2 - Sistemas tampões fisiológicos.ppt

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Universidade de Mogi das Cruzes
Bioquímica 
Profa. Viviana Paes
2017
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No ensino médio você aprendeu que...
... Função química constitui um conjunto de substâncias dotadas de propriedades químicas semelhantes.
... O cátion H+ (ou próton) é responsável pelas propriedades dos ácidos, e o íon OH- é responsável pelas propriedades das bases.
... Ácido é toda substância que em solução aquosa libera como cátion o íon hidrogênio (H+). Mas essa definição só serve para ácidos fortes como o ácido clorídrico e sulfúrico.
 H2O 
 Ex.: HCl H+ + Cl- 
... Base é toda substância que em solução aquosa se dissocia liberando ânion hidróxido (OH-). Mas essa definição só serve para bases fortes como hidróxido de sódio e potássio 
 H2O
 Ex.: NaOH Na+ + OH- 
Conceitos propostos por Arrheneus
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Na faculdade...
... Um ácido é um doador de próton (H+) e a base é o aceptor de próton. Essa definição de Bronsted-Lowry para ácidos e bases é mais eficiente para a compreensão das propriedades ácido-base das células nos tecidos e fluidos do nosso corpo. 
NH4+ NH3 + H+
ácido
base
próton
 Generalizando, a equação de ionização (afinal forma-se íons) de um ácido:
			 HA  A + H+
 O íon (Cl-, HSO4-, etc), ou a molécula (NH3, etc), resulta desta ionização e é denominado base conjugada do ácido, já que pode receber um próton, convertendo-se novamente no ácido conjugado respectivo.
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Ácido forte: ionizam-se totalmente quando em soluções diluídas. 		Ex: HCl, H2SO4, HNO3, etc.
Ácido fraco: ionizam-se muito pouco quando em soluções diluídas. 
	Ex: H2CO3, HCN, etc. 
Os ácidos fracos são caracterizados por sua constante de ionização.
O ácido fraco HA ioniza-se, porém não por completo, produzindo as espécies A e H+ que, juntamente com parte não dissociada, HA, compondo o equilíbrio químico. A constante de equilíbrio químico desta ionização é: 
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Equação: HA  H+ + A
		Constante de equilíbrio:
A constante de equilíbrio é geralmente chamada de constante de ionização, representada por Ka.
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 As constantes de dissociação são padronizadas, por exemplo:
 Ka do íon amônio = 5,6 x 10-10 
 Ka do ácido ácetico = 1,8 x 10-5
 Quanto maior a Ka, mais forte será o ácido. Neste caso, o íon amônio é muito mais fraco do que o ácido acético.
Quando adicionamos ácido ou base em uma solução aquosa, essa solução se torna uma solução ácida ou básica e o que determina se essa solução será ácida ou básica (ou alcalina) é a quantidade (concentração) de prótons (H+) livres versus a concentração de OH- nessa solução.
 Quando medimos a concentração de H+ de uma solução estamos determinando o pH (potencial hidrogeniônico) da solução, ou seja, o pH de uma solução nos indica se esta é uma solução ácida ou uma solução básica (alcalina), a partir da concentração de H+.
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 SOLUÇÕES ÁCIDAS TÊM MAIS PRÓTONS DO QUE OS PRODUZIDOS PELA DISSOCIAÇÃO NA ÁGUA. DA MESMA FORMA, SOLUÇÕES ALCALINAS TEM MENOS PRÓTONS (E MAIS ÍONS HIDROXILAS) DO QUE SÃO PRODUZIDOS PELA DISSOCIAÇÃO NA ÁGUA. 
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Potencial hidrogeniônico (pH)
 A [H+] de uma solução é quantificada em unidades de pH
 O pH é definido como o logarítmo negativo da [H+] 
 pH = -log [H+]
 A escala de pH varia de 1 até 14, uma vez que qualquer [H+] está compreendida na faixa de 10-1 a 10-14.
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 pH ou pOH: é uma unidade de medida de quanto ácida, ou quanto básica, uma determinada solução está. 
 Esta determinação é feita através da quantificação da [H+] versus [OH-].
Em solução: pH
		quando [H+] = [OH-]  Neutro
		quando [H+] > [OH-]  Ácido 
		quando [H+] < [OH-]  Básico
		pH  potencial hidrogeniônico
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A escala de pH baseia-se no logaritmo negativo da concentração de íons hidrogênio (-log [H+ ] ) (em que o que está entre colchetes quer dizer “concentração de”). O pH 7 significa que a [H+ ] é 10-7 molar. O pH 7 é neutro, possuindo uma mesma concentração de prótons e íons hidroxilas. A acidez indica pH menor a 7, e basicidade indica pH superior a 7. Sendo a escala de pH logarítmica, a diferença de uma unidade de pH significa que há uma diferença de 10 vezes na concentração de prótons. Em termos biológicos, a acidez extrema é encontrada no suco gástrico do estômago, cujo pH é de aproximadamente 2, isto é, o suco gástrico é cerca de 200.000 vezes mais ácido que o sangue que tem pH 7,4.
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Como funciona a equação?
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pH e os sistemas biológicos
Bastam ligeiras alterações do pH em relação ao seu valor normal para ocasionar alterações pronunciadas na bioquímica celular.
 Por essa razão a regulação da concentração de H+ constitui o aspecto mais importante para a vida celular. 
Homeostasia é a constância do meio interno, é o equilíbrio entre a entrada ou produção de íons hidrogênio e a livre remoção desses íons do organismo. 
O organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e, consequentemente o pH sanguíneo, dentro da normalidade, ou seja manter a homeostasia. Estes mecanismos são denominados Sistemas Tampões.
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pH dos líquidos biológicos
O pH do sangue arterial e do líquido intersticial situa-se normalmente entre 7,35 e 7,43. Variações de pH abaixo de 6,8 ou acima de 7,8 são incompatíveis com a vida. 
Com base em mensurações indiretas, verificou-se que o pH intracelular oscila habitualmente entre 6,0 e 7,4 (à 37°C oscila entre 6,8 e 6,9) nas diferentes células, dependendo da taxa metabólica, fluxo sanguíneo e localização do tecido.
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 Líquidos Corporais Extracelular pH
	Sangue arterial 7,40
	Sangue venoso 7,35
	Líquido Intersticial 7,35
	HCl gástrico 0,80	
	Líquido Intracelular 6,0 a 7,4
	Urina 4,5 a 8,0
 
 Corpo Extracelular pH
	Pele 3,8 – 5,0
	Boca 8,0
	Vagina 3,5 – 4,5
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O controle do equilíbrio ácido-básico.
Os elementos-chave do metabolismo são dois gases, o oxigênio e o dióxido de carbono. O oxigênio é utilizado pelo corpo para manter a produção de energia, já o dióxido de carbono (e íons hidrogênio) é gerado pelo metabolismo celular.
O dióxido de carbono gerado pelos tecidos reage com água para formar ácido carbônico, que por sua vez, dissocia-se liberando H+. O metabolismo também produz ácidos fortes como o ácido sulfúrico, e ácidos orgânicos como os ácidos úrico e lático. Todos são fontes de íons hidrogênio no meio extracelular. Apesar da grande variação de gás carbônico e ácidos (por exemplo, durante o exercício físico) a concentração sérica do íon hidrogênio é constante.
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 As mudanças de pH afetam profundamente a ionização de proteínas e, consequentemente, interferindo no seu funcionamento.
 A redução do pH (acidose) diminui o débito cardíaco e a pressão do sangue arterial.
 O aumento do pH (alcalose) leva a constrição de pequenas artérias e pode desencadear arritmias. 
 Mudanças no pH associadas à pressão parcial do dióxido de carbono (pCO2 ) afetam a oxigenação dos tecidos,pois modifica a curva de saturação das hemoglobinas.
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Aumento da [H+]
7,4
Acidose
Alcalose
Queda do pH
Acúmulo de ácidos
Acúmulo de bases
Perda de ácidos
Perda de bases
Diminuição da [H+]
Escala de pH
Aumento do pH
Alterações no pH
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Sistema Tampão
São soluções que atenuam a variação dos valores de pH (ácido ou básico), mantendo-o aproximadamente constante, mesmo com adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases.
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 Os pulmões controlam a troca de dióxido de carbono e oxigênio entre o sangue e a atmosfera externa.
 Os eritrócitos transportam os gases entre os pulmões e os tecidos.
 Osrins controlam a concentração de bicarbonato plasmático e excretam o íon hidrogênio na urina.
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Porque existe um grande fluxo diário de oxigênio, dióxido de carbono e de íon hidrogênio através do corpo humano. O metabolismo gera ácidos fortes tais como o ácido sulfúrico, ácido úrico, lático e outros, todos são fontes de H+ no líquido extracelular. 
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O principal tampão que neutraliza os íons hidrogênios liberados das células é o bicarbonato.
O tampão bicarbonato (ou ácido carbônico) minimiza as alterações de ácidos e bases acrescentados ao sangue.
É formado por: ácido carbônico (H2 CO3), dióxido de carbono (CO2 ), por uma base o íon bicarbonato (HCO- 3 ) e H2O. 
Funciona assim:
Quando sistema está em equilíbrio, o dióxido de carbono (CO2) produzido nos tecidos se difunde através das membranas celulares e se dissolve no plasma.
 O dióxido de carbono se equilibra com H2 CO3 no plasma por uma reação muito lenta, ou seja, concentrações iguais).
 Porém quando acrescentamos ácido ou base, este equilíbrio é quebrado e entra em ação o sistema bicarbonato.
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Quando acrescentamos um ácido (H+ ) ele reage com o bicarbonato, formando ácido carbônico que é quebrado em CO2 e H2O, pela enzima anidrase carbônica . Então a pressão de CO2 aumenta ligeiramente, e o excesso de CO2 é eliminado através dos pulmões:
H+ + HCO3- ↔ H2 CO3 ↔ CO2 + H2O 
Quando acrescentamos uma base (OH- ), ela é neutralizada pelo ácido carbônico/CO2 em água, e a concentração plasmática de bicarbonato aumenta ligeiramente. 
OH- + H2 CO3 ↔ H2O + HCO3-
 Em consequência da redução na concentração de H2 CO3 a reação 
 CO2 + H2O ↔ H2 CO3 é direcionada para a direita, reduzindo a pressão de CO2 (pCO2 )
 
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A depleção de CO2 é compensada por meio de redução da frequência ventilatória e consequente retenção de CO2 no sangue.
 A equação geral do equilíbrio ácido-básico pelo tampão bicarbonato é:
CO2 + H2 O ↔ H2 CO3 ↔ H+ + HCO3- 
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Classificação dos distúrbios ácido-básicos
O conceito dos componentes respiratórios (CO2 ) e metabólicos (bicarbonato) do equilíbrio ácido-básico descrito anteriormente fornece uma chave para a classificação dos distúrbios clínicos do equilíbrio ácido-básico. 
Classificação primária:
Alcalose (redução de H+ no sangue)
 Acidose (acúmulo de H+ no sangue)
Obs: acidemia e alcalemia são termos que descrevem apenas o teor de ácido e base, respectivamente, no sangue. (Acidose e alcalose são processos patológicos que dependem da acidemia e alcalemia)
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Dependendo de sua causa a acidose e alcalose podem ser divididas em:
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