Conceito de pH e pI de aas

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Conceito Ácido-básico 1
�
 
�
 
� ÁGUA E ELETRÓLITOS
A compreensão das propriedades da água abrange o
entendimento de todas as moléculas biológicas. Molé-
culas de água têm a capacidade de formar pontes de hi-
drogênio umas com as outras (intramoleculares) e
também de ligarem-se com moléculas que elas solu-
bilizam (intermoleculares). Se a água não pudesse for-
mar numerosas pontes de hidrogênio intramoleculares,
então seria um gás como algumas outras moléculas pe-
quenas (p. ex., CO2, CH4, NH3, O2, N2).
As pontes de hidrogênio são ligações químicas fracas
(e por isso reversíveis) resultantes da atração eletrostá-
tica entre um átomo eletronegativo e um átomo de hi-
drogênio ligado a outro átomo eletronegativo (Fig. 1-1).
Como a água pode ter ambas as características, suas
pontes intramoleculares formam estruturas tetraédricas
que se quebram dinamicamente e se reestruturam. A
força das pontes de hidrogênio que reúnem as molécu-
las de água também determina, indiretamente, o for-
mato das biomoléculas que as cercam. As pontes de
hidrogênio ainda podem atrair eletrólitos a fim de criar
íons carregados e associar-se a esses íons, neutralizan-
do suas cargas.
Moléculas Hidrofílicas e Hidrofóbicas
A solubilidade das moléculas hidrofílicas deve-se à for-
mação de pontes de hidrogênio com a água. Moléculas
que podem formar muitas pontes de hidrogênio apresen-
tam maior solubilidade. Quanto maior o tamanho das
moléculas, menor sua solubilidade na água, devido a
um rompimento da estrutura da água. Dessa forma,
moléculas grandes como proteínas, polissacarídeos e
ácidos nucléicos conseguem manter sua solubilidade
formando um grande número de pontes de hidrogênio
com a água.
Já as moléculas hidrofóbicas apresentam baixa solu-
bilidade na água porque formam poucas ou nenhuma
ponte de hidrogênio com as moléculas de água. Conse-
CONTEÚDO
ÁGUA E ELETRÓLITOS
Moléculas Hidrofílicas e Hidrofóbicas
Eletrólitos
ÁCIDOS E BASES
pH — A Expressão da Acidez
Equação de Henderson-Hasselbalch
Tampões e Curvas de Titulação
Par Conjugado de Ácido Carbônico — Um Caso
Especial
PROPRIEDADES ÁCIDO-BÁSICAS DOS
AMINOÁCIDOS E PROTEÍNAS
Formas Ionizadas dos Aminoácidos
pH Isoelétrico
Figura 1-1. Pontes de hidrogênio entre doadores e
aceptores comuns.
H 
H 
H 
H 
H 
NH 
N H........O C 
 
 
 
 
 
 
N H........O 
O H........O C 
C S H........N 
 
 
 
H H 
H 
 O H........O 
 
 
Doador Receptor
CONCEITO ÁCIDO-BÁSICO2
qüentemente, essas moléculas tendem a agrupar-se a
fim de minimizar a ruptura da estrutura da água, como
pode ser ilustrado pela formação de gotas de óleo flu-
tuando sobre uma superfície de água. Esse agrupa-
mento de moléculas hidrofóbicas forçado pela água
determina o papel principal na determinação da estru-
tura tridimensional de macromoléculas e membranas
biológicas.
Eletrólitos
Os eletrólitos dissociam-se em cátions (cargas positivas)
e ânions (cargas negativas) quando adicionados à água;
isso permite que a água conduza corrente elétrica.
Eletrólitos fortes como HCl e NaCl dissociam-se com-
pletamente na água. Eletrólitos fracos não se dissociam
completamente. Ao invés disso, eles estabelecem um
equilíbrio entre a forma não dissociada (o ácido conju-
gado ou a forma protonada, HA) e a forma dissociada
(base conjugada, A−).
HA ↔ H+ + A−
Eletrólitos fracos geralmente são ácidos orgânicos; o
ácido fosfórico e o ácido carbônico também estão nes-
ta categoria.
H2CO3 » H
+ + HCO
3
− » H+ + CO
3
− −
H
3
PO
4
 » H+ + H
2
PO
4
− » H+ + HPO
4
− − » H+ + PO
4
− − −
A concentração do íon hidrogênio (próton) na solução
de um ácido fraco é dependente da constante de equi-
líbrio (Keq) para a reação de dissociação:
HA » H+ + A−
Keq =
 [H+][A−]
 [HA]
A Keq é única para cada par conjugado (Tabela 1-1).
Os pares conjugados constituem bons sistemas de tam-
pões (i. é., solutos que agem para resistir a mudanças no
pH), pois tentam restabelecer o equilíbrio quando ou
uma base ou um ácido são adicionados à solução. O
aumento da acidez (adição de prótons) “desloca” o
equilíbrio à forma não dissociada (HA) a fim de redu-
zir a concentração de prótons. Da mesma forma, a re-
dução da acidez (adição de base ou OH−) “afasta” o
equilíbrio da forma HA para restaurar a concentração
de próton.
A água, por si só, é um eletrólito fraco e está em
equilíbrio de dissociação com um próton e uma
hidroxila produzidos para cada molécula de água que
se dissocia (Tabela 1-1).
PONTOS-CHAVE SOBRE ÁGUA E ELETRÓLITOS
� Pontes de hidrogênio intermoleculares conferem à água uma
“estrutura” que é rompida quando esta dissolve outras
moléculas.
� Moléculas hidrofílicas formam muitas pontes de hidrogênio
com a água; moléculas hidrofóbicas formam poucas ou
nenhuma ponte de hidrogênio com a água.
� Eletrólitos fracos geralmente são ácidos fracos que formam
um equilíbrio de dissociação.
�
 
�
 
� ÁCIDOS E BASES
Soluções ácidas têm mais prótons do que os produzi-
dos pela dissociação da água. Da mesma forma, solu-
ções alcalinas (básicas) têm menos prótons (e mais íons
hidroxila) do que são produzidos pela dissociação da
água. A ionização da água a permite participar do equi-
líbrio de ácidos fracos. Por exemplo, quando um ele-
trólito forte como o acetato de sódio é adicionado à
água (reação 1), ele se dissocia completamente. O
ânion acetato que é produzido entra em equilíbrio com
FARMACOLOGIA
Absorção da Aspirina
Para se difundir através da membrana celular da mucosa
gástrica, a aspirina deve estar na sua forma protonada,
estrutura não ionizada, à esquerda. O pH gástrico ao redor
de 2 é bem menor que o pK do grupamento do ácido
carboxílico, que é cerca de 4, deslocando o equilíbrio para
forma protonada. O pH intracelular da mucosa gástrica, por
sua vez, é de cerca de 6,8–7,1, portanto, superior ao pK da
aspirina, o que desloca o equilíbrio à forma ionizada à
direita, evitando que a aspirina retorne ao estômago.
Posteriormente, a aspirina absorvida atravessa a corrente
sangüínea, onde alcança seu alvo.
 
 
 
O 
O 
OH 
O 
 
 
 
O
O 
O 
O
-
TABELA 1-1. Pares Conjugados e Suas Constantes
de Equilíbrio
Par Conjugado K
eq
H
2
O » H+ + OH− 1,0 × 10−14
H
2
PO
4
− » HPO4− + H+ 2,0 × 10−7
Ácido acético » Acetato + H+ 1,74 × 10−5
Ácido Lático » Lactato + H+ 1,38 × 10−4
3
os prótons produzidos pela água, reduzindo, assim, a
concentração de próton abaixo à da água pura e produ-
zindo uma solução levemente alcalina (reações 2 e 3).
1. CH3COONa → CH3COO
− + Na+ (Acetato de Na +
Íon acetato)
2. H2O » H
+ + OH−
3. H+ + CH3COO
− » CH3COOH
• O grupamento funcional que libera um próton (rea-
leasing) livre “age como” ácido.
• O grupamento funcional que aceita (inding) um pró-
ton livre “age como” base.
• Assim, ácidos são doadores de prótons e bases são
receptoras de prótons. No exemplo acima, o acetato
é considerado a base conjugada do ácido acético.
pH — A Expressão da Acidez
O pH é uma forma conveniente de expressar a concen-
tração de próton, isto é, o pH é um número positivo
que representa um expoente negativo de 10. O pH é
definido como o logaritmo negativo da concentração de
próton.
pH = - log [H+]
Essa relação produz unidades de pH que são expoen-
tes de 10 e são, por sua vez, não diretamente, mas de
forma logarítmica, relacionados à acidez. Isso produz
uma relação recíproca entre pH e acidez, de forma que
um aumento no pH é equivalente a uma redução na
acidez (Fig. 1-2).
O valor do pK, numa reação, é o logaritmo negati-
vo da constante de equilíbrio. O pK de um eletrólito é
sempre uma constante, enquanto o pH pode variar de
acordo com as condições fisiológicas diversas.
A constante de equilíbrio para dissociação de um áci-do fraco é geralmente nomeada Ka, e similarmente o
pK de um ácido é denominado pKa.
• Um grupamento funcional ácido é definido como ten-
do valor de pKa menor que 7.
• Um grupamento funcional básico é definido como
tendo valor de pKa maior que 7.
Equação de Henderson-Hasselbalch
Quando solutos fisiológicos, como gases sangüíneos ou
metabólitos determinam a mudança de pH de uma so-
lução, o novo equilíbrio altera a relação entre os ácidos
conjugados (HA) e as bases conjugadas (A−). A relação
quantitativa entre o pH e a proporção de ácido para
base conjugada é descrita pela equação de Henderson-
Hasselbalch:
pH = pKa + log
 (base conjugada)
 (ácido conjugado)
ou
pH = pKa + log
 (A−)
 (HA)
• Nota: para resolver problemas relacionados ao pH,
primeiramente deve-se ajustar a equação de Hen-
derson-Hasselbalch a valores conhecidos para desco-
brir os desconhecidos.
• Nota: Lembre-se que log (A−)/(HA) = log A− – log HA.
Tampões e Curvas de Titulação
Tampões são pares conjugados que resistem a mudan-
ças no pH. O efeito do tamponamento na mudança do
pH é mais bem ilustrado pela curva de titulação (Fig.
1-3). A curva de titulação é um gráfico da mudança de
pH quando uma base forte, como o hidróxido de só-
dio (NaOH), é adicionada. O pH geralmente é descri-
to no gráfico com valores que vão do pH menor para
o maior e uma inflexão é aparente na região de tam-
ponamento efetivo (resistência à mudança de pH). O
ponto médio da inflexão na curva (seta na Fig. 1-3) é o
ponto no qual o pH se iguala ao pKa. Essa parte da
curva revela a menor mudança no pH para uma deter-
minada quantidade de base adicionada. O melhor inter-
valo de tamponamento é o pK ± 1 unidade de pH.
Par Conjugado de Ácido Carbônico —
Um Caso Especial
O ácido carbônico é o principal sistema de tampona-
mento do sangue. Ele estabelece o equilíbrio tanto com
10–1[H + ] 
pH 
1 
0 1 
10–2
2 
10–3
3 
10–4
4 
10–5
5 
10–6
6 
10–7
7 
10–8
8 
10–9
9 
10–14
14 
10–10
10 
10–11
11 
10–12
12 
10–13
13 
Aumento da
alcalinidade 
Aumento
da acidez Neutralidade
pH < 7,0 pH > 7,0 pH = 7,0 
Figura 1-2. Relação entre o pH e a concentração de prótons.
ÁCIDOS E BASES
CONCEITO ÁCIDO-BÁSICO4
o gás volátil (CO2) quanto com sua base conjugada, o
íon bicarbonato (HCO3
−).
H2O + CO2 » H2CO3 » H
+ + HCO3
−
O ácido carbônico não é incluído na equação de Hen-
derson-Hasselbalch porque nunca está presente em
quantidades significativas. Ele tanto pode ser rapida-
mente quebrado em bicarbonato quanto pode ser con-
vertido em CO2 pela enzima anidrase carbônica.
pH = pKa + log
 [HCO3
−]
 [CO2]
O equilíbrio entre o bicarbonato e o CO2 é influen-
ciado pela taxa de produção de CO2 pelos tecidos e pela
taxa de eliminação pelos pulmões. Dessa forma, os pul-
mões desempenham o papel principal na regulação do
pH sangüíneo. A incapacidade de eliminação de CO2
decorrente de doença pulmonar pode levar à acidi-
ficação do sangue, que é denominada de acidose respi-
ratória.
PONTOS-CHAVE SOBRE ÁCIDOS E BASES
� A curva de dissociação de um ácido fraco em um par
conjugado (ácido + ânion) alcança o ponto médio quando o
pH se iguala ao pK, ocorrendo o efeito máximo de tampão.
� A equação de Henderson-Hasselbalch relaciona a
proporção de base conjugada e ácido ao pH.
� A curva de titulação apresenta um ponto de inflexão para
todo o grupo funcional ionizável.
� O par conjugado do ácido carbônico encontra-se em
equilíbrio com um gás volátil, CO
2
�
 
�
 
� PROPRIEDADES
ÁCIDO-BÁSICAS DOS AMINOÁCIDOS
E PROTEÍNAS
As proteínas adquirem propriedades iônicas em virtu-
de das cadeias laterais dos aminoácidos que as com-
põem. Muitas dessas cadeias laterais podem ionizar-se
e agir como ácidos fracos. Dependendo do pK do gru-
po funcional da cadeia lateral, essa ionização pode pro-
duzir uma carga positiva ou negativa.
Formas Ionizadas dos Aminoácidos
Se um grupo funcional sofre dissociação ou é proto-
nado, depende do pH da solução. A equação de Hen-
derson-Hasselbalch descreve a quantidade de ionização
(proporção de dissociação para protonado) para cada
grupo funcional individual, desde que cada um tenha
seu valor de pKa e ionize-se independentemente dos
outros.
A curva de titulação da alanina (Fig. 1-4) mostra a
dissociação independente de seus dois grupos funcio-
nais: o grupamento α-amino e o grupamento α-carboxil.
A curva de titulação da esquerda para a direita ilustra
a mudança do estado de ionização da alanina, assim
como também é descrito da direita para a esquerda na
Figura 1-5. Conforme os prótons vão sendo removidos
da molécula, eles são primeiramente removidos do gru-
po carboxila, já que esse tem o menor pK (pKa = 2,3).
Quando o pH aumenta em direção ao pK do grupa-
mento amina (pKa = 9,9), esse então perde seus pró-
tons. Cada pKa representa o ponto médio de dois
equilíbrios, ilustrando que os aminoácidos (e proteínas)
têm capacidade de tamponamento.
No pH 7,0, as cadeias laterais ionizáveis de amino-
ácidos em proteínas apresentam cargas características:
12.0 
11.0 
10.0 
9.0 
8.0 
7.0 
6.0 
5.0 
4.0 
3.0 
2.0 
pH
 
NaOH 
Inflection point 
12,0 
11,0 
10,0 
9,0 
8,0 
7,0 
6,0 
5,0 
4,0 
3,0 
2,0 
pH
 
NaOH 
Ponto de inflexão
Figura 1-3. Curva de titulação mostrando o
tamponamento pelo ácido acético.
10,0 
8,0 
4,0 
6,0 
2,0 
pK de R–COOH = 2,3 
pK de R–NH2 = 9,9 
pH
 
NaOH adicionado
Figura 1-4. Curva de titulação para alanina.
5
• Carregados positivamente: lisina, arginina
• Carregados negativamente: aspartato, glutamato
• A histidina torna-se carregada positivamente se pH
for inferior a 6,0
• A cisteína torna-se carregada negativamente se pH
for maior que 8,0
pH Isoelétrico
O total de cargas de um aminoácido ou de uma proteí-
na equivale à soma de todas as cargas das cadeias la-
terais de cada aminoácido. O valor do pH que produz
um total de carga igual a zero (neutra) na molécula é
denominado pH isoelétrico, ou pI.
• Se o pH > que pI, o total de cargas no aminoácido
(ou proteína) será negativo.
FISIOLOGIA
Acidose Metabólica
Quando substâncias ácidas acumulam-se no sangue
(acidemia) e reduzem o pH do sangue (acidose), elas
depletam o bicarbonato sérico, deslocando o equilíbrio em
direção ao ácido carbônico. A anidrase carbônica
rapidamente converte o acido carbônico em CO
2 
+ água e,
então, o CO
2
 é exalado pelos pulmões. Se a acidose é
ocasionada pelo acúmulo de um metabólito (acidose
metabólica), por exemplo, cetoacidose, acidose lática ou
acidemia metilmalônica, então o ânion gap [Na+ – (Cl− +
HCO
3
−)] aumenta (anion gap normal, 10–16mM ou mmol/L).
Nota: Sempre checar a depleção de bicarbonato para
diagnosticar acidose metabólica.
• Se o pH < que pI, o total de cargas no aminoácido
(ou proteína) será positivo.
As proteínas não se deslocam em um campo elétri-
co quando o pH do sistema tampão é igual ao seu pon-
to isoelétrico, pois elas não possuem carga para serem
atraídas para o catodo ou para o anodo.
PONTOS-CHAVE SOBRE PROPRIEDADES ÁCIDO-
BÁSICAS DE AMINOÁCIDOS E PROTEÍNAS
� As cadeias laterais dos aminoácidos asp, glu, lys, arg,
cys e his comportam-se como ácidos fracos no pH fisiológico
e conferem propriedades iônicas às proteínas que os
contêm.
� O ponto isoelétrico para um aminoácido ou para a proteína é
o pH no qual a soma de todas as cargas é igual a zero.
HOOC C NH3
H 
CH3 
H
H
–OOC C NH3
H 
CH3 
H
H
OOC C NH2 
H 
CH3 
Até pH 1,0 Até pH 6,0 Até pH 11,0
+
+
+
+
+
+
–
Figura 1-5. Estados de
ionização da alanina.
FISIOLOGIA
AlcaloseMetabólica
Quando se perdem prótons da corrente sangüínea, o
equilíbrio do ácido carbônico com o CO
2 
é deslocado em
direção ao ácido carbônico, que então é convertido a
bicarbonato, restaurando a perda de prótons. Isso resulta
no acúmulo de bicarbonato na corrente sangüínea. Alcalose
metabólica é menos comum que acidose metabólica e pode
ser precipitada por hiperêmese, diuréticos, ingestão de
substâncias alcalinas, síndrome de Cushing e
hiperaldosteronismo primário. Nota: Sempre checar o
aumento nos valores de bicarbonato para diagnosticar
alcalose metabólica
PROPRIEDADES ÁCIDO-BÁSICAS DOS AMINOÁCIDOS E PROTEÍNAS
CONCEITO ÁCIDO-BÁSICO6