica esse modelo de comportamento, porque correlaciona a 
concentração de aceptor e doador de prótons. 
Para ácidos: 
• 𝑝ℎ = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
ሾ𝐴−ሿ
ሾ𝐻𝐴ሿ
 
Para bases: 
• 𝑝ℎ = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
ሾ𝐻−𝐵−ሿ
ሾ𝐵ሿ
 
CAPACIDADE TAMPONANTE (CURVA DE TITULAÇÃO) 
Para extrair essas informações utiliza-se uma curva de 
titulação de um ácido para interpretar esse 
comportamento tamponante. 
No eixo Y do gráfico está o valor de pH, ao passo que no 
eixo X um equivalente de base sendo adicionado. 
Quando o ácido ( CH2COOH) é adicionado à um meio 
aquoso ele será dissociado liberando prótons para o 
meio. 
No exemplo o ácido acético é fraco, o que indica que irá 
desprotonar liberando prótons ao meio, alterando o 
valor de pH para uma faixa de 2 a 3,5. 
Após o OH- ser adicionado ele irá consumir o H+ 
disponível deslocando o equilíbrio para a direita, ou seja: 
- ácido inicial (CH2COOH) diminui 
- forma-se a base proveniente do ácido 
(CH2COO-) 
- [H+] CAI ABRUPTAMENTE 
- pH SOBE, SAI DE 2 A 3,5 PARA 7,5 A 8 
 
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ATENÇÃO!!!!! Nota-se que na faixa de 1 a 3,5 e de 6 a 9 há uma VARIAÇÃO BRUSCA DE PH, especificamente 
onde há adição de pouca quantidade de OH-. Isso se dá porque nesses pontos há ou apenas ácido 
(CH2COOH) ou somente base (CH2COO-), ou seja: 
- nesses pontos só há ou doador ou apenas aceptor, não sendo possível impedir variações bruscas de 
pH pela relação de par conjugado. 
Diferente disso, no intervalo de pH entre 3,5 a 4,5 existe tanto a forma doadora de prótons (CH2COOH) 
quanto a forma aceptora (CH2COO-), o que impede essas variações brutas, havendo relação de par 
conjugado. 
- Essa região onde não há variações bruscas é denominada FAIXA DE TAMPONAMENTO. 
 
 
 
 
Segundo o que propõe a equação de Henderson-Hasselbach o valor do pH para a Faixa de 
Tamponamento, está relacionado ao valor de pKa ou pKb e da relação aceptor/doador para ácidos, e 
doador/aceptor para bases. 
Quando a concentração de ácido e base forem iguais, a solução se encontra no ponto médio de 
tamponamento. Indica que o valor de pKa=pKb e que a solução está na capacidade tamponante máxima, 
ou seja, tanto faz adicionar base ou ácido que o comportamento tamponante será o mesmo. 
A capacidade tamponante pode ser alterada, favorecendo a adição de ácido ou de base: 
- se o pH>pH médio: favorece a adição de base (porque [CH2COOH]>[CH2COO-] 
- se o Ph < pH médio: favorece a adição de ácido (porque [CH2COO-]>[CH2COOH]) 
 
APLICAÇÃO NO SISTEMA BIOLÓGICO 
É necessário manter essas faixas de tamponamento em fluidos biológicos para evitar variações bruscas 
de pH, uma vez que se as concentrações de H+ e OH- do meio forem alteradas há uma interferência 
direta nas interações moleculares, na ionização e no funcionamento de determinados compostos. 
Ex.: 
- As enzimas digestórias do organismo humano funcionam em diferentes faixas de pH, desde a 
amilase salivar na boca até as enzimas intestinais e pancreáticas que agem no intestino 
delgado. 
- Há pH específico nessas regiões, se houver variações o estado de protonação de alguns grupos 
pode ser alterado, além de comprometer as interações moleculares, e consequentemente 
impedindo que as enzimas catalizem reações. 
 
Ex. geral: 
- Em um ambiente intracelular há um conjunto de interações entre proteínas de membrana, de 
transporte, de citoesqueleto e estruturais que precisam manter um pH adequado para manterem 
seu funcionamento. 
- Tais características se aplicam à lipídeos, carboidratos, nucleotídeos (interferem na 
estabilidade do RNA e DNA). 
- O organismo humano apresenta diversos tampões atuando em conjunto 
TAMPÃO FOSFATO 
- H2PO4 dissocia forma H+ e HPO4 -2 
- principal tampão atuante no meio 
intracelular, atua diretamente para manter 
pH próximo de 7,2 
PORQUE A FAIXA DE TAMPONAMENTO ESTÁ EM UM pH DE 3,5 E 4,5??? 
- Porque o ácido acético (o do exemplo) tem uma força de doação de prótons que está em um 
intervalo de pKa=4,76 como explica Henderson-Hasselbach 
 
 
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TAMPÃO BICARBONATO 
- principal tampão do sistema sanguíneo (65% participação) 
- H2CO3 (doador) e HCO3- (aceptor) 
- tampão de sistema aberto, ou seja, interage diretamente com o 
meio pois depende: 
• [H2CO3] depende diretamente da ppCO2 dissolvido no sangue 
• da ventilação pulmonar 
• retenção e liberação de íons H+ pelo sistema renal 
• o par conjugado que atua é ppCO2 e HCO3- 
- utilizando a equação de Henderson-Hasselbach tem-se que o pKa 
é próximo de 6,1, no entanto o sistema sanguíneo tampona num pH 
próximo de 7,4 
- é possível alcançaro valor de 7,4 pois é um tampão aberto e porque 
atua em conjunto com outros tampões como por exemplo 
• hemoglobina (25% participação) – oxidesoxihemoglobina que capta e libera prótons 
• proteínas plasmáticas (10% participação) – capacidade de carreamento de prótons 
- contribui para todo funcionamento sanguíneo como: 
• interações celulares e proteicas 
• cascata de coagulação 
• sistema de retenção e liberação de gases 
É possível observar que [HCO3-] é 20x maior que [H2CO3], ou seja, há uma grande quantidade de base e 
baixa quantidade de ácido, o que justifica a alta produção de ácidos orgânicos, de modo que um 
comporto neutraliza o outro. (alta quantidade de base irá tamponar a grande quantidade de ácido). 
 
EXERCÍCIO 
Desconsiderando alterações de volume e trabalhando com valores absolutos. 
- Determinar a concentração das formas ácida e básica do Tampão 
- Calcular o pH da solução após adição de 50 mL de HCl 2M 
DADOS: 
pKa= 5,2 
pH= 5,8 
[tampão]= 0,5M 
𝑝ℎ = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
ሾ𝐴−ሿ
ሾ𝐻𝐴ሿ