EQUIL+ûBRIOS -ÁCIDO

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EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE
QUE SÃO OS ÁCIDOS E AS BASES?
Existem vários métodos para definir ácidos e bases. A pesar que estas definições não se contradizem entre sim, elas sim variam em quanto à abrangência delas.
Antoine Lavoisier, Humphry Davy, and Justus Liebig também fizeram observações a respeito de ácidos e bases, mas não formalizaram definições.
En 1661 Robert Boyle resumiu as propriedades dos ácidos como segue;
Ácidos têm sabor azedo (acre);
Ácidos são corrosivos;
ácidos mudam a cor de certos corantes vegetais, tal como tornassol, de azul para vermelho; e
Ácidos perdem sua acidez quando combinados com álcalis
O nome “ÁCIDO” vem do Latim acidus, que significa “azedo”, e se refere ao odor penetrante e sabor azedo de muitos ácidos.
Exemplos: 
 Vinagre sabe azedo porque ele é uma solução diluída de ácido acético em água. 
 Suco de limão e cítricos sabem azedo porque contêm ácido cítrico. 
 Leite torna-se azeda quando estraga porque se forma ácido láctico, e 
 Carne ou manteiga: cujo cheiro desagradável e azedo quando podre pode ser atribuída a compostos tais como ácido butírico que se forma quando a gordura estraga.
 Vitamina C contido em certas frutas, contém ácido ascórbico
 Acido Carbônico contido em refrigerantes carbonatados
CHUVA ÁCIDA: (Acid rain) é um termo amplo usado para descrever várias formas em que ácidos caem desde a atmosfera. Um termo mais preciso é deposição ácida, que está constituída de duas partes: úmida e seca. Deposição úmida se refere a chuva, geada, neve e neblina ácida. Conforme a água ácido flui por cima e através do solo, afeta uma grande variedade de plantas e animais. A intensidade dos efeitos dependem de vários fatores, incluindo quão ácida é a água, a capacidade química e tamponante dos solos envolvidos, e os tipos de peixe, árvores, e outros coisas vivas que dependem da água.
Deposição seca se refere a gases e partículas ácidos. Cerca da metade da acidez na atmosfera cai de volta para a terra através de deposição seca. O vento sopra estes gases e partículas ácidas acima de edifícios, carros, lares, e árvores. Os gases e partículas depositados podem ser arrastados desde árvores e outras superfícies pelas chuvas. Quando isto acontece, a água que corre acrescenta estes ácidos à chuva ácida, fazendo a mistura mais ácida do que a chuva que cai isolada.
Os ventos prevalecentes sopram os compostos que causam deposição ácida seca e úmida através de estados e fronteiras nacionais, às vezes a centenas de quilômetros. 
Cientistas descobriram, e tem confirmado, que DIÓXIDO DE ENXOFRE (SO2) e óxidos de nitrogênio (NOX) são as causas primárias da chuva ácida. Queima de combustíveis fósseis, como carvão, para produção de energia elétrica por exemplo produzem SO2 e NOX.
Chuva ácida ocorre quando estes gases reagem na atmosfera com H2O, O2, e outros produtos químicos para formar diversos compostos ácidos.A luz solar aumenta a velocidade da maioria destas reações. O resultado é uma solução de H2SO4 e HNO3.
Deposição ácida tem uma variedade de efeitos, que inclui danos a florestas e solos, feixes e outros seres vivos, materiais, e saúde humana. A chuva ácida também reduz a distância e a clareza com que podemos enxergar através do ar, um efeito denominado redução de visibilidade.
En 1661 Robert Boyle resumiu as propriedades dos álcalis como segue;
Álcalis apalpam escorregadios (lisos);
Álcalis mudam a cor do tornassol de vermelho para azul; e
Álcalis tornam-se menos alcalinos quando se combinam com ácidos
Exemplo de Bases Comuns
Detergentes
Sabão
Lixívia (NaOH)
Amônia doméstica (aquosa)
Essencialmente, Boyle definiu álcalis como substâncias que consumem, ou neutralizam, ácidos. Ácidos perdem seu sabor azedo característico e sua capacidade de dissolver metais quando são misturados com álcalis. Álcalis ainda invertem a mudança de cor que ocorre quando o tornassol entra em contato com um ácido. Eventualmente os álcalis ficaram conhecidos como BASES porque eles servem como a “base” para preparar certos sais
A acidez ou basicidade de uma solução é com freqüência um fator importante nas reações químicas. O uso de tampões de um dado valor de pH para manter o pH de uma solução em um nível desejado é muito importante. Ainda, equilíbrios ácido-base são importantes para entender as titulações ácido-base e os efeitos dos ácidos sobre as espécies e reações químicas, p.ex., os efeitos da complexação ou ppção. 
TEORIAS ÁCIDO - BASE
Várias teorias ácido-base têm sido propostas para explicar ou classificar as propriedades ácidas e básicas das substâncias. Provavelmente você esteja mais familiarizado com a TEORIA DE ARRHENIUS, a qual aplica só a água. Outras teorias são mais gerais e aplicam a outros solventes. A seguir descreveremos as teorias ácido-base mais comuns.
TEORIA DE ARRHENIUS
Em 1884 Svante Arrhenius sugeriu que sais como NaCl se dissociam quando dissolvidas em água para dar partículas que ele chamou íons.
 		NaCl(s) 	 Na+(aq) + Cl-(aq)
Três anos depois Arrhenius estendeu esta teoria sugerindo que ácidos são compostos neutros que IONIZAM quando dissolvidos em água para produzir íons H+ e o correspondente íon negativo (ânion). De acordo com esta teoria, HCl é um ácido porque quando se dissolve em água ioniza para dar íons H+ e Cl- 
 		HCl(s) 	 H+(aq) + Cl-(aq)
Arrhenius, como estudante da graduação, introduziu uma teoria radical em 1894 (pela qual ele recebeu o Prêmio Nobel) na qual um ácido é qualquer substância que ioniza (parcial ou completamente) em água para produzir íons hidrogênio (os quais se associam com o solvente para dar íon hidrônio, H3O+); 
		HA + H2O H3O+ + A-
Uma base ioniza em água para dar íons hidroxila. Bases fracas (parcialmente ionizadas) geralmente ionizam assim:
	 B + H2O BH+ + OH-
Enquanto bases fortes como os hidróxidos metálicos (e.g., NaOH) se dissocia como
			M(OH)n Mn+ + nOH-
Água requerida, assim esta teoria, obviamente, é restrita a soluções aquosas;
Só ácidos com caráter protogênico (que produzem prótons) são permitidos
Só bases hidroxiladas (que produzem hidroxila) são permitidas 
TEORIA DOS SISTEMAS SOLVENTES
Em 1905, Franklin introduziu o conceito de sistema solvente de ácidos e bases. Esta teoria reconhece a ionização do solvente para dar um cátion e um ânion; p. ex., 
			2H2O H3O+ + OH-
			2NH3 NH4+ + NH2-
Um ácido se define como um soluto que produz o CÁTION do solvente enquanto uma base é um soluto que produz o ânion de solvente. Assim, NH4Cl é um ácido forte em amônia líquida (similar a HCl em água: HCl + H2O H3O+ + Cl- enquanto NaNH2 é uma base forte em NH3 (similar a NaOH em água); ambos compostos ionizam para dar o cátion é ânion do solvente, respectivamente. Etanol (ou álcool etílico) ioniza assim:
					C2H5OH C2H5OH2+ + C2H5O-
Então, etóxido de Na, NaOC2H5, é uma base forte neste solvente.
TEORIA DE BRØNSTED-LOWRY
A teoria dos sistemas solventes é apropriada para solventes IONIZÁVEIS, mas não aplica a reações ácido-base em solventes não-ionizáveis tal como benzeno, ou dioxano
Em 1923 Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry separadamente descreveram o que se conhece atualmente como a teoria de Brønsted e Lowry. Esta teoria estabelece que um 
ÁCIDO é qualquer substância que pode DOAR UM PRÓTON, e uma 
BASE é qualquer substância que pode ACEITAR UM PRÓTON. 
Assim, podemos escrever a “semi-reação” 
			ÁCIDO = H+ + BASE
O ácido e a base de uma “semi-reação” são chamados de PARES CONJUGADOS. Prótons (H+) livres NÃO EXISTEM em solução, e DEVE EXISTIR um aceitador de prótons (uma base) antes que um DOADOR DE PRÓTONS libere seu próton. Isto é, deve haver umacombinação de duas “semi-reações”. A tabela seguinte mostra algumas reações ácido-base em diferentes solventes. 
TABELA de REAÇÕES ÁCIDO-BASE de BRØNSTED-LOWRY
	Solvente
	Ácido1 +
	Base2 (
	Ácido2 +
	Base1
	NH3(liq)
	HOAc
	NH3
	NH4+
	OAc-
	H2O
	HCl
	H2O
	H3O+
	Cl-
	H2O
	NH4+
	H2O
	H3O+
	NH3
	H2O
	H2O
	OAc-
	HOAc
	OH-
	H2O
	HCO3-
	C2H5OH
	H2O
	CO32-
	C2H5OH
	NH4+
	C2H5O-
	C2H5OH
	NH3
	C6H6
	H picrato 
(ác. pícrico)
	C6H5NH2 
(anilina)
	C6H5NH3+
	Picrato-
No primeiro exemplo, o OAc- é a base conjugada do HOAc e NH4+ é o ácido conjugado da NH3. Os 4 primeiros exemplos representam a ionização de um ácido ou uma base em um solvente, enquanto os outros representam uma reação de neutralização entre um ácido e uma base no solvente. Fica evidente da definição dada anteriormente que uma substância não pode atuar como um ácido a menos que uma base esteja presente para aceitar os prótons. Deste modo, ácidos sofrerão completa ou parcial ionização em solventes básicos como H2O, NH3 líquida, ou etanol, dependendo da basicidade do solvente e da força de ácido. Mas em solventes neutros ou “inertes”, a ionização é insignificante. No entanto, ionização no solvente não é um pré-requisito para uma reação ácido-base, como no último exemplo onde ácido pícrico reage com anilina.
Nesta teoria:
Soluções aquosas são permitidas
Bases além dos hidróxido são permitidas; e
Só ácidos protogênicos são permitidos
TEORIA DE LEWIS
Também em 1923, Gilbert Newton Lewis introduziu a teoria eletrônica de ácidos e bases. Na teoria de Lewis, 
ácido é uma substância que pode ACEITAR UM PAR DE ELÉTRONS e 
base é uma substância que pode DOAR UM PAR DE ELÉTRONS. Esta última freqüentemente contém um OXIGÊNIO OU NITROGÊNIO como doador de elétrons. Assim, SUBSTÂNCIA QUE NÃO CONTÊM HIDROGÊNIO são incluídas como ácidos. Exemplos de reações ácido-base na teoria de Lewis são como segue:
		H+ (solvatado) + :NH3 ( H:NH3+ (NH4+)
	 AlCl3 + :O – R2 ( Cl3Al:OR2 (AlCl3 é um ÁCIDO e o éter uma BASE)
		H
			O: + H+ ( H2O:H+ (H3O+)
		H
		H+ + :OH- ( H:OH (H2O)
DISSOCIAÇÃO DA ÁGUA e ESCALA DE pH
Água pura ioniza ligeiramente, ou experimenta auto-ionização chamada auto-protólise: 
		 	 2 H2O H3O+ + OH-
ou			 H2O ( H+ + OH-
Todos os solventes anfipróticos experimentam as tais reações de autoprotólise.
Na realidade, quando H2O ioniza, UM PRÓTON (H+) é transferido de uma molécula de água para outra, resultando em um íon H+ hidratado e um íon hidroxila (OH-):
		 H2O + H2O H3O+ + OH-
		 ácido1 base2		 ácido2	base1
				 conjugados
				 conjugados
Certamente que este é um quadro simplificado do que realmente acontece, mas enfatiza o fato que um íon H+ em solução aquosa não é UM PRÓTON simples, mas está firmemente ligado a uma molécula de H2O. Isto é, H2O atua como ácido e como base
A extensão com que esta reação ocorre é representada pela expressão 
Keq = 
ou 	Keq = 
Escrita em termos de concentrações, temos
K
x (a
) = K
 N
 a atividade d’água expressa em M, e N
 é a fração molar da água na solução. Em solução diluída, aH2O é ca. 55,6 M, e N
é ca. 1. A 25 ºC
				K
= 1,8 x 10-16, e supondo coeficientes de atividade 1
 K
 = 1,00 x 10-14 = [ H3O+] [OH-] 
Onde Kw se conhece como PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
Definição de pH
Devido às concentrações das soluções serem quase sempre menores que 1 M, logC é quase sempre um número negativo. Como é preferível trabalhar com números positivos entre 1 e 10, a concentração de H+ se exprime geralmente como pH, dado em solução diluída pela relação aproximada
pH = ( log10 [H+]
Assim, uma solução com [H+] = 1,0 x 10-5 M tem pH = 5,0. 
Exemplo 1
		Achar o pH de uma solução cuja [H+] = 3,4 x 10-4
 pH = ( log [H+] = -log (3,4 x 10-4) = – log 3,4 – log 10-4
			= 4 - log 3,4 = 4 – 0,53 
		 pH = 3,47
Exemplo 2
		Achar [H+] de uma solução cujo pH é 5,27
		[H+] = 10-5,27 (6 - 5,27 = 0,73 )
		[H+] = 10 0,73 10( 6
		[H+] = 5,37 x 10-6
pH dA água pura e escala de pH
Já falamos do produto iônico d’água e deduzimos uma expressão para a constante Kw
 K
 = 1,00 x 10-14 = [ H+] [OH-] 
Em água pura, então, as concentrações de H+ e OH- são iguais, já que não existem outras fontes destes íons exceto a dissociação H2O:
								[ H+] = [OH-]
Conseqüentemente, 
				[H+] [H+] = 1,00 x 10-14
ou				[H+] = 1,0 x 10-7 M ( [OH-]
Se um ácido se adiciona a água, podemos calcular a [OH-] se conhecemos a [H+] do ácido.
É muito comum exprimir estas concentrações na forma logarítmica. Assim como definimos pH = -log [H+], podemos definir 
pOH = - log [OH-] 
Então, em água pura 
pH = 7,0 e pOH = 7,0 a 25ºC
	e			pH + pOH = 14 a 25 ºC
	Quando [H+] = [OH-], então a solução se diz ser NEUTRA . Se [H+] > [OH-] então a solução é ÁCIDA. E se [H+] < [OH-], a solução é ALCALINA ou BÁSICA.
As [H+] e [OH-] em H2O pura a 25 ºC são 10-7 M cada uma, e o pH d’água é 7,0.
UM pH = 7,0 é então NEUTRO. Valores de pH maiores que isto são ALCALINOS, e valores de pH menores que isto são ÁCIDOS.
Notar que se [H+] é aumentada acima de 10-7 M, [OH-] é diminuída abaixo de 10-7 M 
Estas diversas condições estão resumidas na TABELA seguinte
	ÁCIDO
	ALCALINO (BÁSICO)
	[H+] > [OH-]
	[OH-] > [H+]
	[H+] > 10-7
	[OH-] > 10-7
	[OH-] < 10-7
	[H+] < 10-7
	pH < 7
	pH > 7
	pOH > 7
	pOH < 7
Note que um pOH 7 também é neutro.
As pessoas sempre têm a idéia que é IMPOSSÍVEL termos um pH NEGATIVO. 
Não há bases teóricas para isso. Um pH negativo apenas quer dizer que [H+] > 1 M!!
ELETRÓLITOS
Palavra usada para descrever uma substância que dissolvida num solvente produz uma solução eletricamente CONDUTORA. A maioria dos solutos estudados são ELETRÓLITOS. Eletrólitos são substâncias que formam ÍONS quando dissolvidos em H2O ou outros solventes, produzindo assim SOLUÇÕES que CONDUZEM a corrente elétrica.
Classificação dos eletrólitos:
ELETRÓLITO FORTE: IONIZA essencialmente em forma COMPLETA em um solvente;
ELETRÓLITO FRACO: Se IONIZA só PARCIALMENTE. Assim, um eletrólito fraco confere uma condutividade menor a um solvente do que um eletrólito FORTE
Condutividade de Soluções
A condutividade se pode determinar usando o aparelho da figura:
	
A corrente que flui através do circuito após a aplicação de uma ddp V é medida por A. A magnitude da Cte fluindo é uma medição da velocidade com a qual os íons na solução se movem para os eletrodos.
Embora H2O pura não seja um bom condutor da corrente elétrica, se faz um condutor consideravelmente melhor quando substâncias tais como H2SO4 ou NaCl se dissolvem nela. Nem todas as substâncias que se dissolvem em H2O, porém, produzem soluções que conduzem a corrente elétrica na mesma extensão. Algumas substâncias formam soluções aquosas que não conduzem a corrente elétrica melhor do que H2O pura, essas substâncias são chamadas NÃO-ELETRÓLITOS. Usando o arranjo da figura, pode-se determinar a capacidade relativa para conduzir a eletricidade de várias soluções.
Em condições experimentais equivalentes, a condutividade d’água é a MENOR OBTIDA PARA SOLUÇÕES AQUOSAS. As soluções restantes caem dentro de TRÊS AMPLAS CLASSES determinadas pelas suas CONDUTIVIDADES RELATIVAS:
1. NÃO ELETRÓLITOS: que possuem uma condutividade similar à d’água (são substâncias moleculares quando puras e se dissolvem como moléculas neutras que NÃO PODEM MIGRAR em um campo elétrico, por isso, não conduzem a corrente elétrica). Exemplos são açúcar e metanol:
CH3OH(l) 		 CH3OH(aq)
					C12H22O11(s)		 C12H22O11(aq)
2. ELETRÓLITOS FRACOS: que apresentam condutividade um pouco maior que a água
3. ELETRÓLITOS FORTES: quese apresentam como a classe com maior condutividade
SUBSTÂNCIAS QUE ORIGINAM SOLUÇÕES CONDUTORAS SÃO CHAMADAS ELETRÓLITOS, e as SOLUÇÕES DENOMINAN-SE SOLUÇÕES ELETROLÍTICAS
Sabemos que muitos metais conduzem a corrente elétrica devido a um fluxo de elétrons que não produz mudança QUÍMICA. Analogamente, a condução em solução se origina do movimento de partículas carregadas. Este movimento equivale ao fluxo de elétrons em um fio. Estas partículas carregadas NÃO SÃO ELÉTRONS, mas sim ÍONS. A passagem de uma corrente elétrica através de uma solução eletrolítica produz uma mudança química, a diferença do que acontece com o movimento de elétrons em um fio.
ELETRÓLITOS FORTES : Quando substâncias que no seu estado puro consistem de uma coleção de íons (compostos iônicos) se dissolvem em H2O, os íons simplesmente SE SEPARAM na solução. No processo de dissolução, moléculas de H2O se agrupam em torno dos íons e amortecem suas cargas, o que leva a forças de atração mais fracas entre os íons dissolvidos. TODOS OS COMPOSTOS IÔNICOS que se dissolvem em H2O são ELETRÓLITOS FORTES. A amostra completa de uma substância iônica que se dissolve existe como ÍONS em solução; NÃO HÁ MOLÉCULAS da substância presentes nessas soluções.
	Alguns compostos covalentes também se dissolvem em H2O dando soluções de eletrólitos fortes o que é um fato interessante já que compostos covalentes NÃO têm íon no estado puro.
	HCl(g) – substância covalente – dissolve facilmente em H2O para dar uma solução que é fortemente condutora. A única explicação possível para isto é que HCl reage com H2O PARA FORMAR ÍONS:
				 HCl(g) + H2O H3O+ + Cl-
IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES
	Os termos FORTE e FRACO geralmente se referem à extensão na qual uma substância está dissociada em seus íons em solução. Um eletrólito forte foi definido como aquele que está completamente dissociado, e um eletrólito fraco como aquele que está só parcialmente dissociado.
	Os termos forte e fraco usam-se de uma maneira um pouco diferente quando se discute as forças relativas de ácidos ou bases em soluções não aquosas. Embora HCl e HClO4 estejam completamente dissociados em solução aquosa, isto se deve meramente ao fato da H2O ser bom aceitador de prótons dando como resultado um EFEITO NIVELADOR DO SOLVENTE. Ácido acético glacial (100 %) é um aceitador de H+ relativamente pobre e não exerce este efeito nivelador. Ambos ácidos são fracos em HAc glacial, mas HClO4 está muito mais dissociado que HCl segundo:
	HCl + CH3COOH ↔ CH3COOH2+ + Cl(		Ka = 1,3 x 10-5
	HClO4 + CH3COOH ↔ CH3COOH2+ + ClO4-		Ka = 5,8 x 10-8
Assim, HClO4 se diz que é um ácido inerentemente mais forte que HCl NESTE SOLVENTE, mesmo que ambos estejam completamente dissociados em H2O. A dissociação de HClO4 é ca. 5000 vezes maior que a do HCl. HAc atua como um solvente diferenciador para estes ácidos no sentido que revela as diferenças inerentes à acidez deles. 
H2O é um solvente NIVELADOR para HCl, HClO4, HNO3 e H2SO4 (na sua primeira ionização) já que nela todos os ácidos estão completamente ionizados e por isso não exibem diferenças quanto a suas forças.
Para fins de classificação matemática, dividiremos ácidos e bases em duas categorias: FORTES, ou completamente ionizados, e FRACOS, ou parcialmente dissociados. Há, é claro, uma gradação contínua desde ácidos completamente ionizados como HCl até ácidos quase completamente não-dissociados como HCN. Um dado ácido (HIO3, por exemplo) pode ser um ácido fraco em soluções concentradas, mas um ácido forte em soluções diluídas. 
	A maioria das substâncias listadas na Tabela abaixo estão completamente dissociadas em solução mais diluída que 1 M. Exceções são HIO3 e Sr(OH)2, Ba(OH)2, e TlOH que estão completamente dissociados em soluções mais diluídas que 0,01 M. Mesmo em soluções muito concentradas a maioria das substâncias não existem como verdadeiras moléculas covalentes, mas preferentemente como pares iônicos: associação de ânions e cátions que estão mais fortemente associados entre si do que seria de esperar, por exemplo 
					Zn2+ + SO42- ↔ Zn2+SO42- (par iônico)
	Notar que só Um dos dois hidrogênios do H2SO4 está completamente dissociado. O íon HSO4( é um ácido fraco com Ka = 10-2 e deve ser tratado como tal.
ÁCIDOS E BASES FORTES
Tabela de Ácidos e Bases Fortes
	ÁCIDOS
	HX 
 H+ + X(
	MOH 
 M+ + OH(
M(OH)2 
 M2+ + 2OH(
	HCl
	LiOH
	HBr
	NaOH
	HI
	KOH
	HClO4
	RbOH
	HNO3
	CsOH
	H2SO4
	Sr(OH)2
	HSCN
	Ba(OH)2
	HIO3
	Ca(OH)2
	
	Mg(OH)2
	
	TlOH
Expressões de equilíbrio não são uma parte nos cálculos envolvidos na ionização de ácidos e bases fortes porque as Constantes de Equilíbrio são indefinidas. Um ácido forte como o HCl se considera estar completamente ionizado em água
			HCl + H2O ( H3O+ + Cl-
A Keq seria
		Ka = 
Esta reação é completa, NÃO EXISTE HCl MOLECULAR ([HCl] = 0) e a Keq torna-se:
		Ka= 
, fazendo a Keq INDETERMINADA
Mesmo que o ácido não estivesse 100% ionizado, a ATIVIDADE (concentração) do HCl molecular seria muito pequena, fazendo a Keq um número correspondentemente grande. Em ambos casos, nunca existe diferença significativa entre a concentração analítica do ácido ou base e a concentração de equilíbrio dos produtos ionizados.
	O cálculo da concentração das espécies presentes em uma solução de um ácido ou base FORTE é, assim, trivial já que conhecendo a concentração analítica do ácido, por exemplo, sabemos imediatamente as concentrações de H+ e do ânion do ácido.
Exemplo 1. Qual o pH de uma solução 0,1 M de HNO3?
Solução:
		[H+] = [NO3(] = 
= 0,1 M 		R : pH = 1
Exemplo 2. Qual o pH de uma solução 0,02 M de KOH?
Solução:
		[OH(] = [K+] = CKOH = 0,02 M e pOH = 1,7 ( R : pH = 14 – 1,7 = 12,3
Método SISTEMÁTICO PARA ÁCIDOS E BASES FORTES
	Para calcular o pH em soluções de ácidos e bases fortes podemos usar o método sistemático.
Ácido Forte
Exemplo 1. 	Achar o pH de uma solução 0,05 M de HCl. Além dos íons produzidos pela ionização da água, temos introduzido H+ e Cl( pela adição de HCl. A primeira relação entre [H+] e [OH-] é a constante de equilíbrio para a ionização d’água,
		 [H+][OH(] = 1,0 X 10-14					1)
a segunda relação é a condição protônica ou balanço protônico, que pode ser obtido a partir do balanço de massa para H+, incluindo a quantidade devida à ionização d’água assim como a quantidade proveniente do HCl:
			[H+] = [OH(] + 0,05					2)
Alternativamente, podemos escrever o balanço de cargas:
			[H+] = [OH(] + [Cl(] 
e usando o balanço de massas para Cl
			[Cl(] = 0,05, para se obter 2)
É muito fácil resolver Eqs. 1) e 2) exatamente, mas é preferível fazer aproximações sempre que possível. Dado que a solução é ácida, [OH(] será menor que 1 x 10(7 M, e, por isso, bastante pequeno comparado a 0,05 em 2). A relação aproximada é então
			[H+] = 0,05	pH = 1,3
que é justamente a resposta desejada. Para verificar se nossa aproximação é correta, usemos a Eq. 1) para calcular [OH-]:
			[OH(] = 2,0 x 10-13 
a qual com certeza é desprezível comparada a 0,05.
Tudo isto pode parecer como querer caçar esquilos com uma espingarda para elefantes, mas é importante que você compreenda a fundo como os balanços de massa e carga trabalham em sistemas simples antes de aplicá-los a sistemas mais complicados.
Base Forte
Exemplo 2. Achar o pH e o pOH em uma solução 1,0 x 10-3 M de Ba(OH)2. Como é de praxe temos o produto iônico d’água
		 [H+][OH(] = 1,0 X 10-14				1)
O balanço de cargas dá
				[H+] + 2[Ba2+] = [OH(]		2)
Notar que Ba2+ tem 2 cargas e por isso cada íon é contado em dobro. O B.M.(Ba) dá
				[Ba2+] = 1,0 x 10-3, 			3)
que pode ser substituído em 2) para se obter a condição protônica:
				[H+] + 2 x 10-3 = [OH(]		4)
Uma forma alternativa de obtermos esta expressãoé através do B.M.(OH): cada mol de H2O que se dissocia dá 1 H+ e 1 OH(; cada mol de Ba(OH)2 dá 2 mol de OH(. A soma destes termos dá a [OH(].
	Devido a que há um excesso de OH(, a solução será básica, [H+] < 10(7 M, e, portanto, a [H+] será desprezível comparada a 2 x 10-3 na Eq. 2).
	A relação aproximada será 
						[OH(] = 2 x 10-3 M		2a)
Substituição de 2a) em 1) dá [H+] = 5,0 x 10-12, que certamente é desprezível comparada a 2 x 10-3.
				 pH = 11,30
				pOH = 2,70
Ácido forte muito diluído
Exemplo 3. Achar o pH de uma solução 1,0 x 10-7 M de HClO4. Como sempre, o equilíbrio d’água dá
				 [H+][OH(] = 1,0 X 10-14			1)
	O B.M.(H), ou a combinação de B.C. com o B.M.(ClO4), dará a condição protônica:
				[H+] = [OH(] + 1,0 x 10-7 			2)
Dado que a solução é tão diluída, a [OH(] não é desprezível comparada a 1,0 x 10-7, e a equação deve ser resolvida exatamente. Em 2), isolar [OH(] e substituí-la em 1) para obter
		[H+]2 – 1,0 x 10-7 [H+] – 1,0 x 10-14 = 0
Resolvendo a equação quadrática:
						[H+] = + 1,62 x 10-7 M
 						pH = 6,79
Para checar, 				 [OH(] = 6,18 x 10-8 = 0,62 x 10-7 M
E substituindo em 2) para ver se é satisfeita
			[H+] = 0,62 x 10-7 + 1,0 x 10-7 = 1,62 x 10-7 M
que concorda exatamente com a raiz positiva da equação quadrática.
Sal de ácido e base forte
Exemplo 4. Achar o pH de uma solução que 0,02 M de Ba(NO3)2 
		O B.M.(Ba) dá
					[Ba2+] = 2,0 x 10-2, 			3)
O B.M.(NO3) dá
					[NO3(] = 2 x 0,02 = 0,04 M	4)
O B.C. da solução é
				[Ba2+] + [H+] = [OH(] + [NO3(]		5)
e quando 3) e 4) são substituídos em 5), obtemos a C.Protônica, que é simplesmente
				[H+] = [OH(]					2)
isto combinado com 1):
				[H+][OH(] = 1,0 X 10-14, para dar
				pH = pOH= 7,00
provando que a solução é NEUTRA. Notar que o cátion de uma base forte e o ânion de um ácido forte são essencialmente inertes e não participam para nada nas reações ácido-base.
ÁCIDOS e BASES FRACOS
	Expressões de equilíbrio são fundamentais para resolver problemas de concentrações envolvendo ácidos e bases fracos:
				HA + H2O ↔ H3O+ + A-
		Ka ( 
	O valor de Ka é pequeno quando as concentrações no numerador são pequenas comparadas a aquelas no denominador. Tal situação existe quando a posição do equilíbrio de ionização está deslocada longe para a esquerda.
	Uma base fraca, B, será tratada em forma similar:
				B + H2O ↔ BH+ + OH-
		Kb = 
ÁCIDOS E BASES POLIPRÓTICOS
Ácidos que podem doar mais do que 1 H+ são chamados ÁCIDOS POLIPRÓTICOS, e BASES que podem aceitar mais de 1 H+ são chamadas BASES POLIEQUIVALENTES. A ionização ocorre em etapas:
Exemplos.:
H3PO4
H2CO3
Os valores numéricos das Kdiss SEMPRE DECRESCEM com cada etapa de dissociação, assim: K1 > K2 > K3.>.Uma explicação simples desta tendência pode ser oferecida em termos das FORÇÃS ELETROSTÁTICAS. A ionização do 2º próton do H3PO4 envolve a remoção de um H+ de um ânion monovalente, H2PO4-. A remoção do 3º próton É MAIS DIFÍCIL porque envolve remoção desde um ÂNION DIVALENTE, HPO42-. A magnitude da diferença entre Kdiss sucessivas para ácidos polipróticos (e bases poliequivalentes) é determinada pela estrutura da molécula ou íon e a NATUREZA DA LIGAÇÃO que segura o H+.
RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb de pares conjugados
	No sistema ácIDO-bASE de BroNSTED-Lowry, quanto mais forte o ácIDO, mais fraca sua BASE conjugada. Já que Ka e Kb são usada para medir a força de ácidos e bases, é útil examinar sua relação quantitativa. Consideremos a base NH3 e seu ácido conjugado NH4+:
			HA 	H+ + A-
			A- + H2O 		HA + OH-
		Ka = 
		Kb = 
				Ka x Kb= 
 
 = [H3O+] [OH-] = KW
Aplicável a qualquer sistema conjugado ácido-base. Vale a pena lembrar esta simples equação, já que encontraremos muitos problemas nos quais o Ka ou Kb necessário NÃO ESTÁ DISPONÍVEL IMEDIATAMENTE e deve ser calculado a partir do valor da constante de dissociação da base ou do ácido conjugado respectivo.
Exemplo. Qual a Kb do NO2-?
Solução: Nas tabelas NÃO APARECE Kb para NO2-, mas sim Ka = 7,1 x 10-4
R; Kb = 1,4 x 10-11
Para ácidos polipróticos (e bases polivalentes) parece natural que o Kb desejado deveria ser calculado do Ka com o mesmo subscrito, i.e.,
						 Kb1 de Ka1, Kb2 do Ka2, etc. 
RESISTA ESTA TENTAÇÃO porque NÃO É CORRETA!!!!!!!!!!!
SE DEVE CONSIDERAR O PAR CONJUGADO ENVOLVIDO:
Exemplo. Kb do PO43-: PO43- + H2O HPO42- + OH- Kb = 
Dado que é o PRIMEIRO PRÓTON adquirido, a Keq é representada por Kb1, cuja Kdiss ácida é Ka3 (ionização do 3º próton), então:
 Ka3 x Kb1 = KW e 
= 
Exemplo. Qual a Kb do HCO3-?
			HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH-
Neste caso temos a adição do 2º PROTON: Kb2; o ácido conjugado é o H2CO3, que está representado por Ka1
R: Kb2 = 2,25 x 10-8
Em resumo para um ácido diprótico:		Ka1 x Kb2 = Kw
							Ka2 x Kb1 = Kw
							
e para um ácido triprótico:				Ka1 x Kb3 = Kw
							Ka2 x Kb2 = Kw
							Ka3 x Kb1 = Kw
A BASE CONJUGADA de um ÁCIDO FRACO é uma BASE FRACA. Consideremos um ácido fraco HA cuja Ka = 10-4. A base CONJUGADA, A(, tem Kb = Kw/Ka = 10-10. Isto é, se HA é um ÁCIDO FRACO, A( é uma BASE FRACA. Se o valor de Ka fosse 10-5, então o valor de Kb seria 10-9. Vemos que, quando HA se torna mais FRACO, A- torna-se uma BASE mais FORTE. Pelo contrário, quanto maior a força do ÁCIDO HA, MENOR a força como base de A(. Porém, se qualquer um deles, A( ou HA, é fraco, também o é seu conjugado. Se HA é forte (HCl), sua base conjugada (Cl) é TÃO FRACA que não é BASE em absoluto.
pH de um ácido fraco
A maioria dos ácidos estão parcialmente dissociados em meio aquoso em concentrações usuais. Estes são chamados ÁCIDOS FRACOS, em contraste aos ÁCIDOS FORTES que estão completamente dissociados. Um ácido que pode perder um só H+ é chamado de ÁCIDO MONOPRÓTICO, e sua dissociação pode ser representada pelo equilíbrio familiar:
						HA ↔ H+ + A-
A expressão da Keq é rigorosamente
					
Ka = 
mas, vamos supor que as atividades são iguais às concentrações, e usaremos a expressão aproximada
					
Ka = 
Apesar de que já termos tratado brevemente o problema do ácido monoprótico fraco quando da discussão da resolução de equações simultâneas (EX 1-1), agora investigaremos mais profundamente este importante tipo de equilíbrio. A Ka para um ácido fraco pode variar dentro de uma faixa muito larga de valores. Em solução aquosa, ácidos com Ka > 1 estão essencialmente dissociados em forma completa em concentrações menores que 0,1 M, e podem ser considerados ácidos fortes. 
Exemplo 1. 	Achar a concentração de todas as espécies em uma solução 0,01 M de HAc, cuja Ka = 1,75 x 10-5. Temos os equilíbrios
			
Ka = 
				(1)
			 KW = [H+] [OH-]				(2)
O B.C. dá diretamente a condição protônica:
			[H+] = [Ac-] + [OH-]			(3)
Devido à concentração analítica do ácido (CHAC) ser 0,01 M e que todo o HAc colocado na solução deva existir como HAc ou Ac-, o B.M.(Ac) será:
B.M.(Ac)		CHAc = [HAc] + [Ac-] = 0,01		(4)
Estas 4 eqs para 4 incógnitas devem ser resolvidas simultaneamente para dar a resposta ao problema. Vamos simplificar o problema fazendo duas aproximações. Já que a solução é ácida, suponhamos que a [OH-] é desprezível comparada a [Ac-] na Eq (3):
			[H+] ( [Ac-] 					(3a)
Além disso, vamos supor (nós podemos não estar certos) que o ácido está só ligeiramente dissociado, e que [Ac-] é desprezível comparada à [HAc] na Eq (4):
			[HAc] ( 0,01
Com estas aproximações, o problema torna-se muito mais simples. É claro que pode não estar correto, e se não estiver, as respostas que obteremos resolvendo as 4 Eqs aproximações (1), (2), (3a), e (4a), não satisfarão as Eqs. exatas (1), (2), (3), e (4). Vamos torcer para que estejamos certos.
			[H+]2 =(1,75 x 10-5)(1.0 x 10-2)
			[H+] = 4,18 x 10-4 M
			pH = 3,38
de (2), 		[OH-] = 2,39 x 10-11 M
de (3)			[Ac-] = 4,18 x 10-4 M
Substituindo estes valores em (4) para checar, achamos que se satisfaz dentro de 4%:
			[HAc] + [Ac-] = 0,01 + 4,18 x 10-4 = 1,04 x 10-2
Se precisássemos de uma resposta mais exata, teríamos que abandonar a aproximação (4a) e usar a Eq exata (4). Isto envolveria resolver uma Eq quadrática, mas ainda viável. 
A aprox (3a) é extremamente boa, já que [OH-] é apenas uma dez-milionésima parte da [Ac-], e, por isso, é bastante desprezível.
Exemplo 2.	Achar a concentração de todas as espécies em uma solução 0,001 M de ÁCIDO SULFANÍLICO, cuja Ka = 5,9 x 10-4. pKa = 3,23 
	-O3S - ( - NH3+ = Ác. Sulfanílico = -RNH3+ 
		( RNH3+ + H2O ↔ H3O+ + (-RNH2 
			Ka x [( RNH3+] = [H3O+] [( RNH2]				(1) 
			KW = [H+] [OH-]						(2)
e o B.C. e os B.M.:
			[H+] = [(RNH2] + [OH(]					(3)
			[( RNH3+] + [(RNH2] = 1 x 10-3 			(4)
Fazendo as mesmas aprox do exemplo 1, obtemos:
			[H+] = [(RNH2] 						(3a)
			[(RNH3+] = 1 x 10-3 					(4a)
Substituindo em (3a) e (4a) em (1), temos
			[H+]2 = (5,9 x 10-4)(1.0 x 10-3)
			[H+] = 7,68 x 10-4 M
de (2), 		[OH(] = 1,22 x 10-11 M
de (3)			[(RNH2] = 7,68 x 10-4 M
Substituindo este resultados no BM. exato (4) para checar, dá:
	[(RNH3+] + [(RNH2] = 10 x 10-4 + 7,68 x 10-4 = 17,68 x 10-4 = 1,77 x10-3
o que está em erro por quase um fator de 2....(% Erro = 76,8 %). Uma de nossas aproximações deve estar errada!!
	Com certeza [OH(] é desprezível comparada com [(RNH2] em (3), e daí que podemos dizer que a 1ª aprox (3a) ainda é boa. A 2ª aprox (4a) deve ser descartada. A aproximação oposta, completa dissociação, dá
		[H+] = [-RNH2] = 1 x 10-3 
e de (1)
		[-RNH3+] = 1,69 x 10-3 > 1 x 10-3 !!!!!
Então, nem ligeira dissociação nem completa dissociação é uma boa aproximação neste problema, e a Eq exata (4) deve ser usada. Note que a Eq (3a) ainda é válida, mesmo que a (4a) não seja.
	Substituindo (3a) e (4) em (1) dá
			[H+]2 = (5,9 x 10-4)(1.0 x 10-3 - [H+])
			[H+] = 5,28 x 10-4 M
de (2), 		[OH-] = 1,90 x 10-11 M
de (3)			[-RNH2] = 5,28 x 10-4 M
de (1)			[-RNH3+] = 1 x 10-3 - 5,28 x 10-4 = 4,722 x 10-4 M
% ERRO = 0%
As seguintes generalizações podem ser feitas:
Se C é pequena comparada com 10-7, ambas [HA] e [A-] são desprezíveis comparados a [H+] e [OH-], e o pH será 7, independente da concentração
Se C é grande comparada com 10-7, [OH-] é geralmente desprezível comparada com [H+]
Se C é pequena comparada com Ka, [HA] é geralmente desprezível comparada com [A-]
Se C é grande comparada com Ka, [A-] é freqüentemente desprezível comparada com [HA]
No entanto, não use estas generalizações a cegas já que nem sempre aplicam. SEMPRE CHEQUE SUAS RESPOSTAS NAS EQS EXATAS PARA TER CERTEZA QUE ELAS ESTÃO CORRETAS.
EQUAÇÃO GERAL PARA UM ÁCIDO FRACO
Supondo Ka, Kw, e C conhecidos, podemos escrever o balanço de massa para A:
	HA		H+ + A( 	
[H+] [A( ] = Ka x [HA]					(1)
[H+] [OH-] = Kw 						(2)
B.M.(A)	[HA] + [A(] = C				(3)
B.C. = C. Pr: [H+] = [A(] + [OH(]			(4)
		[HA] = C - [A(] 				(3a)
Substituindo (3a) em (1):
		[H+] [A( ] = Ka x (C ( [A( ]) 		(5)
Isolando [A( ]:
		[A( ] = 
				(6)
		[OH(] = 
					(2a)
Inserindo [A( ] e [OH(] obtidas em (6) e (2a) em Eq. 		(4):
 [H+] = 
 + 
 (EQUAÇÃO EXATA)		(7)
Para facilitar a representação gráfica desta função, é melhor dar valores a [H+] e calcular C. Resolvendo (7) para C, temos
	C = 1 + 
 [H+] + 
	(equação exata)	(8)
A figura seguinte (Disponível SÓ na fotocópia) mostra o gráfico pH vs. – log C obtido para 3 ácidos comuns: HF, HAc, e HCN 
		pH
					( log C
Notar em primeiro lugar que para concentrações suficientemente pequenas (valores elevados de – log C), o pH é 7,0 independente de C, porque os íons H+ provêm principalmente da dissociação d’água, não do ácido. Para concentrações maiores, a dissociação do ácido contribui com íons H+ e o pH diminui. Se o ácido estivesse completamente dissociado, obteríamos uma curva correspondente a um ácido forte (Fig 3-1 Butler condensado).
HCN, cuja Ka é muito pequena, cessa de contribuir apreciavelmente íons H+ quando sua concentração cai abaixo de ca. 1 x 10-5 M. HAc e HF, com Ka’s maiores, contribuem mais íons H+ para qualquer concentração dada, e não cessam de contribuir até que suas concentrações caem abaixo de 1 x 10-8 M.
APROXIMAÇÕES
A mais óbvia é que para valores suficientemente baixos de C (C < 10-7), a [A( ] é desprezível comparada com a [OH(] na Eq. (4) e (7) e a Eq. (7) passa a ser
			[H+] = 
 e pH = 7,0		(7a)
Outra aproximação alternativa é supor que a concentração suficientemente elevada, C ( 10-6, [OH(] é desprezível comparada com a [A( ] na Eq. (4), então a Eq. (7) passa a ser 
‘		[H+] = 
 
		Ka = 
�� EMBED Equation.3 (aproximada)			(7b)
		[H+]2 + Ka[H+] ( CKa = 0
Eq. (7a) é a que aparece na maioria dos textos usando o expediente de “desprezar a dissociação d’água”. Para HCN, isto é válido quando C > 10-4 M, e para HF e HAc vale para C > 10-6 M.
Duas aproximações são ainda possíveis se desprezamos [A(] ou [HA] na Eq. (3): 
Desprezando [A(] comparada com [HA] equivale a supor ligeira dissociação do ácido, isto é
		 [H+] << C, o que equivale a dizer que (C ( [H+]) ( C na Eq. (7b), o que reduz Eq. (7b) a:
 	 [H+]2 = C Ka ou [H+] =
		(7c)
Para HCN essa Eq. é válida para C > 1 x 10-4
Para HAc essa Eq. é válida para C > 1 x 10-3
Para HF essa Eq. é válida para C > 1 x 10-2
Quando [HA] << [A-] na Eq. 3,
					[H+] = C (aproximada)		(7d)
Quando (7d) aplica, e C ( 1 x 10-7 M, é o mesmo que para um ácido forte:
					[H+] = 
 + C
que aplica para concentrações entre 1 x 10-6 e 1 x 10-8 M.
GUIA DE APROXIMAÇÕES
 C < 1 x 10-7 M 
1.	Observar o valor da concentração: se C < 10-7 ( só [H+] e [OH-] predominam e 
						pH = 7,0
 C > 1 x 10-7 M 
2.	Se C > 10-7, então olhar para o valor de Ka
	Se 				Ka < 1 x 10-7 , então
3.	O ácido HA NUNCA SE DISSOCIA COMPLETAMENTE ( uma aproximação razoável é que a [HA] grande com respeito a [A-] (i.e., [HA] >>[A-]). Tentar. Se não dá certo, RESOLVER A EQ. EXATA.
	
	Se 				Ka > 1 x 10-7 então
4.	Observar o valor de C. COMPARAR C e Ka:
					C < Ka
5.	Se C << Ka, mas grande comparada com 1 x 10-7, completa dissociação poderia ser uma boa aproximação. Tentar. Se não dá certo, resolver a eq. exata.
					C > Ka
6.	( [H+] >> [OH-] COM CERTEZA. Ainda, uma aproximação razoável seria PREDOMINÂNCIA da [HA]: i.e., LIGEIRA DISSOCIAÇÃO. Tentar
Com relação aos exemplos para:
(i)	HAc, C = 1 x 10-2 M, Ka ( 1 x 10-5 ( C >> Ka C/Ka ( 1000
	Então, ligeira dissociação é uma boa aproximação.
ii)	Ácido Sulfanílico, C = 1 x 10-3 M, Ka ( 1 x 10-3 ( C ( Ka C/Ka ( 1 
	Então, nenhuma aprox. é possível.
				RESUMO para um ÁCIDO HA
QUANDO [HA] PREDOMINA						[H+] =
QUANDO [H+], [HA], e [A-] PREDOMINAM (comparáveis)		Ka = 
�� EMBED Equation.3 
QUANDO [H+] e [A-] PREDOMINAM					[H+] = C 
QUANDO [H+], [OH-] e [A-], PREDOMINAM 				[H+] = 
 + C
QUANDO [H+], [OH-], PREDOMINAM					[H+] = 
Exemplo. Achar as concentrações de todas as espécies presentes em uma mistura que é 1x10-2 M em HAc e 1 x 10-4 M em HCl. (comparar com o exercício do HAc 10-2M)
		Ka [HAc] = [H+] [Ac-]			(1)
		Kw =	[H+][OH-]			(2)
B.C.		[H+] = [OH-] + [Ac-] + [Cl-]	(3)
B.M.(Ac) 	[HAc] + [Ac-] = 10-2 		(4)
B.M.(Cl)	[Cl-] = 10-4				(5)
B.Pr.= B.C 						(3)
Desprezando [OH-] em (3), obtemos[H+] = [Ac-] + 10-4		(3a)
[Ac-] = [H+] - 10-4		(3b)
e desprezando [OH-] em (3), tem-se
						[HAc] = 10-2			(4a)
Substituindo em (1):
			1,75 x 10-7 = [H+] ([H+] - 10-4)
ou	[H+]2 - 10-4 [H+] + 1,75 x 10-7 = 0 
		[H+] = 4,71 x 10-4 M
		[Ac-] = (4,71 – 1,0) x 10-4 = 3,71 x 10-4 M
		[HAc] = 10-2 M
		[OH-] = 2,12 x 10-11 M
	HAc 1 x 10-2 M
	 HAc 1 x 10-2 M + HCl 1 x 10-4 M 
	[H+] 4,18 x 10-4
	 4,71 x 10-4 (não é aditiva: (4,18 + 1) 10-4
	[OH-] 2,39 x 10-11
	 2,12 x 10-11
	[Ac-] 4,18 x 10-4
	 3,71 x 10-4
	[HAc] 1 x 10-2
	 1 x 10-2
�
	 
	 
	 
	 
�
	Fundamentos do Equilíbrio Ácido-Base
	PARTE 2
	CONCEITOS DE ÁCIDO, BASE E pH
OBJETIVOS: Descrever o conceito de ácidos e bases. Analisar a concentração dos íons hidrogênio nos líquidos do organismo e a determinação do pH. Descrever os mecanismos de regulação do pH. Definir acidose e alcalose. 
CONCEITOS GERAIS
O metabolismo celular produz ácidos que são lançados, continuamente, nos líquidos intracelular e extracelular e tendem a modificar a concentração dos íons hidrogênio. A manutenção da concentração dos íons hidrogênio dentro da faixa ótima para o metabolismo celular, depende da eliminação do ácido carbônico nos pulmões, da eliminação de íons hidrogênio pelos rins e da ação dos sistemas tampão intra e extracelulares.
O modo como o organismo regula a concentração dos íons hidrogênio (H+) é de fundamental importância para a compreensão e a avaliação das alterações do equilíbrio entre os ácidos e as bases no interior das células, no meio líquido que as cerca (líquido intersticial) e no sangue (líquido intravascular).
CONCEITO DE ÁCIDO E BASE
Os elementos importantes para a função celular estão dissolvidos nos líquidos intra e extracelular. Sob o ponto de vista químico, uma solução é um líquido formado pela mistura de duas ou mais substâncias, homogeneamente dispersas entre sí. A mistura homogênea apresenta as mesmas propriedades em qualquer ponto do seu interior e não existe uma superfície de separação entre os seus componentes. A solução, portanto, consiste de um solvente, o composto principal, e um ou mais solutos. Nos líquidos do organismo a água é o solvente universal; as demais substâncias em solução, constituem os solutos.
Em uma solução, um soluto pode estar no estado ionizado ou no estado não ionizado. Nos líquidos do organismo, os solutos existem em ambas as formas, em um tipo especial de equilíbrio químico.
Quando um soluto está ionizado, os elementos ou radiciais químicos que o compõem, estão dissociados uns dos outros; a porção da substância que existe no estado ionizado é chamada íon. O soro fisiológico, por exemplo, é uma solução de água (solvente) contendo o cloreto de sódio (soluto). Uma parte do cloreto de sódio está no estado dissociado ou ionizado, constituida pelos íons Cl- (cloro) e Na+ (sódio), enquanto uma outra parte está no estado não dissociado, como NaCl (cloreto de sódio); ambas as partes estão em equilíbrio químico.
Existem substâncias, como os ácidos fortes, as bases fortes e os sais, que permanecem em solução, quase completamente no estado ionizado. Outras substâncias, como os ácidos e as bases fracas, ao contrário, permanecem em solução em graus diversos de ionização. A água tem sempre um pequeno número de moléculas no estado ionizado.
Os íons combinam-se entre si conforme a sua carga elétrica. Os cátions são os íons com carga elétrica positiva, como o hidrogênio (H+) e o sódio (Na+). Os ânions são os íons com carga elétrica negativa, como o hidróxido ou hidroxila (OH-) e o cloreto (Cl-). Para ser um ácido, é necessário que a molécula da substância tenha, pelo menos, um hidrogênio ligado ionicamente. O hidrogênio ionizado, simplesmente representa um próton.
Um ácido é uma substância que, em solução, é capaz de doar prótons (H+). Uma base é uma substância que, em solução, é capaz de receber prótons. Em outras palavras, os ácidos são substâncias que, quando em solução, tem capacidade de ceder íons hidrogênio; as bases são substâncias que, quando em solução, tem capacidade de captar íons hidrogênio.
Um ácido forte pode doar muitos íons hidrogênio para a solução, porque uma grande parte das suas moléculas se encontra no estado dissociado (estado iônico). Do mesmo modo, uma base forte pode captar muitos íons hidrogênio de uma solução.
CONCEITO DE pH
A atividade dos íons hidrogênio em uma solução qualquer, depende da quantidade de hidrogênio livre na solução. Para a avaliação do hidrogênio livre nas soluções, usa-se a unidade chamada pH. O termo pH significa potência de hidrogênio e foi criado para simplificar a medida da concentração de íons hidrogênio (H+) na água e nas soluções. A água é a substância padrão usada como referência, para expressar o grau de acidez ou de alcalinidade das demais substâncias. A água se dissocia em pequena quantidade em íons hidrogênio (H+) e hidroxila (OH-).
	
	Figura 2 ilustra a dissociação da água e as diversas formas de expressar a concentração dos íons hidrogênio dissociados. 
A água é considerada um líquido neutro por ser o que menos se dissocia ou ioniza. A quantidade de moléculas dissociadas ou ionizadas na água é muito pequena, em relação ao total de moléculas, bem como são pequenas as quantidades de íons H+ e OH-, em solução. Para cada 1 molécula de água dissociada em H+ e OH-, há 10.000.000 de moléculas não dissociadas. A concentração do H+ na água, portanto, é de 1/10.000.000 ou seja 0,0000001, conforme representado na figura 2.
Para facilitar a comparação dessas pequenas quantidades de íons, foi adotada a fração exponencial, ao invés da fração decimal. Assim, pela fração exponencial o valor de 0,0000001 é expresso como 10-7, chamada "potência sete do hidrogênio", e significa a sua concentração na água. Para evitar a utilização de frações exponenciais negativas, foi criada a denominação pH, que representa o logarítmo negativo, ou seja, o inverso do logarítmo, da atividade do íon hidrogênio. O pH de uma solução, portanto, representa o inverso da sua concentração de íons hidrogênio. Esta forma de representação permite que os valores da atividade do hidrogênio nas soluções, sejam expressos com números positivos.
Como as quantidades dos íons nas soluções se equivalem, a água tem partes iguais do cátion (H+) e do ânion (OH-), ou seja, a concentração de (H+) é de 10-7 e a concentração de (OH-) também é de 10-7. A água, portanto, tem o pH=7. H2O Û H+ (10-7) + OH- (10-7)
A água é considerada uma substância neutra. Isto equivale a dizer que a água não é ácido nem base e serve de comparação para as demais soluções.
Um ácido forte, em solução, libera uma quantidade de íons hidrogênio (H+), muito maior que a água. O seu pH, portanto será inferior ao da água. Ao contrário, uma base forte, por aceitar muitos prótons ou íons hidrogênio da solução, permitirá que apenas uma pequena parte dos íons fique livre, em comparação à água. O pH da base forte, portanto, será superior ao pH da água.
O pH é expresso por uma escala numérica simples que vai de 0 (zero) a 14. O ponto 7 da escala é o ponto de neutralidade e representa o pH da água. As soluções cujo pH está entre 0 e 7 são denominadas ácidas; as que tem o pH entre 7 e 14 são denominadas básicas ou alcalinas.
Quanto maior a concentração de hidrogênio livre em uma solução, tanto mais baixo será o seu pH.
REGULAÇÃO DO pH NO ORGANISMO
Quando se adiciona ácido à água, mesmo em pequenas quantidades, o pH da solução se altera rapidamente. O mesmo fenômeno ocorre com a adição de bases. Pequenas quantidades de ácido ou de base podem produzir grandes alterações do pH da água.
Se adicionarmos ácido ou base ao plasma sanguíneo, veremos que há necessidade de uma quantidade muito maior de um ou de outro, até que se produzam alterações do pH. Isto significa que o plasma dispõe de mecanismos de defesa contra variações bruscas ou significativas do pH.O balanço entre os ácidos e as bases no organismo se caracteriza pela busca permanente do equilíbrio; o plasma resiste às alterações do pH, por meio de pares de substâncias, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, chamadas sistemas "tampão". Os mesmos mecanismos de defesa existem nos líquidos intracelular e intersticial.
	
	Figura 3. Representa os três mecanismos que regulam o equilíbrio ácido-base do organismo. 
Três mecanismos regulam o pH dos líquidos orgânicos, conforme demonstra a figura 3. O mecanismo químico é representado pelos sistemas tampão, capazes de neutralizar ácidos e bases em excesso, dificultando as oscilações do pH. O mecanismo respiratório, de ação rápida, elimina ou retém o dióxido de carbono do sangue, conforme as necessidades, moderando o teor de ácido carbônico. O mecanismo renal é de ação mais lenta e, fundamentalmente, promove a poupança ou a eliminação do íon bicarbonato, conforme as necessidades, para, à semelhança dos demais mecanismos, assegurar a manutenção do pH dentro dos limites normais.
VALORES NORMAIS DO pH
A água é o solvente universal dos líquidos orgânicos; a sua concentração de hidrogênio livre ou ionizado é utilizada como valor de comparação para as demais soluções. O pH normal da água, considerada um líquido neutro é 7. As soluções com pH inferior a 7 são consideradas ácidas e as soluções com pH superior a 7 são consideradas alcalinas.
Os líquidos orgânicos são constituidos de água contendo uma grande quantidade de solutos de diversas características químicas e iônicas. A solução orgânica padrão para a avaliação do pH é o sangue. O pH normal do sangue varia dentro da pequena faixa de 7,35 a 7,45. Em comparação com a água, portanto, o sangue normal tem o pH levemente alcalino. Essa alcalinidade do sangue representa a atividade iônica de numerosas substâncias incluindo-se os sistemas tampão.
O sangue arterial é o padrão habitual para avaliação do pH; seu valor se situa na porção mais alcalina da faixa normal, entre 7,4 e 7,45. O sangue venoso tem maior concentração de hidrogênio livre, recebido do líquido intersticial pelos capilares venosos. Em consequência, o pH do sangue venoso se situa na faixa menos alcalina do pH normal, geralmente entre 7,35 e 7,40.
	
	Figura 4. Representa a faixa do pH normal do sangue e as suas principais alterações. 
As principais alterações do pH do sangue estão representadas na figura 4. Quando o pH do sangue está abaixo de 7,35 existe acidose; se o pH do sangue é superior a 7,45, existe alcalose. Quando a acidose é severa e o pH alcança valores abaixo de 6,85, em geral as funções celulares se alteram de tal forma que sobrevém a morte celular; o distúrbio é irreversível. Do mesmo modo, nas alcaloses severas e persistentes, os valores de pH superiores a 7,95 são incompatíveis com a normalidade da função celular. O distúrbio é irreversível e, em geral, ocorre a morte celular.
pH INTRACELULAR
O interior das células reflete uma realidade metabólica diferente do plasma sanguíneo. A atividade celular gera permanentemente subprodutos ácidos como resultado de numerosas reações químicas. Em consequência, o pH habitual do líquido intracelular é mais baixo que o pH do plasma. O pH intracelular é de aproximadamente 6,9 nas células musculares e pode cair a 6,4 após um exercício extenuante. Nas células dos túbulos renais, o pH é de cerca de 7,3, de acordo com a predominância de substâncias alcalinas, podendo se alterar com as necessidades do organismo. Em geral, as células dos tecidos com maior atividade metabólica tem um pH levemente ácido, em relação ao pH do sangue.
RESUMO DA PARTE 2
O metabolismo celular produz ácidos que tendem a modificar a concentração dos íons hidrogênio nos líquidos do organismo. A manutenção da concentração ideal de íons hidrogênio depende da ação de ácidos e bases existentes nos líquidos, da eliminação de ácido carbônico pelos pulmões e da eliminação de íons hidrogênio pelos rins.
Os ácidos são as substâncias que podem ceder íons hidrogênio para uma solução; bases são as substâncias que podem receber íons hidrogênio em uma solução.
A quantidade de íons hidrogênio livres nas soluções é quantificada pelo pH. Quanto maior a quantidade de íons hidrogênio nas soluções, tanto mais baixo será o seu pH; ao contrário, as soluções com baixa concentração de íons hidrogênio, tem o pH mais elevado. A água é a substância padrão para comparação com as demais substâncias. A dissociação da água é desprezível; apenas uma molécula, em cada 10 milhões, se dissocia. A água é, portanto, uma substância neutra, ou seja não é ácido nem é base. O pH da água é 7; a água ocupa o ponto neutro da escala do pH, que vai de 0 a 14. As soluções com pH inferior ao da água, são consideradas ácidas; as soluções cujo pH é superior a 7, são consideradas bases.
O pH do sangue reflete a atividade iônica de numerosas substâncias e é ligeiramente maior que o pH da água. O sangue normal tem o pH que varia entre 7,35 e 7,45. O sangue normal, portanto, é levemente alcalino, em relação à água.
Quando o pH do sangue está abaixo de 7,35 dizemos que existe acidose; quando o pH do sangue supera o valor de 7,45, dizemos que há alcalose.
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Centro de Estudos de Circulação Extracorpórea
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	Fundamentos do Equilíbrio Ácido-Base
	PARTE 3
	SISTEMAS "BUFFER" OU TAMPÃO
OBJETIVOS: Descrever o sistema de defesa contra as variações importantes do pH dos líquidos do organismo. Analisar a composição, propriedades e mecanismo de ação dos sistemas tampão. Descrever a composição dos principais tampões do organismo. 
CONCEITOS GERAIS
O organismo dispões de três importantes mecanismos reguladores do pH, que atuam em sincronia, com a finalidade de preservar as condições ótimas para as funções celulares. O mecanismo respiratório, de ação rápida, o mecanismo renal, de ação lenta e o mecanismo químico, de ação imediata, representado por pares de substâncias chamados sistemas "tampão", que podem reagir com ácidos ou com bases em excesso nos líquidos do organismo.
SISTEMAS TAMPÃO
Os tampões, denominação traduzida do original inglês "buffer" (amortecedor), são as substâncias que limitam as variações do pH do sangue e demais líquidos orgânicos, ao se combinarem com os ácidos ou as bases que alcançam aqueles líquidos. As substâncias que constituem os tampões agem aos pares ou, menos comumente, em grupos, constituindo um sistema protetor.
Um sistema tampão é constituído por um ácido fraco e o seu sal, formado com uma base forte. O ácido fraco e o sal do sistema tampão, em condições normais, existem em uma relação constante, que o organismo tende a preservar. Se gotejarmos continuamente ácido clorídrico em água durante um intervalo de 90 minutos, verificamos que o pH da água passa de 7 para 1,84. Se administrarmos proporcionalmente, a mesma quantidade de ácido clorídrico a um cão no mesmo período de tempo, verificamos que o pH do sangue do animal passa de 7,44 para 7,14. A diferença de comportamento diante da mistura com o ácido clorídrico reflete a atuação dos sistemas tampão do plasma do animal, que impedem a variação mais acentuada do pH. 
O sistema tampão do bicarbonato e ácido carbônico corresponde a cerca de 64% do total de tampões. Esse sistema é essencial à regulação do equilíbrio ácido-base, porque o metabolismo celular gera muito ácido como produto final, sob a forma de ácido carbônico.
	Composição do Sistema
	Percentual
	Bicarbonato/Ácido Carbônico
	64%
	Hemoglobina/Oxihemoglobina
	28%
	Proteinas ácidas/Proteinas básicas
	7%
	Fosfato monoácido/Fosfato diácido
	1%
A Tabela da figura 5 (acima) lista os sistemas tampão que existem no sangue (líquido intravascular),nos tecidos (líquido intersticial) e no interior das células (líquido intracelular). 
Quando um ácido se acumula em maior quantidade no organismo, é neutralizado no sangue, no líquido intersticial e no interior das células, em partes aproximadamente iguais, ou seja, 1/3 do ácido é neutralizado no sangue, 1/3 é neutralizado no líquido intersticial e 1/3 no líquido intracelular. O processo intracelular é mais lento e pode demorar cerca de duas horas, para compensar uma alteração.
	
	Figura 6. Composição do principal sistema tampão do organismo. O sistema tampão bicarbonato/ácido carbônico é o mais importante na regulação do pH. O ácido fraco do sistema é o ácido carbônico e a base forte é o bicarbonato. A relação constante desse sistema tampão é de 20:1, conforme representado na figura. 
Quando um ácido é adicionado ao sangue, o bicarbonato do tampão prontamente reage com ele; a reação produz um sal, formado com o sódio do bicarbonato e ácido carbônico. Essa reação diminui a quantidade de bases e altera a relação entre o bicarbonato e o ácido carbônico. O ácido carbônico produzido pela reação do bicarbonato do tampão, se dissocia em CO2 e água; o CO2 é eliminado nos pulmões, recompondo a relação de 20:1 do sistema protetor.
Quando uma base invade o organismo, o ácido carbônico prontamente reage com ela, produzindo bicarbonato e água. O ácido carbônico diminui. Os rins aumentam a eliminação de bicarbonato ao invés do íon hidrogênio, reduzindo a quantidade de bicarbonato no organismo, para preservar a relação do sistema tampão.
Todos os sistemas tampão do organismo atuam da mesma forma que o sistema bicarbonato/ácido carbônico. O sistema neutraliza o excesso de ácidos ou de bases e em seguida o organismo tenta recompor a relação normal do tampão. O princípio fundamental da regulação do equilíbrio ácido-base é a manutenção da relação constante entre o numerador e o denominador do sistema tampão.
O bicarbonato total disponível no organismo é de aproximadamente 1.000 mEq, dos quais cerca de 450 mEq. estão imediatamente disponíveis, distribuidos em 15 litros de líquido extracelular, sendo 3 litros de plasma e 12 litros de líquido intersticial.
Nas alcaloses o organismo tolera a redução dos íons hidrogênio em cerca da metade do seu valor normal, até alcançar o pH incompatível com a vida celular.
Nas acidoses, o organismo tolera a elevação dos íons hidrogênio 3 vezes acima do normal, até alcançar o pH incompatível com a vida.
INTEGRAÇÃO DA DEFESA CONTRA VARIAÇÕES DO pH
Os sistemas de defesa que mantém o pH dos líquidos orgânicos dentro de uma faixa estreita, atuam perfeitamente integrados em suas funções.
Todos os líquidos do organismo possuem sistemas tampão, para impedir alterações significativas da concentração dos íon hidrogênio ou, em outras palavras, do pH. Se a concentração do íon hidrogênio aumenta ou diminui significativamente, o centro respiratório é imediatamente estimulado, para alterar a frequência respiratória e modificar a eliminação do dióxido de carbono. As variações da eliminação do dióxido de carbono, tendem a retornar o pH aos seus valores normais. Quando o pH se afasta da faixa normal, os rins eliminam urina ácida ou alcalina, contribuindo para o retorno da concentração dos íons hidrogênio aos valores normais.
O TAMPÃO BICARBONATO/ÁCIDO CARBÔNICO
O sistema tampão constituido pelo bicarbonato e pelo ácido carbônico tem características especiais nos líquidos do organismo. O ácido carbônico é um ácido bastante fraco e a sua dissociação em íons hidrogênio e íons bicarbonato é mínima, em comparação com outros ácidos. Em cada 1.000 moléculas de ácido carbônico, cerca de 999 estão em equilíbrio sob a forma de dióxido de carbono (CO2) e água (H2O), do que resulta uma alta concentração de dióxido de carbono dissolvido e uma baixa concentração de ácido.
O sistema tampão do bicarbonato/ácido carbônico é muito poderoso porque os seus componentes podem ser facilmente regulados. A concentração do dióxido de carbono é regulada pela eliminação respiratória e a concentração do bicarbonato é regulada pela eliminação renal.
OUTROS SISTEMAS TAMPÃO
Além do principal sistema tampão, o bicarbonato/ácido carbônico, outros sistemas são importantes na manutenção do equilíbrio ácido-base. No líquido intracelular, cuja concentração de sódio é baixa, o tampão do ácido carbônico consiste principalmente de bicarbonato de potássio e de magnésio.
O sistema tampão fosfato, formado pelo fosfato de sódio e ácido fosfórico é eficaz no plasma, no líquido intracelular e nos túbulos renais onde se concentra em grande quantidade.
O sistema tampão das proteinas é muito eficaz no interior das células, onde é o sistema mais abundante.
O tampão hemoglobina é exclusivo das hemácias; colabora com a função de transporte do CO2 e com o tampão bicarbonato.
Os sistemas tampão não são independentes entre sí, mas cooperativos. Qualquer condição que modifique um dos sistemas também influirá no equilíbrio dos demais; na realidade, os sistemas tampão auxiliam-se uns aos outros.
RESUMO DA PARTE 3 
O organismo dispõe de três mecanismos reguladores do pH, que funcionam em sincronia, para preservar as condições ótimas para o metabolismo celular: o mecanismo respiratório, de ação rápida, que elimina o dióxido de carbono, reduzindo a quantidade de ácido carbônico; o mecanismo renal, de ação lenta, que elimina ou economiza íons hidrogênio e bicarbonato e o mecanismo químico, de ação imediata, constituído pelos sistemas tampão, que neutralizam ácidos ou bases que se acumulam no organismo.
O sistema tampão bicarbonato/ácido carbônico é o mais importante e corresponde a 64% do poder tamponante do plasma.
A principal característica do sistema tampão é a relação constante que deve existir entre o sal (numerador) e o ácido (denominador) do sistema.
Quando um ácido é produzido no organismo, o sal do sistema tampão reage com o mesmo, produzindo um novo sal de sódio e ácido carbônico ou dióxido de carbono e água. O dióxido de carbono em excesso é eliminado pelos pulmões.
Quando uma base é produzida no organismo, o ácido do sistema tampão reage com a mesma, produzindo bicarbonato de sódio e água. O bicarbonato em excesso é eliminado pelos rins.
O princípio fundamental da regulação do equilíbrio ácido-base é a manutenção da relação constante entre o sal e o ácido do sistema tampão. O organismo tenta preservar a relação, para manter sempre disponível o seu sistema de defesa.
Além do sistema bicarbonato/ácido carbônico, existem os sistemas tampão fosfato, da hemoglobina e das proteinas. 
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Centro de Estudos de Circulação Extracorpórea
Perfusion Line
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	Fundamentos do Equilíbrio Ácido-Base
	PARTE 4
	REGULAÇÃO RESPIRATÓRIA DO pH
OBJETIVOS: Descrever a ventilação pulmonar, a produção e o transporte de dióxido de carbono para os alvéolos pulmonares. Analisar a pressão parcial do dióxido de carbono e a eliminação pulmonar na regulação do pH do sangue. Descrever o mecanismo de ação do centro respiratório. 
CONCEITOS GERAIS
Os principais mecanismos reguladores do equilíbrio ácido-base do organismo são os sistemas tampão, a regulação respiratória e a regulação renal. Esses mecanismos atuam em conjunto e, em circunstâncias normais, mantém inalterada a concentração de íons hidrogênio dos líquidos orgânicos, assegurando as condições ideais para a função celular. A alimentação e a atividade física produzem desvios do pH que são prontamente compensados, quando as funções respiratória e renal são adequadas.
Em determinados estados patológicos ou em certas alterações pulmonares ou renais, a produção de ácidos ou a retenção de bases no organismo, podem ser tão intensos que os mecanismos de compensaçãotornam-se incapazes de manter o equilíbrio adequado. Nessas condições, o sistema regulador colapsa e o pH dos líquidos orgânicos se altera; as funções celulares deterioram e quando a condição persiste, em geral, ocorre a morte do indivíduo.
Os sistemas tampão e os mecanismos respiratórios são os principais reguladores do pH dos líquidos do organismo diante de alterações bruscas do equilíbrio entre os ácidos e as bases.
VENTILAÇÃO PULMONAR
O pulmão humano possui cerca de 300 milhões de alvéolos, que equivalem a uma superfície de aproximadamente 70 metros quadrados, destinada a trocar gases com o ar atmosférico. A função respiratória se processa mediante três atividades distintas, mas interrelacionadas e coordenadas:
ventilação, que consiste no processo através do qual o ar atmosférico alcança os alvéolos, para as trocas gasosas; 
perfusão, que consiste no processo pelo qual o sangue venoso alcança os capilares dos alvéolos, para as trocas gasosas; 
difusão, o processo pelo qual o oxigênio da mistura gasosa alveolar passa para o sangue, ao mesmo tempo em que o dióxido de carbono (CO2) contido no sangue passa para o gas dos alvéolos.
O sistema respiratório pode ser representado simplificadamente, por uma membrana com enorme superfície em que, de um lado existe o ar atmosférico e do outro lado o sangue venoso. Através desta membrana, ocorrem as trocas gasosas. A enorme superfície disponível para as trocas gasosas permite que em um minuto o organismo possa eliminar até 200 mL de dióxido de carbono (CO2). Por esta grande capacidade de eliminar o CO2 do sangue, o pulmão é o mais importante regulador do equilíbrio ácido-básico do organismo. O mecanismo regulador respiratório pode manter o pH na faixa normal, variando a quantidade de dióxido de carbono eliminada nos alvéolos.
PRODUÇÃO DO DIÓXIDO DE CARBONO (CO2)
	
	Figura 7. Representa o dióxido de carbono produzido pelo metabolismo, a sua pequena dissociação em íons e o equilíbrio sob a forma de CO2 dissolvido e água. 
As etapas terminais do metabolismo celular consistem na combustão da glicose e de outros metabólitos, com liberação de energia química e produção de dióxido de carbono e água. O dióxido de carbono formado no organismo difunde-se para os líquidos intersticiais e destes para o sangue. O dióxido de carbono (CO2) combina-se com a água (H2O), para formar o ácido carbônico (H2CO3); uma pequena parte se dissocia nos íons bicarbonato (HCO3-) e hidrogênio (H+), conforme esquematizado na figura 7. A maior parte do ácido carbônico existe no sangue como CO2 dissolvido e água, em equilíbrio.
O dióxido de carbono é transportado pelo sangue venoso para os capilares pulmonares, sob três formas:
Gás dissolvido - Cerca de 5% do CO2 é transportado simplesmente dissolvido na água do plasma. 
Íon bicarbonato - Cerca de 75% do total de CO2 é transportado sob a forma de íon bicarbonato, produto da reação com a água das hemácias, catalizada pela enzima anidrase carbônica, que torna a reação 5.000 vezes mais rápida. O íon hidrogênio resultante da reação é captado pela hemoglobina (sistema tampão das hemácias). 
Combinado à hemoglobina - Os restantes 25% do CO2 ligam-se à hemoglobina em local diferente do que se liga o oxigênio, mediante uma ligação química facilmente reversível, para transporte pelo sangue (carbamino hemoglobina). 
ELIMINAÇÃO DO DIÓXIDO DE CARBONO
	
	Figura 8. Representa a eliminação do CO2, muito volátil, ao nível da membrana alvéolo-capilar. 
A produção díária de dióxido de carbono é elevada e depende da atividade metabólica dos indivíduos. O índice metabólico é o fator determinante da produção do CO2 e, portanto, da sua eliminação pelos pulmões.
Os gases tem um comportamento especial quando estão em solução. A quantidade de gás existente em uma solução é medida pela sua pressão parcial, ou seja, a pressão ou a tensão exercida pelo gás na solução, independente da presença de outros gases. A pressão parcial é proporcional à quantidade de gás existente na solução. Por essa razão, a quantidade de CO2 existente no sangue é medida pela sua pressão parcial. A pressão parcial do dióxido de carbono é representada pelo símbolo PCO2. 
Nos capilares alveolares, o dióxido de carbono do sangue venoso se difunde para o gas dos alvéolos. A difusão do CO2 para os alvéolos é comandada pela diferença de pressão parcial (PCO2) entre o sangue venoso e o gas alveolar; esta difusão rápidamente equilibra a pCO2 do sangue com a PCO2 do gas dos alvéolos pulmonares. A eliminação do CO2, reduz a quantidade de ácido carbônico, conforme representado na figura 8. A redução do CO2 do sangue, elimina ácido e eleva o pH.
O aumento da quantidade de dióxido de carbono no sangue, altera o pH para o lado ácido; a redução da quantidade (ou da tensão parcial) do dióxido de carbono no sangue, altera o pH para o lado alcalino. É com base nessa relação que o sistema respiratório modifica o pH.
MECANISMO DA AUTO-REGULAÇÃO DO pH
	
	Figura 9. Mecanismo de regulação respiratória do pH, através da variação da eliminação do CO2. 
A concentração de íons hidrogênio do sangue ou, em outras palavras, o pH do sangue, modifica a ventilação alveolar, através do centro respiratório. Esta estrutura do sistema nervoso central se comporta como um "sensor" do pH do sangue. Quando a concentração de íons hidrogênio do sangue está elevada (pH baixo) o centro respiratório aumenta a frequência dos estímulos respiratórios, produzindo taquipneia. Com o aumento da frequência respiratória, aumenta a eliminação do CO2 do sangue; a redução dos níveis sanguíneos do CO2 eleva o pH. A concentração de H+ no sangue é permanentemente acompanhada pelo centro respiratório, que regula seus estímulos de acordo com ela, conforme demonstra o diagrama da figura 9. Ao contrário, quando a concentração de íons hidrogênio (H+) está baixa (pH elevado), o centro respiratório diminui a frequência dos estímulos à respiração e ocorre bradipneia, que reduz a eliminação do CO2 tentando corrigir o pH do sangue.
Na realidade, a regulação respiratória do pH, por estímulos do centro respiratório, não normaliza o pH do sangue, porque, à medida que a concentração do íon hidrogênio se aproxima do normal, o estímulo que modifica a atividade respiratória vai desaparecendo. Apesar disso, a compensação respiratória é extremamente eficaz para impedir grandes oscilações do pH. 
RESUMO DA PARTE 4
A função respiratória se processa mediante três mecanismos interligados: a ventilação pulmonar, através da qual o ar atmosférico alcança os alvéolos; a perfusão pulmonar, através da qual o sangue venoso alcança os capilares alveolares para as trocas gasosas e a difusão pulmonar, através da qual o dióxido de carbono do sangue é eliminado para os alvéolos e o oxigênio do ar inspirado é captado pelo sangue venoso.
O dióxido de carbono (CO2) é o produto final do metabolismo aeróbico. O CO2 alcança o líquido extracelular e o sangue para eliminação nos alvéolos. A quantidade de CO2 é expressa pela sua pressão parcial, representada pela sigla PCO2. Como a PCO2 do sangue venoso é maior que a PCO2 do gas alveolar, o CO2 se difunde do sangue para os alvéolos.
Quando o CO2 deixa o sangue, diminui a quantidade de ácido carbônico e em consequência o pH tende a se elevar. Se, ao contrário, a eliminação do CO2 for reduzida, haverá acúmulo de ácido carbônico no sangue, com consequente redução do pH.
A concentração do íon hidrogênio no sangue ou, em outras palavras, o pH do sangue, modifica a ventilação pulmonar, através de estímulos do centro respiratório.
Quando o pH do sangue está baixo (acidose), o centro respiratório aumenta a frequência respiratória e, desse modo, acentua a eliminação do CO2.
Quando o pH do sangue está elevado (alcalose), o centro respiratório diminui a frequência respiratória e, desse modo, acumula CO2 no sangue, reduzindo a sua eliminação.
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