Tampões: Compreendendo o Funcionamento

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Tampões
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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.
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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.
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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.
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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.
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 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
!
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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.
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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–
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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
 =
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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.
!
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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.
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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.
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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.
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