Aula 2 Água, equilíbrio ácido base e sistema tampão

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CENTRO UNIVERSITÁRIO DO DISTRITO FEDERAL
Curso de Enfermagem
Disciplina: Bioquímica Aplicada à Enfermagem
Água, Equilíbrio Ácido-Base e 
Sistema Tampão
2° / 2017
Prof.a: Flávia F. Mulinari
flavia.mulinari@udf.edu.br
Água
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Diferença de eletronegatividade
Água
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 A vida ocorre em solução aquosa;
 Substância mais abundante nos seres vivos;
 Representa mais de 70% do peso corporal humano;
 É o solvente universal;
 Molécula Polar;
 Suas características estão relacionadas com sua estrutura 
química.
Água
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 Água - 70% ou mais nos tecidos biológicos
Por que as biomoléculas polares se dissolvem em água?
Por que o contrário acontece com as moléculas não polares?
Tipos de Interações fracas
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1) Interações de hidrogênio
2) Interações eletrostáticas
3) Interações hidrofóbicas
4) Forças de van der Waals
Interação de Hidrogênio
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 Ocorre devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos 
de hidrogênio (H) e Oxigênio (O);
 O oxigênio é mais eletronegativo (tem mais afinidade por elétrons 
que hidrogênio);
 Cria um dipolo elétrico, formando cargas parciais positivas (H) e 
negativa (O);
 Ocorre formação de interações de hidrogênio por atração 
eletrostática.
Interação de Hidrogênio
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Interação de Hidrogênio entre moléculas de água
Interação de Hidrogênio
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Água Sólida Água líquida Água gasosa
Interação de Hidrogênio
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Interação de hidrogênio entre biomoléculas
Interações Iônicas
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 Os sais são dissolvidos na água por interações iônicas (as cargas 
iônicas são neutralizadas);
 Camada de solvatação – atração eletrostática.
Solubilidade em Água
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É um solvente polar
Grupos 
Polares
Grupos 
Apolares
Compostos 
Hidrofílicos
Glicose
Aspartato
Compostos Hidrofóbicos
Compostos Anfipáticos
Fenilalanina
Compostos Anfipáticos
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 Dissolução de um composto anfipático
 Região Polar (hidrofílica): interage com a água;
Região Apolar (hidrofóbica): tende a evitar contato com a água.
A água se organiza em torno da 
região apolar
Diminuição da entropia
Água
Região 
Polar
Compostos Anfipáticos
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Compostos Anfipáticos
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 Todas as regiões hidrofóbicas (interações hidrofóbicas) se aglomeram no 
centro de uma MICELA, deixando as regiões hidrofílicas em contato com a 
água.
Cabeça – Polar 
Hidrofílica
Cauda – Apolar 
Hidrofóbica
Equilíbrio ácido-base e Sistemas Tamponantes
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Ionização da água
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 Pequena porção de moléculas de água se dissociam em íons 
hidrogênio (H+) e hidroxila (OH-):
 Como todas as reações reversíveis, possui uma constante de 
equilíbrio:
H2O H
+ OH-+
Keq = [Produtos] = [H+] . [OH-]
[H2O][Reagentes]
Ionização da água
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 Para água pura a 25°C (1 litro – líquida), temos:
 pH (potencial hidrogeniônico): utilizado para expressar a 
concentração real de íons hidrogênio em uma solução:
Kw = [H+] [OH-] = 1,0 x 10-14
pH = - log [10-7 ] = 7,0
Escala de pH
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Á
ci
d
o
B
ás
ic
o
 o
u
 A
lc
al
in
o
Neutro
 [H+] x [OH-] é sempre igual a 10-14
 Em pH 7 a [H+] = [OH-] por isso esse 
valor é considerado neutro;
 Em pH < 7 a [H+] é maior que a [OH-] 
 ácidos;
 Em pH > 7 a [OH-] é maior que a [H+] 
 básicos
Conceitos 
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Ácidos: toda e qualquer substância química capaz de doar
prótons (H+).
Ex.: HCl → Cl- + H+
H2SO4 → 2H
+ + SO4
-2
NH4
+ → H+ + NH3
Bases: toda e qualquer substância química capaz de receber
prótons (H+).
Ex.: NaOH → Na+ + OH-
KOH → K+ + OH-
Ácidos e Bases
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 Ácidos e bases fortes se ionizam completamente quando em 
soluções aquosas diluídas, o que não acontece com os ácidos e 
bases fracos;
 Ácidos e Bases fracos são muito comuns nos sistemas biológicos e 
desenvolvem importantes papéis no metabolismo e na sua regulação;
 Um doador de prótons e seu receptor correspondente fazem um par 
ácido-base conjugado.
Ácidos e Bases
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 Ácidos: são substâncias que podem doar prótons:
 Bases: são substâncias que podem receber prótons:
 Os ácidos e bases podem ser fracos ou fortes dependendo do grau 
de dissociação.
HCl + H2O H3O
+ + Cl-
NaOH + H2O H3O
+ + Na+
Ácidos e Bases
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 Ácidos e Bases fracos não dissociam totalmente;
 Ácido acético  dissolvido em água, ocorre uma dissociação parcial, 
estabelecendo um equilíbrio: 
CH3COOH + H2O CH3COO
- + H3O
+
Ácido 
Conjugado 
Base 
Conjugada 
Base 
Conjugada
Ácido 
Conjugado 
Doador de 
Prótons
Aceptor de 
Prótons
Pares Conjugados
Pares Conjugados
Ácidos e Bases
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Equação de Henderson-
Hasselbalch
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pH = pKa + log10 [Base Conjugada A
-]
[Ácido Conjugado HA]
Apresenta um modo conveniente para o estudo do inter-
relacionamento do pH de uma solução, o pKa do ácido fraco e as 
quantidades relativas de ácido conjugado e base conjugada.
Ácidos e Bases
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 Cada ácido tem uma tendência característica para perder o seu 
próton em solução aquosa;
 Quanto mais forte o ácido, maior é sua tendência para perder o seu 
próton;
 Essa tendência de qualquer ácido (HA) para perder seu próton (H+) 
e formar sua base conjugada (A-) é definida como constante de 
ionização ou dissociação (K).
Ácidos e Bases
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 Keq = Ka (constante ácida ou de dissociação):
Como se trata da dissociação de um ácido está constante é chamada 
de “Ka”. E analogamente ao pH, os ácidos apresentam pKa.
Ka = [Produtos] = [CH3COO
-] . [H+]
[CH3COOH][Reagentes]
pKa = - log Ka
Constantes de Dissociação
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Constantes de Dissociação
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Ácido Ka pKa
pKa
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 O pKa de um ácido é o pH no qual o ácido está com a metade da 
dissociação, ou seja [HA] = [A-]. Os pKas são facilmente obtidos por 
curvas de titulação.
Curva de Titulação
pH
Equivalentes de OH-
Curva de titulação do ácido acético. Depois de cada adição de NaOH padrão à solução de ácido acético, o pH da mistura é medido. Este valor é lançado no 
gráfico em função da fração da quantidade de NaOH necessária para neutralizar o ácido acético. Nos retângulos estão as formas predominantes em cada fase. 
No ponto médio as concentrações de doador e aceptor de prótons são iguais.
Curva de Titulação
Comparação de três curva
de titulação dos ácidos
fracos: CH3COOH, H2PO4
- e
NH4
+.
Determinação de pH
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pHmetro Fitas de pH
Sistemas Tampão
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São substâncias que em solução aquosa dão a estas
soluções a propriedade de resistir às variações do seu
pH quando às mesmas são adicionadas quantidades
relativamente pequenas de ácido (H+) ou base (OH-).
Sistemas Tampão
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O poder tamponante do sistema é máximo no ponto médio da região 
tamponante, onde [HA] = [A-] e são encontradas as maiores 
concentrações simultâneas do ácidoe de sua base conjugada, e é 
também o ponto onde pH = pKa.
Sistemas Tampão
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Região de 
TamponamentopH
Equivalentes de OH-
Nessa região há apenas 
uma pequena alteração no 
pH quando adicionados 
H+ ou OH-
Sistemas Tampão
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 Constituído por um ácido fraco e sua base conjugada;
 Função: impedir grandes variações no pH.
Sem tampão
Sem tampão
Com 
tampão
Com tampão
Sistema Tampão
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 Função: Manter a concentração normal de íons hidrogênio (pH) nos 
líquidos corpóreos através de tampões.
Tampões Biológicos
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 Os tampões biológicos são aqueles encontrados nos seres vivos e 
que, nos amimais complexos;
 São capazes de tamponar em torno do pH 7,4 (7,35 a 7,45)
 pH > 7,45 = alcalose metabólica 
 pH < 7,35 = leva a uma acidose
Tampões Biológicos
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Fosfato (citoplasma celular)
H2PO4
- ↔ H+ + HPO4
-2 pKa = 6,8
Grupos Ionizáveis dos aminoácidos
Hemoglobina é rica em histidina
pKa = 6,0
Bicarbonato
pKa = 6,1
Tampões Biológicos
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 O controle de pH ocorre de 2 formas:
 Mecanismos respiratórios: excreção de CO2;
 Mecanismos renais: reabsorvem HCO3
- e secretam H+.
Ácido 
Carbônico
CO2 + H2O H2CO3 H
+ + HCO3
-
Anidrase Carbônica
Dióxido de 
Carbono
Íon 
Carbonato
Tampões Biológicos
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 O controle de pH tem como objetivo manter condições ótimas para 
o metabolismo celular;
 Alteração na concentração de íons altera reação enzimática, 
permeabilidade da membrana e estrutura de proteínas.
 O controle de pH ocorre de 2 formas:
 Mecanismos respiratórios: excreção de CO2;
 Mecanismos renais: reabsorvem HCO3
- e secretam H+.
Tampões Fisiológicos
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 Sistema Tampão HCO3
-/CO2  Ex.: Injeção de HCl
 Suponhamos que o LEC é uma solução de NaHCO3.....
HClNaHCO3 + Na
+ H2CO3+ Cl
- + H2OCO2 +
Ácido Forte Ácido Fraco
Expirados pelos 
pulmões
pH sanguíneo 
volta ao normal
Estimula Hiperventilação
Compensação Respiratória
Tampões Fisiológicos
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Na+ H2CO3+ Cl
- + H2OCO2 +
Na+ + HCO3
- + H+ Cl-+
Reabsorção 
Renal
pH sanguíneo 
volta ao normal
Estimula a Reabsorção
Compensação Renal
E a compensação 
Renal?
Distúrbios Ácido-Base
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[HCO3
-] Básico [CO2] Ácido
[HCO3
-] [CO2]
Se:
ou pH pH alcalino (básico) 
Se:
[HCO3
-] [CO2]ou pH pH ácido
Distúrbios Ácido-Base
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Superprodução
Ingestão
Menor Excreção
Acidose 
Metabólica
[H+]
pH
[HCO3
-]
[CO2]
Acidemia
pH baixo
Alta [H+]
 Distúrbios Metabólicos
Distúrbios Ácido-Base
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Alcalemia
pH alto
Baixa [H+]
Perda de H+
Ganho de HCO3
-
Alcalose
Metabólica [H+]
pH
[HCO3
-]
[CO2]
 Distúrbios Metabólicos
Distúrbios Ácido-Base
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 Distúrbios Respiratórios
Alcalose 
Respiratória
Hipocapia
Perda de CO2
pCO2
pH
Acidose 
Respiratória
Hipercapia
Retenção de CO2
pCO2
pH Hipoventilação
Hiperventilação
Distúrbios Ácido-Base
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 Distúrbios Respiratórios
Alcalose 
Respiratória
Hipocapia
Perda de CO2
pCO2
pH
Acidose 
Respiratória
Hipercapia
Retenção de CO2
pCO2
pH Hipoventilação
Hiperventilação
Tampão Fosfato
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Distúrbios Ácido-Base
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Acidose
Metabólica
[HCO3
-]
Acidose 
Respiratória
pCO2
Alcalose 
Metabólica
[HCO3
-]
Alcalose 
Respiratória
pCO2
Muito Obrigada !!!
flavia.mulinari@udf.edu.br
A mente que se abre a uma nova idéia nunca 
jamais voltará ao seu tamanho original.
Albert Einsten