Água, pH, ácido base e tamponamento

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Flávia Macêdo 
ÁGUA 
 Afeta estrutura e função de todos os outros constituintes celulares. 
 Substância mais abundante nos sistemas vivos. 
 A molécula de água e seus produtos de ionização (H+ e OH-) influenciam 
profundamente a estrutura, organização e as propriedades de todos os 
componentes celulares. 
 É distribuída entre compartimentos intra e extracelulares. 
Molécula dipolar (apesar da carga final da molécula ser neutra dizemos 
que a molécula de água se apresenta como um dipolo porque este 
ângulo gera uma molécula fracamente positiva no lado dos átomos H e 
fracamente negativa no lado do átomo O). 
 Há na molécula uma distribuição irregular de elétrons entre os átomos 
de hidrogênio e oxigênio. 
 Forma ligações de hidrogênio com outras substâncias polares, agindo 
como solvente. 
 As ligações dentro de uma molécula de água são covalentes. 
Interações Fracas em Sistema Aquoso: 
As moléculas polares se dissolvem facilmente em água porque elas 
substituem as interações entre as próprias moléculas de água (água-água), por 
interações energeticamente mais favoráveis entre a água e o soluto (água-
soluto). 
Já as moléculas apolares são pouco solúveis pois apesar de interferirem nas 
ligações entre as moléculas de água, são incapazes de formar interações do 
tipo água-soluto. 
OBS: Ligações de hidrogênio são individualmente fracas, mas coletivamente, 
possuem influência significativa em estruturas tridimensionais como proteínas, 
ácidos nucleicos e polissacarídeos. 
Ligações de Hidrogênio: 
 A água possui ponto de fusão, ebulição e vaporização altos. Este fato é 
consequência da atração entre as moléculas de água que oferecem 
grande coesão das moléculas. 
 O formato da água é aproximado de um tetraedro, com um átomo de 
hidrogênio em cada um de dois vértices e pares de elétrons não 
compartilhados nos outros dois. Formando um ângulo de ligação de 
104,5o (o que é levemente menor do que em um tetraedro perfeito) 
 
 Flávia Macêdo 
 O núcleo do átomo de oxigênio atrai com mais força (mais 
eletronegativo), atraindo assim os elétrons compartilhados para mais 
próximo do átomo de oxigênio. São formados dois dipolos ao longo da 
cadeia O – H (Hidrogênios positivos e oxigênio negativo). Este fato cria 
uma força eletroestática entre o átomo de oxigênio de uma molécula de 
água, com o de hidrogênio de outra. Formando assim ligações de 
hidrogênio entre as moléculas. 
 Agrupamentos oscilantes (água líquida): As ligações de hidrogênio são 
fracas, contudo, quando uma ligação de hidrogênio quebra, outra é 
formada rapidamente. Portanto, a soma de todas as ligações de 
hidrogênio confere uma coesão interna. 
 O formato tetraédrico permite que cada molécula de água forme quatro 
ligações de hidrogênio (no gelo, pois as moléculas estão fixas – na água 
são formadas 3,4 ligações). 
 As ligações de hidrogênio são responsáveis pelo ponto de fusão e 
ebulição alto da água. Muita energia térmica é necessária para quebrar 
uma porção suficiente de ligações de hidrogênio. 
Solvente 
a) Solutos polares: 
A água forma ligações de hidrogênio com átomos eletronegativos 
(geralmente oxigênio e nitrogênio) e com átomos de hidrogênio ligados 
covalentemente a outro átomo eletronegativo (átomos de hidrogênio ligados 
covalentemente a átomos de carbono não são solúveis em água, pois não 
há uma diferença significativa de eletronegatividade entre o carbono e o 
hidrogênio). Portanto, ligações covalentes entre O – H, C = O, N – O e P = 
O, tornam as moléculas polares e, portanto, solúveis em água. 
b) Interação eletroestática com solutos carregados: 
A água dissolve sais como NaCl devido a hidratação e estabilização dos 
íons Na+ e Cl-. Ela enfraquece as interações eletroestáticas entre os íons, 
neutralizando sua tendência a se unirem em uma rede cristalina (ionização). 
A água também dissolve biomoléculas carregadas substituindo a ligação de 
hidrogênio soluto-soluto e unindo-as em ligações água-soluto, blindando 
assim, a interação eletroestática entre as moléculas do soluto (Isso se dá 
devido a sua alta constante dielétrica). 
OBS: As pontes de hidrogênio entre soluto e água se desfazem e refazem 
constantemente, permitindo assim que os solutos se movam na água (aumento 
de entropia quando uma substância cristalina se dissolve). 
 
 Flávia Macêdo 
c) Solubilidade dos gases: 
Os gases biologicamente mais importantes são apolares (CO2, O2 e N2). 
Quando algum deles é adicionado à água, ocorre um decréscimo da 
entropia (restrição do movimento do gás e da água). O dióxido de carbono 
forma ácido carbônico (H2CO3) em solução aquosa. Esse ácido e 
transportado tanto como íon bicarbonato (HCO3-) livre e solúvel em água 
quanto ligado à hemoglobina. 
 
 
Interação Hidrofóbica 
 Substâncias hidrofóbicas podem interferir nas ligações de hidrogênio da 
água. Já solutos hidrofílicos compensam suas alterações nas ligações 
na medida em que formam novas interações água-soluto. 
 A adição de substância hidrofóbica pode representar um pequeno ganho 
de entalpia (calor de formação de ligações). E decréscimo considerável 
de entropia (estado de desordem do sistema). 
 As moléculas de água vizinhas a um soluto hidrofóbico formam um 
envoltório ordenado ao redor deste soluto, reduzindo a entropia. A 
redução da entropia depende então do tamanho da molécula 
hidrofóbica. 
 Compostos anfipáticos ou anfifílicos contêm regiões polares ou 
carregadas e regiões apolares. Ao serem misturados com água, a parte 
polar desses compostos interage com a água e a região apolar evita o 
contato com a água. As regiões apolares se aglomeram (interações 
hidrofóbicas) de forma a evitar o contato com a água e as regiões 
polares se aglomeram de forma a interagirem com a água, formando 
assim, micelas. 
OBS: Ocorre aumento de entropia devido ao deslocamento da água 
ordenada do substrato proporcionado pela enzima e o deslocamento de 
água da superfície da enzima causado pelo substrato. 
Soluto 
 Alteram as propriedades coligativas da água (pressão de vapor, ponto 
de fusão e ebulição e a pressão osmótica). Pois a concentração de água 
em uma mistura (com soluto) é menor que na água pura. Devido a isso, 
as alterações das propriedades coligativas da água dependem apenas 
da quantidade de partículas de soluto adicionadas. 
 
 Flávia Macêdo 
 Solução < dispersão (coloide) < suspenções. 
Osmose 
 Ocorre através da pressão osmótica (força que desloca a água) 
 - A pressão osmótica de um meio hipertônico é maior que a de um meio 
hipotônico. A pressão osmótica é determinada pelo número dessas 
partículas por unidade de volume líquido (mol) 
 - Célula (flácida) em um meio hipotônico, sofre o processo de turgência 
(ganha água) e torna-se turgida. Caso os meios ainda não estejam 
igualados, ela sofre o processo de citólise e morre. 
 - Célula (flácida) em um meio hipertônico, sofre processo de plasmólise 
(perde água), tornando-se murcha. 
Ionização da Água 
 A água pura é levemente ionizada (tendência a sofrer ionização 
reversível produzindo um íon H e um íon hidróxido). 
H2O H+ + OH- 
 Os hidrogênios livres formam hidrônio H3O+. Sendo assim, a água 
pura conduz corrente elétrica. Os hidrônios e hidróxido movem-se 
rapidamente, resultando em um salto de prótons, gerando um 
movimento líquido de prótons por uma longa distância em um tempo 
curto. 
 A constante de equilíbrio (Keq) é fixa e característica para qualquer 
reação química em uma dada temperatura. 
 O grau de ionização da água é baixo a 25oC (2 entre 109 moléculas 
de água pura são ionizadas a cada momento). 
 A água pura tem pH neutro. 
 
 
 
 
 
 
 
 Flávia Macêdo 
pH, ÁCIDOS, BASES E 
TAMPONAMENTO 
pH 
 Indica as concentrações de H+ e OH- 
 Tem por base o produto iônico da água 
 Definido pela expressão: pH = log 1/[H+] = - log [H+] 
EX: Uma solução neutra a 25oC  pH = log 1/ 1x10-7 = 7,0 
 A concentraçãode H+ deve ser expressa em mol 
 pH maior que 7 = soluções alcalinas ou básicas (concentração de OH- 
maior que a de H+) 
 pH menor que 7 = soluções ácidas (concentração de H+ maior que a de 
OH-) 
 Por ser uma escala logarítmica, quando o pH difere uma unidade um do 
outro, significa que o pH mais baixo tem 10 vezes mais concentração de 
íons H+. 
 
OBS: pH do sangue arterial normal – 7,35/7,45 (levemente alcalino) 
 
 
ÁCIDOS E BASES 
 
 Ácidos = doadores de prótons (H+). 
 Bases = aceptoras de prótons. 
 Um doador de próton e seu aceptor correspondente formam um par 
conjugado ácido-base. 
 
Ex: CH3COOH   CH3COO- + H+ 
 
 Ácidos e bases fortes são completamente ionizados quando dissolvidos 
em água. 
 A tendência de o ácido perder seu próton e formar base conjugada é 
definida pela constante de equilíbrio (Keq = pKa), também chamadas de 
constates de ionização ou de dissociação ácida: HA  H+ + A- - 
Keq= [H+] + [A-] / [HA] – ácidos fortes possuem constante de ionização 
maior que os mais fracos. 
 
Curvas de Titulação de Ácidos Fracos 
 
 
 Flávia Macêdo 
 Titulação: determina a quantidade de um ácido em certa solução 
 O processo ocorre com a adição de uma base forte (geralmente NaOH) 
em pequenas quantidades até o ácido fraco ser neutralizado. A partir daí 
pode ser calculada a concentração do ácido levando em conta o volume 
e a concentração de NaOH adicionada. 
 O processo forma uma curva de titulação que revela pKa do ácido. 
 À medida que o NaOH é adicionado, os íons OH- se recombinam com os 
íons livres H+ do ácido, formando H2O. 
 
TAMPONAMENTO 
 
 Processos biológicos dependem do pH. Alterações, mesmo que 
pequenas, podem mudar significativamente reações em nosso 
organismo. 
 Tampões são mistura de ácido fraco e sua base conjugada que 
tendem a resistir a mudanças no pH. 
 A zona relativamente plana de uma curva de titulação é a região de 
tamponamento, sendo o ponto central o local no qual a força de 
tamponamento é máxima. 
 Sempre que um H+ ou OH- é adicionado, o pH do sistema tampão 
ocorre uma pequena mudança na razão das concentrações relativas 
do ácido fraco e seus ânions e prótons e, portanto, uma pequena 
mudança no pH. 
 O decréscimo na concentração de um dos componentes é 
equilibrado pelo aumento do outro. Portanto a soma dos 
componentes não muda o que muda é a sua razão. 
 
Equação de Henderson-Hasselbalch 
 
 A forma curva de titulação de qualquer ácido fraco é descrita pela 
equação. 
 Essa equação mostra que por que o pKa de um ácido fraco é igual 
ao pH de uma solução no ponto central de titulação. 
 
pH = pKa + log [A-]/[HA] 
 
pH = pKa + log [base conjulgada]/[ácido] 
 
Tampões biológicos: 
 
a) Intracelulares: Fosfato e proteínas 
b) Extracelulares: Bicarbonato 
 
 
 Flávia Macêdo 
 Reação do bicarbonato: 
 
2H+ + CO32-  H+ + HCO3-  H2CO3 (ácido carbônico)  
2 H2O + CO2 
 
 O pH de um tampão de bicarbonato exposto a uma fase gasosa é 
determinado pela concentração de HCO3- (bicarbonato) na fase 
aquosa e pela pCO2 na fase gasosa. 
 No plasma sanguíneo há muito pouco H2CO3 em comparação 
com o HCO3- . Qualquer pequena adição de base poderia exaurir 
o ácido carbônico e acabando a capacidade tamponante. 
 
 
 
Hemogasometria: 
 
 pH - 7,35 – 7,45 
 PCO2 - 35 – 45 mmHg 
 sHCO3 – 22 – 26 mEq/L 
 BE (Excesso de base) = -3 / +3