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Tampões C E D E R J49 M Ó D U LO 1 - AULA 7 Tampões Na Aula 5, discutimos os conceitos de ácidos e bases. Segundo a definição de Brønsted e Lowry, são ácidas as substâncias capazes de doar prótons (H+) e básicas aquelas capazes de receber prótons. Vimos também que o pH reflete a concentração de prótons de uma solução. Na aula de hoje, vamos explorar outras propriedades de alguns ácidos e bases, compreendendo sua importância para diversos processos biológicos. Objetivos Nesta aula, vamos definir o que é uma solução-tampão e compreender seu funcionamento. Para isso, vamos explorar o comportamento dos ácidos em solução e trabalhar com sua constante de dissociação (ionização). Pré-requisito Tenha em mente as Aulas 5 e 6, pois você irá precisar delas algumas vezes. Introdução Baseados no que vimos até o momento, podemos afirmar que o conceito de ácidos e bases só faz sentido se pensamos nessas moléculas em solução. A questão que se coloca agora é: como poderíamos medir a acidez de uma determinada solução? Para chegarmos à resposta, precisaremos recordar as propriedades da água e das soluções aquosas. Aula_07.p65 5/14/2004, 2:17 PM49 Tampões 50C E D E R J BIOQUÍMICA IQUÍMICA I 1. As soluções-tampão Uma gota de 0,01 ml de uma solução 1 M de HCl (ácido clorídrico), adicionada em água pura, muda o pH da água de 7 para 5, o que representa um aumento de 100 vezes na concentração de H+. Isto ocorre porque o HCl é um ácido forte, que se dissocia completamente quando adicionado em água. Muitas moléculas biológicas, como, por exemplo, as proteínas e os ácidos nucléicos, possuem diversos grupos funcionais que podem sofrer reações ácido- base, ou seja, podem ser protonados ou desprotonados. As propriedades destas moléculas podem variar muito em função do seu estado de protonação que, por sua vez, depende da acidez da solução na qual elas se encontram. Assim, para o bom funcionamento dos organismos vivos, é necessária a existência de ambientes nos quais o pH se mantenha estável, mesmo após a adição de ácidos ou bases. Isso parece ser impossível, mas não é, graças a um fenômeno chamado de tamponamento. O tamponamento de uma solução pode ser definido como a capacidade que esta solução possui de resistir a variações no seu pH quando lhe é adicionado um ácido ou uma base. Soluções com estas características são chamadas de soluções-tampão (Figura 7.1). Os tampões possibilitam que o pH de uma solução resista à adição de ácidos ou bases. Mas que substâncias podem funcionar como tampões, e como o fenômeno de tamponamento ocorre? Veremos mais à frente, nesta aula. REAÇÕES ÁCIDO-BASE: Ser protonado = receber prótons do meio. Ser desprotonado = perder prótons para o meio. RESISTÊNCIA A VARIAÇÕES NO PH: tamponamento Figura 7.1: Os tampões impedem que os prótons adicionados a uma solução diminuam o seu pH. Aula_07.p65 5/14/2004, 2:18 PM50 Tampões C E D E R J51 M Ó D U LO 1 - AULA 7 O sangue é um exemplo de um excelente tampão. Em um adulto normal, o pH sangüíneo é mantido constantemente em 7,4. Condições que promovam uma pequena queda no valor do pH do sangue são extremamente perigosas, sendo este quadro denominado acidose. Isso ocorre, por exemplo, em casos de diabetes não-controlados, devido à superprodução de ácidos no metabolismo. Se o pH atinge valores próximos a 7,0, graves conseqüências podem ocorrer, dentre as quais, possivelmente, a morte do indivíduo. Uma das principais causas da necessidade da manutenção do pH interno dos organismos, seja intracelular ou extracelular, é a grande sensibilidade das enzimas a variações de pH. A Figura 7.2: mostra como as atividades de algumas enzimas variam em função do pH do meio no qual elas se encontram. Como pode ser visto na Figura 7.2, mudanças de pH podem levar a um grande decréscimo da atividade enzimática, podendo resultar na interrupção do funciona- mento do organismo. Até agora você viu um exemplo conhecido de uma solução-tampão, o sangue; e um motivo para a importância do fenômeno de tamponamento, a garantia do bom funcio- namento das nossas enzimas. Mas ainda falta saber como funcionam os tampões. Para você compreender este ponto, teremos de explorar o comportamento dos ácidos em solução. Em aulas mais à frente entenderemos de que forma as mudanças de pH podem afetar o bom funcionamento das enzimas. Nosso sangue é um exemplo de solução-tampão. No próximo período, você vai estudar o metabolismo, na disciplina Bioquímica 2, e vai entender quais são as mudanças ocorridas nos indivíduos diabéticos que explicam a acidose metabólica observada nestes quadros. Se você tem dúvidas sobre este ponto, volte à Aula 5 para uma revisão. Figura 7.2: Variação da atividade enzimática em função do pH do meio de reação. Pepsina é uma enzima secretada no suco gástrico; tripsina é uma enzima digestiva que atua no intestino delgado; e fosfatase alcalina é uma enzima do tecido ósseo relacionada ao processo de mineralização dos ossos. Aula_07.p65 5/14/2004, 2:18 PM51 Tampões 52C E D E R J BIOQUÍMICA IQUÍMICA I 2. A ionização dos ácidos em solução Ácidos como o ácido clorídrico (HCl), o ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) ou o ácido nítrico (HNO 3 ) são ácidos fortes, já que se ionizam completamente quando diluídos em água. Da mesma forma, bases fortes, como o hidróxido de sódio (NaOH) e o hidróxido de potássio (KOH), também se ionizam completamente em água. Entretanto, outros ácidos e bases apresentam um comportamento diferente do mencionado acima, não se ionizando por completo quando adicionados em água. Por isso, são considerados ácidos e bases fracos. Esta característica confere a tais ácidos e bases grande importância biológica, como veremos ainda nesta aula. Para compreendermos as propriedades dos ácidos e bases fracos em solução, teremos de rever alguns conceitos e definições explorados nas aulas anteriores. Vamos a eles. Um doador de H+ e seu aceptor de H+ correspondente são chamados par con- jugado ácido-base. Observe o exemplo abaixo, que mostra a reação de dissociação do ácido acético. CH 3 COOH ↔ H+ + CH 3 COO- ácido acético acetato O ácido acético e o ânion acetato formam um par conjugado ácido-base. Os diferentes ácidos, por possuírem características moleculares distintas, apresentam diferentes tendências a doar seus prótons em solução. Quanto maior for esta tendência mais forte será o ácido. Podemos medir essa tendência avaliando o equilíbrio da reação de ionização do ácido. Mostramos abaixo a reação de ionização de um ácido hipotético. HA ↔ H+ + A- ácido base conjugada Reação de ionização de um ácido. Reação de ionização do ácido acético. Aula_07.p65 5/14/2004, 2:18 PM52 Tampões C E D E R J53 M Ó D U LO 1 - AULA 7 Substância Reação de ionização K a (M) Ácido fosfórico (H 3 PO 4 ) H 3 PO 4 ↔ H+ + H 2 PO 4 - 7,25 x 10-3 Ácido fórmico (HCOOH) HCOOH ↔ H+ + HCOO- 1,78 x 10-4 Ácido acético (CH 3 COOH) CH 3 COOH ↔ H+ + CH 3 COO- 1,74 x 10-5 Ácido carbônico (H 2 CO 3 ) H 2 CO 3 ↔ H+ + HCO 3 - 4,47 x 10-7 Quando esta reação atinge o equilíbrio, podemos calcular sua constante de equilíbrio (K eq ), que reflete a relação entre as concentrações de produtos e reagentes neste ponto. No caso de uma reação de dissociação de um ácido, como a representada acima, a constante de equilíbrio é também chamada de constante de dissociação ou constante de ionização do ácido, sendo definida como K a . Paracompreender melhor o significado da constante K a , faça o seguinte: a) Compare os valores das constantes de equilíbrios das reações de ionização dos ácidos listados na Tabela 7.1. b) Responda: qual é o ácido mais forte e qual é o mais fraco? Então, qual foi a sua resposta? Quanto maior for o valor de K a , maior será a quantidade de formas ionizadas em relação a forma não dissociada, ou seja, mais forte é o ácido. Assim, dentre os ácidos exemplificados acima, o ácido fosfórico é o ácido mais forte, enquanto o ácido carbônico é o mais fraco. 3. A equação de Handerson e Hasselbach e a definição de pK Vamos agora observar, novamente, a equação que define a constante de equilíbrio da dissociação de um ácido. [H+] [A-] [HA] [H+] [A-] [HA] K a = Tabela 7.1: Reações de ionização e constantes de dissociação de algumas substâncias. K eq = Lembre-se de que, como detalhamos na Aula 5, o valor da constante de equilíbrio da reação de ionização de um ácido inclui o valor da concentração da água – que também é constante –, já que a reação em questão ocorre em meio aquoso e envolve diretamente a água. ! Lembre-se: 7,25 x 10-3 = 0,00725 4,47 x 10-7 = 0,000000447 ! Aula_07.p65 5/14/2004, 2:18 PM53 Tampões 54C E D E R J BIOQUÍMICA IQUÍMICA I Se rearranjarmos esta equação, poderemos perceber que existe uma relação direta entre o pH de uma solução e as concentrações do ácido e de sua base conjugada. Veja como fica: Aplicando-se logaritmo negativo em todos os termos, teremos: Finalmente, definindo “- log K a ” como “pK a ”, em analogia à definição de pH, obteremos a equação de Handerson e Hasselbach: Esta equação indica que o valor do pK a de um ácido, obtido a partir da constante de equilíbrio da sua reação de ionização, será numericamente equivalente ao pH da solução quando as concentrações do ácido e de sua base conjugada são iguais. Isso pode ser facilmente deduzido, já que quando [A–] = [HA], a relação [A–] /[HA] será igual a 1, e sendo o logaritmo de 1 igual a zero, teremos pH = pK a . Em síntese Quando o valor do pH de uma solução que contém um ácido é numericamente igual ao pK a deste ácido, 50% do ácido estará protonado e 50% estará desprotonado. Resolva, agora, o exercício 1 para avaliar se você está compreendendo bem a matéria. A resposta se encontra no final da aula, junto com as respostas dos outros exercícios. [H+] = K a [A–] [HA] -log [H+] = -log K a + log [A–] [HA] pH = pK a + log [A–] [HA] Lembre-se que a constante de equilíbrio da reação de ionização do ácido corresponde à relação entre as formas protonadas (ácido) e desprotonadas (base conjugada), no equilíbrio. Aula_07.p65 5/14/2004, 2:18 PM54 Tampões C E D E R J55 M Ó D U LO 1 - AULA 7 Exercício 1. Sabendo que o pK a é definido como – log K a , calcule o valor do pK a para os ácidos mencionados na Tabela 7.1. 4. Curvas de titulação Observe, na Figura 7.3, o que ocorre quando adicionamos uma base forte a soluções de ácidos fracos. Repare que em pHs próximos ao pK do ácido acético, o pH da solução varia muito pouco frente à adição da base forte. À medida que adicionamos a base forte à solução de ácido fraco, a relação [base conjugada]/[ácido] muda. O NaOH se dissocia completamente e a OH– resultante é neutralizada pelos H+ existentes, formando água. Assim, a diminuição da [H+] promoverá uma adicional dissociação do ácido, de forma que o equilíbrio da reação seja novamente atingido. A quantidade de ácido fraco que se dissocia é praticamente equivalente à quantidade de base forte adicionada. Desta forma, uma grande quantidade de OH– pode ser adicionada sem que haja uma grande variação do pH da solução. Agora conseguimos entender de fato como funcionam os tampões! Figura 7.3: Curva de titulação de uma solução de 1 l de ácido acético por uma base forte (por exemplo, hidróxido de sódio – NaOH). Equivalentes de OH– Aula_07.p65 5/14/2004, 2:19 PM55 Tampões 56C E D E R J BIOQUÍMICA IQUÍMICA I Na faixa de tamponamento, ou seja, em valores de pH próximos ao pK do ácido fraco, a adição de uma grande quantidade de base forte não promove grandes mudanças de pH. Se o ácido fraco não estivesse presente, o pH iria variar muito com uma pequena adição de NaOH, já que não haveria nenhuma fonte de H+ para neutralizar as hidroxilas (OH–) adicionadas. A capacidade tamponante de uma solução também depende da concentração do tampão. Quanto maior a concentração da base conjugada, maior a quantidade de H+ que pode reagir com ela. Da mesma forma, quanto maior a concentração do ácido conjugado, maior a quantidade de OH– que pode ser neutralizada pela dissociação do ácido. 5. Nosso sangue como uma solução-tampão Agora compreendemos como funcionam as soluções-tampão. Assim, podemos definir como solução-tampão aquela formada por um ácido fraco (doador de prótons) e sua base conjugada (aceptor de prótons). Na faixa de pH próxima ao valor pK (aproximadamente entre uma unidade de pH acima e uma unidade de pH abaixo do pK), a adição de H+ ou OH– tem efeitos muito menores sobre o pH do meio do que em pHs fora da faixa tamponante. Por exemplo, o par H 2 PO 4 – / HPO 4 –2 apresenta um pK de 6,86, sendo um tampão efetivo entre os pHs 5,9 e 7,9. Já o par NH 4 +/NH 3 cujo pK é 9,25 pode agir como tampão entre os pHs 8,3 e 10,3. Nosso sangue é tamponado em grande parte pelo sistema bicarbonato, que consiste no ácido carbônico (H 2 CO 3 ) como doador de prótons, e no bicarbonato (HCO 3 –) como aceptor de prótons: H 2 CO 3 ↔ H+ + HCO 3 – O sistema de tamponamento do sangue é mais complexo do que os outros sistemas-tampão usados como exemplo ao longo desta aula. Isto porque um de seus componentes, o H 2 CO 3 , é formado a partir de uma reação reversível entre o gás carbônico dissolvido no sangue (CO 2 (d)) e a água: A faixa de tamponamento de uma solução é a faixa de pH na qual esta solução funciona como um tampão. Note que a faixa de tamponamento de diferentes soluções- tampão pode variar de acordo com o pK do ácido fraco presente na solução. Reação de ionização do ácido carbônico. Constante de equilíbrio da reação de ionização do ácido carbônico. [H+][HCO 3 –] [H 2 CO 3 ] K 1 = Aula_07.p65 5/14/2004, 2:19 PM56 Tampões C E D E R J57 M Ó D U LO 1 - AULA 7 CO 2 (d) + H 2 O ↔H 2 CO 3 O gás carbônico na fase gasosa, CO 2 (g), está em equilíbrio com o gás carbônico dissolvido no sangue, CO 2 (d): CO 2 (g) ↔ CO 2 (d) Veja na Figura 7.4 como este sistema funciona em nosso organismo. Reação entre o gás carbônico dissolvido no sangue e a água, formando o ácido carbônico. Constante de equilíbrio da reação de formação de ácido carbônico no sangue. Equilíbrio entre o gás carbônico na fase gasosa e o gás carbônico dissolvido no sangue. Constante de equilíbrio da conversão do gás carbônico, na fase gasosa, em gás carbônico dissolvido no sangue. Figura 7.4: Em animais que possuem pulmões, o sistema bicarbonato é um tampão fisiológico bastante efetivo. [H 2 CO 3 ] [CO 2 d] [H 2 O] K2 = K 3 = [CO 2 (d)] [CO 2 (g)] O CO 2 , nos pulmões, está em equilíbrio com o bicarbonato do sangue que circula nos capilares pulmonares. Uma vez que a concentração de CO 2 dissolvido pode ser ajustada rapidamente através de mudanças na taxa respiratória, o sistema bicarbonato pode se manter em equilíbrio com um reservatório de CO 2 bastante grande. Você vai aprender maissobre a produção de ácido láctico durante a atividade muscular na disciplina Bioquímica 2. ! Aula_07.p65 5/14/2004, 2:19 PM57 Tampões 58C E D E R J BIOQUÍMICA IQUÍMICA I Assim, por exemplo, quando os H+ provenientes da dissociação do ácido láctico, produzido durante o exercício muscular intenso, são liberados na circulação, ocorre uma mudança no equilíbrio da primeira reação apresentada para este sistema tampão, levando a uma maior formação de H 2 CO 3 e, então, promovendo um aumento da concentração de CO 2 (d), que aumenta a pressão de CO 2 (g) no espaço intrapulmonar. O CO 2 extra é exalado. Por outro lado, quando o pH sangüíneo aumenta, por exemplo, em decorrência da produção de NH 3 no catabolismo de proteínas, o inverso ocorre. Desta forma, a taxa respiratória contribui para a manutenção do pH sangüíneo. Resumo Nesta aula você relembrou os conceitos de ácidos e bases e analisou a reação de ionização dos ácidos. Foi possível, assim, definir o pK de um ácido. Você descobriu que o valor do pK é numericamente semelhante ao do pH da solução na qual as concentrações do ácido e de sua base conjugada são iguais. Ou seja, o pK de um ácido corresponde ao pH da solução no qual este ácido se encontra 50% protonado, 50% desprotonado. Na faixa de pH próxima ao pK, a adição de uma base forte não resulta em grandes variações de pH, já que cada vez que íons OH– se dissociam da base, um próton proveniente do ácido os neutraliza, formando água. Desta forma, até que o ácido esteja completamente dissociado, a base é tamponada. Assim funcionam as soluções-tampão. As reações do catabolismo de proteínas também serão vistas na disciplina Bioquímica 2. Agora, basta você saber que catabolismo é a de- gradação intracelular dos alimentos, que produz a energia necessária às funções vitais. Aula_07.p65 5/14/2004, 2:19 PM58 Tampões C E D E R J59 M Ó D U LO 1 - AULA 7 Exercícios: 2. Calcule o pK do ácido láctico, sabendo que quando a concentração ácido lático é de 0,010 M e a concentração de lactato é de 0,087 M, o pH é 4,80. 3. O tamponamento do sangue é garantido principalmente pela presença de HCO 3 – / CO 2 , cujo pK é 6,1. Também existe contribuição do sistema HPO 4 2- / H 2 PO 4 –, embora essas moléculas ocorram em concentrações vinte vezes menores do que as do sis- tema bicarbonato. Normalmente, o pH do sangue é mantido em 7,4, e a soma das concentrações de HCO 3 – + CO 2 = 25,2 mM. Qual é a concentração de HCO 3 – e de CO 2 , sabendo que o pK para o par HCO 3 – / CO 2 é 6,1? 4. O pH do sangue é, precisamente, mantido em 7,40. Quando ele diminui para 7,35, considera-se que o organismo entra em acidose. Se o pH do sangue cai para valores mais baixos, próximos a 7,0, sérias conseqüências podem ocorrer, inclusive a morte. Por isso, é muito importante que os parâmetros ácido-base de um paciente em aci- dose sejam monitorados. Imagine um indivíduo em acidose, apresentando pH san- güíneo de 7,03 e concentração sangüínea de CO 2 de 1,10 mM. Sabendo que o pH normal é 7,4 e que as concentrações normais de HCO 3 – e CO 2 são, respectivamente, 24,0 mM e 1,20 mM, calcule qual é a concentração de HCO 3 – no sangue deste indivíduo, e quanto do HCO 3 – presente em seu sangue foi usado para tamponar o ácido, causando a condição na qual ele se encontra. 5. A aspirina é um ácido fraco cujo valor do pK é de 3,5. Veja a estrutura de uma molécula de aspirina na figura abaixo. Estrutura da aspirina. Aula_07.p65 5/14/2004, 2:19 PM59 Tampões 60C E D E R J BIOQUÍMICA IQUÍMICA I Após sua ingestão, ela é absorvida pelas células da parede do estômago e do intestino delgado, passando para o sangue. A absorção requer a passagem através da membrana plasmática destas células, e a velocidade desta passagem depende da polaridade da molécula: moléculas carregadas e polares passam devagar, enquanto moléculas neutras e hidrofóbicas atravessam rapidamente a membrana. O pH do meio estomacal é de 1,5, enquanto o pH do conteúdo do intestino delgado está em torno de 6,0. Com base nestas informações, você acha que a aspirina é mais absorvida através do estômago ou do intestino? Justifique sua resposta. Auto-avaliação O exercício 1 depende apenas da aplicação de logaritmo. Para resolver os exercícios de 2 a 4, você só precisa aplicar a equação de Handerson e Hasselbach, o que envolve conhecimentos matemáticos. A complexidade de cada questão vai aumentando gradativamente; você pode resolver uma de cada vez, conferir a resposta e estudar novamente a matéria se você não conseguiu acertar. O exercício 5 depende apenas de raciocínio. Se você entendeu bem a aula, você conseguirá resolvê-lo. Aula_07.p65 5/14/2004, 2:19 PM60
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