Aula 2 Ácidos, bases e pH

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Ácidos, Bases 
e pH
 
Prof.ª Joice de Almeida 
Disciplina: Bioquímica
2017/2
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PROPRIEDADES DA ÁGUA
Forma ligações covalentes
São moléculas polares
Cada molécula de água fica circundada espacialmente por outras quatro moléculas de água, sendo que as ligações de hidrogênio ocorrem pela ligação entre o hidrogênio de uma molécula (polo positivo) com o oxigênio de outra (polo negativo).
No estado líquido as ligações de hidrogênio que ocorrem entre as moléculas de água estão dispostas numa forma desorganizada. Nas moléculas do gelo são mais espaçadas e organizadas, formando uma estrutura rígida de forma hexagonal, que faz as moléculas ocupar um espaço bem maior do que ocupariam se estivessem no estado líquido.
TENSÃO SUPERFICIAL DA ÁGUA
As moléculas da superfície não apresentam moléculas acima delas, portanto suas ligações de hidrogênio se restringem às moléculas ao lado e abaixo. Essa desigualdade de atrações na superfície cria uma força sobre essas moléculas e provoca a contração do líquido, causando a chamada tensão superficial, que funciona como uma fina camada, película, ou como se fosse uma fina membrana elástica na superfície da água.
A água pura é levemente ionizada:
H+ é uma abreviação para H3O+ (anion hidrôneo)
As ligações de hidrogênio fazem com que a hidratação dos prótons dissociados seja praticamente instantânea
“Proton hoping” explica a rápida mobilidade de íons hidrônio em um campo elétrico:
Ionização da água e pH:
Concentração da água, em água pura = 55,5 M
Keq, a 25°C (determinado experimentalmente)= 1,8 x 10-16 M
Como em água pura as concentrações de H+ e OH- são iguais
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Em água pura:
UMA BREVE PARADINHA PARA UM EXERCÍCIO
Calcule o pH das seguintes soluções aquosas:
HCl 1x10-3 mol/L
NaOH 1x10-4 mol/L
O pH desempenha um papel central em sistemas biológicos
O transporte de elétrons mitocondrial gera um gradiente de prótons através da membrana que é usado para sintetizar ATP.
Dinitrofenol “rompe” o gradiente de prótons através da membrana mitocondrial
 1. Teoria ácido-base de Arrhenius (1887)
Verificou que determinadas substâncias sofriam ionização (reagiam com a água e formavam íons) ou dissociação iônica (íons já existentes eram separados pela ação da água) e conduziam corrente elétrica.
Ao analisar os tipos de íons que tais substâncias formavam em água, ele notou que algumas produziam o mesmo tipo de cátion e outras produziam o mesmo tipo de ânion. 
 
Ácido é toda substância que em água produz como cátion somente H+
Ácido + Água → Cátion + Ânion
HCℓ(g) + H2O(ℓ) → H3O+(aq) + Cℓ-(aq)
H2SO3(g) + 2 H2O(ℓ) → 2 H3O+(aq) + SO32-(aq)
H3PO4(s) + 3 H2O(ℓ) → 3 H3O+(aq) + PO43-(aq)
Base é aquela que produz como ânion somente OH–.
Base + Água → Cátion + Ânion
NaOH → Na + + OH- 
Ca(OH)2 →Ca2+ + 2 OH-
Al(OH)3 →Al3+ + 3 OH-
A neutralização seria a reação entre essas duas espécies iônicas, produzindo água:
 H+(aq) + OH–(aq) → H2O(ℓ)
Teoria com algumas limitações: restrita a soluções aquosas; não considerava compostos sólidos nem outros solventes diferentes da água.
 2. Teoria de Brønsted-Lowry ou teoria protônica (1923)
Ácido é toda espécie química, íon ou molécula capaz de doar um próton, enquanto a base é capaz de receber um próton. 
Reações de ácido-base são tidas como reações de transferências de prótons.
Na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry haverá a formação de um par ácido-base conjugado, isto é, sempre o ácido terá sua base conjugada, e vice-versa, ou seja, a base certamente terá o seu ácido conjugado. 
CH3-COOH + H2O  CH3-COO- + H3O+
O íon acetato é a base conjugada do ácido acético;
O ácido acético é o ácido conjugado do íon acetato;
O íon hidrônio é o ácido conjugado da água;
A água é a base conjugada do íon hidrônio.
CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO
Quando um ácido é forte, dissocia-se totalmente em solução
HA → H+ + A-
Os ácidos fracos não se dissociam totalmente em solução. Estabelece-se então um equilíbrio químico entre a espécie protonada e a espécie desprotonada; neste caso, a ionização do ácido é representada como:
HA ⇆ H+ + A-
Portanto a constante de acidez do ácido é:
Quando K for menor que 1, significa que o equilíbrio químico vai ser atingido antes que todo ácido se dissocie .
Quando K for maior que 1, significa que o equilíbrio foi atingido quando praticamente todo ácido está na forma dissociada.
Na Bioquímica, a maioria dos ácidos encontrados é ácido fraco. Estes têm valores de Ka bem abaixo de 1. Para evitar usar números com expoentes negativos grandes, uma grandeza similar, pKa, foi definida por analogia com a definição de pH:
pKa = -log10 Ka
O valor de pKa é uma medida numérica conveniente da força do ácido. Quanto menor seu valor, mais forte será o ácido e vice-versa.
TAMPÕES BIOLÓGICOS
TAMPÃO FOSFATO
O sistema tampão fosfato, age no citoplasma de todas as células.
É tamponante efetivo dos fluidos intracelulares resiste às variações entre pH 6,4 -7,4
Nos mamíferos, os fluidos extracelulares e a maioria dos compartimentos citoplasmáticos tem pH na região de 6,9 - 7,4 
TAMPÃO BICARBONATO
O plasma sanguíneo é tamponado em parte, pelo sistema tampão bicarbonato, que consiste de ácido carbônico como doador de prótons (H2CO3) e do bicarbonato(HCO3-) como receptor.
O sistema tampão bicarbonato é um tampão fisiológico efetivo em pH próximo a 7,4.
Isso é possível porque o H2CO3 do plasma sanguíneo está em equilíbrio com um grande reservatório de CO2 localizado no espaço aéreo do pulmão.
A concentração de CO2 dissolvido pode ser ajustada rapidamente através da respiração pulmonar.
Os principais órgãos que regulam o pH do sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato são pulmões e rins.
Por sua capacidade de poder excretar quantidades diversas de ácidos e bases, o rim, como o pulmão, tem papel importante no controle do pH. 
Alguns dos receptores no cérebro são sensíveis às concentrações de H+ e CO2 nos fluídos corpóreos.
Quando a concentração de CO2 aumenta, os equilíbrios deslocam-se para a esquerda, o que leva à formação de mais H+.
Os receptores disparam um reflexo para respirar mais rápido e mais profundamente, aumentando a velocidade de eliminação de CO2 dos pulmões e deslocando o equilíbrio de volta para a direita.
Os rins absorvem ou liberam H+ e HCO3-; muito do excesso de ácido deixa o corpo através da urina, que normalmente tem pH de 5,0 a 7,0.
Regulação respiratória do equilíbrio ácido-base
1. O CO2 reage com H2O para formar H2CO3. Este dissocia-se para formar H+ e HCO3-. 
2. A diminuição do pH do líquido extracelular estimula o centro respiratório e provoca o aumento da frequência respiratória.
3. O aumento da frequência e profundidade respiratória faz com que o CO2 seja expelido dos pulmões, reduzindo assim os seus níveis extracelulares. À medida que estes decrescem, a [H+] extracelular diminui e o pH aumenta.
Acidose e Alcalose
Acidose e Alcalose são causadas pelo desbalanço no pH dos fluidos do corpo.
• Acidose e alcalose respiratória resulta de padrões respiratórios anormais.
Acidose e alcalose metabólica resulta de outros fatores metabólicos que não a respiração.
Alcalose respiratória
Causada por hiperventilação (aumento da quantidade de ar inalado em razão de esforços físicos ou ansiedade, febre, entre outras causas, respiração rápida e profunda.
Muito CO2 é exalado.
Histeria, ansiedade, choro prolongado
Acidose respiratória
Causada por respiração lenta (hipoventilação) que pode ser resultante de overdose de narcóticos ou barbitúricos. 
Anestesistas tem que estar bastante atentos a esse problema. Doenças pulmonares como enfisema e pneumonia também provocam acidose.
Acidose metabólica
Diversos processos metabólicos produzem
substâncias ácidas que liberam H+
A difusão dessas substâncias na corrente sanguínea causa um deslocamento no equilíbrio ácido carbônico-bicarbonato
Esse é um problema sério em diabetes mellitus e também pode ocorrer temporariamente durante exercícios físicos pesados.
Os sintomas são hiperventilação, aumento da formação de urina, sede, etc.
Alcalose metabólica
Neste caso, o corpo perdeu ácido de alguma forma.
por vômitos prolongados
ingestão de substâncias alcalinas
Uso excessivo de bicarbonato de sódio para o estômago, etc.
Neste caso, os centros respiratórios respondem com hipoventilação.
 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
CAMPBELL, Mary K. Bioquímica. 3. ed. Porto Alegre: Artmed, 2006.
LEHNINGER, A. L.; COX, Michael M. Princípios de bioquímica. 4. ed. São Paulo: Tecmedd, 2006.
TORRES, B. B.; MARZZOCO. Bioquímica básica. 3. ed. Rio de Janeiro: Guanabara Koogan, 2007.
 
VOET, Donald. Bioquímica. Porto Alegre: Artmed-Bookman, 2006.
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