PDF_PG_Modulo_1_pH e tampao

Prévia do material em texto

pH e Tampão
Parâmetros característicos das soluções
e) pH Importância biológica
lCatálise enzimática
lConformação de proteínas
lAbsorção de medicamentos
A escala logarítmica significa que
se o valor do pH muda em uma unidade,
a concentração de H+ aumenta ou diminui em 10x
€ 
pH = log
1
[H +]
= −log[H +]
O pH é inversamente relacionado à concentração de H+
Origem do H+ : equilíbrio de dissociação da água
e doadores de H+ 
H2O D H+ + OH-
HA D A- + H+
E o pH da solução de HCl usada na aula prática 0,05M?
O pH dos fluidos biológicos é mantido sempre constante e dentro de uma faixa estreita por
algumas razões fundamentais:
1. Alterações na concentração de prótons ([H+]), expressa por alterações no pH, podem
causar modificações na estrutura das proteínas e assim impedir, temporariamente ou
definitivamente, o funcionamento normal das atividades celulares
EX. Enzimas celulares que participam na geração de energia para célula e; a mioglobina à
tem sua atividade ótima em pH=6
2. Muitos processos de absorção e excreção são dependentes do grau de ionização de 
certos compostos, o qual será dependente do pH do meio. Mudanças no pH podem
bloquear processos absortivos (e muitos desses processos são mediados por proteínas
sensíveis ao pH)
3. Alterações de pH podem desencadear a degradação de muitos componentes celulares
EX: o RNA degrada em um pH acima de 8,0 
pH da célula= 6,8
Valores extremos de pH, muito acima ou muito 
abaixo de 7,0 (neutro) costumam ser considerados 
desfavoráveis para a vida
O H+ é uma partícula elementar e portanto possui 
alta reatividade, tendendo a se associar a grupos 
químicos aceptores de prótons (NH2/NH3+) em 
proteínas
Auto-ionização da água (reversível)
A água pura (destilada) se ioniza ( e produz hidrônio) em uma extensão muito pequena
Mesmo sendo muito baixa, a produção de íons hidrônio (H3O+) ou H+ tem grande impacto nas 
funções fisiológicas
Equilíbrios ácido-básicos e sistemas tampões
Equilíbrio de dissociação da água e implicações
H2O D H+ + OH-
€ 
Keq =
[H +][OH −]
[H2O]
Keq.[H2O]= [H + ][OH − ]= Kw = constante
A 25oC, KW (contanstante de ionização da água) = 10-14 M2
Na água pura, [H+] = [OH-] (lei de eletroneutralidade)
à [H+]2 = 10-14 e [H+] = 10-7 M à pH = 7
Em solução aquosa, quando [H+] aumenta, [OH-] tem que diminuir
à Na presença de um doador de prótons ou ácido (Exs: HCl, CH3COOH)
[H+] > [OH-] ou pH < 7
à Na presença de um receptor de prótons ou base (Ex: NaHCO3)
[H+] < [OH-] ou pH > 7 
Keq= 1.8. 10-16 M /
[ ] água pura =55,5M
Definição de ácidos e bases
Ácidos à aumentam a concentração de H+ em meio aquoso Ex: dissociação de HCl
Bases à aumentam a concentração de OH- em meio aquoso Ex: dissociação de NaOH
Svante Arrhenius
1859 -1927
Ácidos à doam prótons ou íons H+
Bases à aceitam prótons ou íons H+
Brönsted-Lowry (1923)
A água é uma molécula anfótera: pode agir como base ou ácido 
o Como ácido de Brönsted = NH3 + H2O à NH4
+ + OH-
o Como base de Brönsted = CH3COOH + H2O à H3O+ + CH3COO-
doa H+ para amônia
aceita H+ do ácido acético
ácido base conjugada
base ácido conjugado
Equilíbrios ácido-básicos e sistemas tampões
Equilíbrios ácido-básicos
à Par conjugado: um ácido que libera um próton produz uma base
AH D A- + H+ AH e A- formam um par conjugado
Ka =
[H+ ][A− ]
[HA]
pKa = − logKa
à Constante de acidez, pKa e força dos ácidos
Exemplos: CH3COOH/CH3COO-
H2PO4
-/HPO4
2-
HPO4
2-/PO4
3-
H2CO3/HCO3
-
Usa-se um conceito equivalente para as bases, sendo que as bases fortes tem 
maior afinidade por prótons. Num par conjugado, quanto mais forte for o ácido, 
mais fraca fica a base conjugada.
Quanto maior for o Ka e menor for o pKa, mais dissociado e mais « forte » fica o ácido. 
A constante de acidez e o pKa determinam sobre a « força » do ácido. 
Exs. ácidos fortes: HCl e H2SO4 / ácidos fracos: CH3COOH (pKa = 4,7) e H2CO3 (pKa = 6,1) 
Equilíbrios ácido-básicos e sistemas tampões
Equilíbrios ácido-básicos
à Equação de Henderson Hasselbach
pH = pKa quando [base] = [ácido]
pH > pKa quando [base] > [ácido]
pH < pKa quando [base] < [ácido] 
pH = pKa + log [base]
[ácido]
Absorção de medicamentos
A maioria dos fármacos são ácidos ou bases fracas presentes nas soluções tanto 
sob a forma ionizada (BH+ ou A-) quanto não-ionizada (B ou HA).
O estado de ionização varia de acordo com o pH e o seu pKa
BH+ B + H+
HA A- + H+
Forma ionizada (A- ou BH+): 
baixa lipossolubilidade sendo 
incapaz de atravessar as 
membranas
Forma não-ionizadas: (HA ou 
B) são lipossolúveis e podem 
se difundir através da 
membrana
B
HA
Estomago (meio ácido): pH < PKa
[HA] > [A-] // elevada concentração da forma permeável (HA) à elevada absorção
[BH+] << [B] // baixa concentração da forma permeável (B) à baixa absorção
Intestino (meio neutro)
[HA] << [A-] // baixa concentração da forma permeável (HA) à baixa absorção
[[BH+] ≈ [B] // elevada concentração da forma permeável (B) à elevada absorção
HA A- + H+
BH+ B + H+
pH = pKa + log [B]
[BH+]
pH = pKa + log [A-]
[AH ]
O H+ é uma partícula elementar e portanto possui alta reatividade, tendendo a se associar a grupos químicos aceptores de 
prótons (NH2/NH3
+) em proteínas
Se a concentração de H+ altera muito, proteínas podem ganhar ou perder prótons e, dessa forma, modificam sua carga 
elétrica resultante, levando a uma alteração na sua conformação e atividade biológica
Sabendo que:
1. proteínas intracelulares funcionam adequadamente em pH próximo de 7,0 e as 
extracelulares, em pH próximo de 7,4
2. produzimos espécies ácidas e básicas no metabolismo normal 
É necessário a atuação de sistemas (mecanismos) que evitem a alteração 
brusca do pH fisiológico
ou
Equilíbrios ácido-básicos e sistemas tampões
Sistemas Tampões
à Definição
Substâncias que em solução aquosa permitem controlar o pH da solução, 
atenuando as variações de pH induzidas pela adição de ácido ou de base
HA A- + H+
+ ácido
+ base
O sistema recolhe prótons (A-)
quando há excesso
CH3COOH + NaOH à CH3COO- + H2O + Na+
Zona de eficiência de um sistema tampão
pH na faixa de pKa ± 1
à Composição e princípio de funcionamento
Um Tampão é composto por uma mistura
de um ácido e da sua base conjugada
e fornece prótons (HA)
quando faltam
Equilíbrios ácido-básicos e sistemas tampões
Sistemas Tampões
à pH de uma solução tampão
pH = pKa + log [base]
[ácido]
Zona de maior eficiência do Tampão pH = pKa à [base] = [ácido]
Ácido acético
Diidrogênio fosfato
Íon amônio 
A faixa de tamponeamento
é definida pelo valor do pKa
do par conjugado
Equilíbrios ácido-básicos e sistemas tampões
Sistemas Tampões
à Zona de tamponemento
Tampões biológicos
o Tampões são soluções que resistem a mudanças de pH quando um ácido ou base forte estão 
presentes
o Se existe uma alta produção de ácidos e bases e ao mesmo tempo há a necessidade de manter o pH 
constante, a existência de sistemas-tampões nos fluidos biológicos é vital!
Vimos que, embora o metabolismo produza ácidos, o pH do fluido extracelular (sangue e insterstício) é 
normalmente mantido entre 7,35 e 7,45 (normal = 7,4)
vPara regulação do pH do fluido EXTRAcelular temos três sistemas-tampões 
fisiológicos: 
1. Tampões biológicos ou mecanismo químico [ação imediata] 
2. Pulmões à atuam na excreção ou captação de CO2, ácido volátil [ação rápida]
3. Rins à agem na excreção de prótons de ácidos fixos na urina e na regulação de espécies 
alcalinas, como íon bicarbonato [ação lenta]
Tampões biológicos – pH INTRAcelular
O pH intracelular pode variar entre os tecidos, mas está sempre próximo de 7,0, pois assim garante 
funcionamento ideal das proteínas celulares
Normalmente, quanto maior atividade metabólica da célula, mais ácido é o interior celular (ou menor o pH)
Ex.: células musculares possuem pH 6,8 (onde a mioglobina tem atividade ótima);
lisossomo tem entre pH 1,5-2, mais ácido que a mitocôndria ou citosol
A capacidade tamponante do citosol deve-se à presença de aminoácidos livres e tambémproteínas, mas principalmente do tampão fosfato, principal tampão do compartimento intracelular
Tampões biológicos Equação de Henderson-Hasselbalch
Tampão fosfato – pH INTRAcelular
Nos líquidos biológicos, interessa apenas a dissociação do fosfato monobásico, que tem pK=6,7, valor muito 
próximo ao pH fisiológico (~7,0)
O tampão fosfato é o par H2PO4-/HPO4 -2 e funciona muito 
bem dentro das células:
1. Porque se encontra mais concentrado nelas
2. Porque tem o pK próximo ao pH das células (~7,0)
Também funciona como bom tampão na urina (pH ~ 6,0)
à Nesse caso, a proteção contra variações no pH é máxima!
50% 50%
Tampão bicarbonato – pH EXTRAcelular
Principal sistema tampão do fluido extracelular
Baseia-se no equilíbrio entre a quantidade de CO2 dissolvido no plasma e o íon bicarbonato (HCO3-) que resultou da 
dissociação do ácido carbônico (H2CO3)
• Baixa concentração nos líquidos extracelulares
• Alta concentração nos eritrócitos, células renais e 
parietais (estômago)
v Como o tampão bicarbonato atua na manutenção do pH?
Ácido muito 
fraco
Tampão bicarbonato – pH EXTRAcelular
v Como o tampão bicarbonato atua na manutenção do pH?
R.: se existe muito H+ no meio (podemos medir pela redução do pH), o íon bicarbonato vai aceitar o próton e formará 
H2CO3; a instabilidade de H2CO3 produz H2O e CO2 (que não alteram o pH na mesma extensão que prótons livres)
R.: se reduz a concentração de H+ no meio (aumento do pH) o equilíbrio se desloca para formação de H+ a fim de repor 
os prótons perdidos
Equilíbrios ácido-básicos e sistemas tampões
Sistemas Tampões
à Principais tampões biológicos
Sistema Tampão Bicarbonato
– É um sistema tampão fisiológico efetivo
– Principal tampão do espaço extracelular: ácido carbônico /bicarbonato
Contrôle Renal
(secreção de HCO3-)
Contrôle pulmonar
(eliminação de CO2)
pH = pKa + log [HCO3-]
[H2CO3]