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* pH e Tampões Prof. Carlos Eduardo * (H+) nos sistemas biológicos Nas células e líquidos biológicos influencia a velocidade das reações químicas, a forma e função das enzimas assim como de outras proteínas celulares e a integridade das células Íon hidrogênio Deve estar em torno de 0,4nM (0,4x10-9M) * Ácidos Conceito de Arrhenius: Ácido é toda substância que em solução aquosa libera como cátion o íon hidrogênio (H+). Ex.: HCl + H2O H3O+ + Cl- Conceito de Brönsted e Lowry: Ácido é um doador de prótons, um substância que pode transferir um próton para outra. * Bases Conceito de Arrhenius: Base é toda substância que em solução aquosa se dissocia liberando ânion oxidrila (OH-). Ex.: NaOH + H2O Na+ + OH- Conceito de Brönsted e Lowry: Base é um receptor de prótons. Ex.: NH3 + H2O NH4+ + OH- * Ácidos e Bases CH3-COOH + H2O CH3-COO - + H3O+ (ácido) (base) O íon acetato é a base conjugada do ácido acético O ácido acético é o ácido conjugado do íon acetato O íon hidrônio é o ácido conjugado da água A água é a base conjugada do íon hidrônio Ácidos aumentam a [H+] de uma solução aquosa e bases a diminuem * Dissociação da água e seus produtos iônicos H2O + H2O OH - + H3O+ A água funciona tanto como ácido quanto como base Lei da ação das massas: K = [ H3O+] [OH -] = [ H3O+] [OH -] [H2O] [H2O] [H2O]2 K.[H2O]2 = Kw = [ H3O+] [OH -] = 10-14 Na água pura a [H+] é igual a [OH-] que é igual a 10-7 * 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+] * Dissociação da água e Escala de pH * Homeostasia é a constância do meio interno pH x homeostasia o organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e, conseqüentemente o pH sangüineo, dentro da normalidade, ou seja manter a homeostasia . pH do Sangue Arterial 7,4 7,0 7,8 Faixa de sobrevida Acidose Alcalose pH normal * 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 * Fontes de H+ decorrentes dos processos metabólicos Powers,S.K. e Howley, E.T., Fisiologia do Exercício, (2000), pg207 Fig11.3 Metabolismo aeróbico da glicose Metabolismo anaeróbico da glicose Ácido Carbônico Ácido Lático Ácido Sulfúrico Ácido Fosfórico Corpos Cetônicos Ácidos H+ Oxidação de Amino ácidos Sulfurados Oxidação incompleta de ácidos graxos Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas * pH dos Líquidos Corporais Concentração de H+ em mEq/l pH Líquido Extracelular Sangue arterial 4.0 x 10-5 7.40 Sangue venoso 4.5 x 10-5 7.35 Líquido Intersticial 4.5 x 10-5 7.35 Líquido Intracelular 1 x 10-3 a 4 x 10-5 6.0 a 7.4 Urina 3 x 10-2 a 1 x 10-5 4.5 a 8.0 HCl gástrico 160 0.80 * Medidas de pH Eletrométrico Colorimétrico pHmetro Lavar o eletrodo e secar com papel absorvente Padronização feita com soluções de pH abaixo e acima do que vai ser medido Potenciômetro mede [H+] diferença de potencial elétrico entre duas soluções indicadores Indicador-H H+ + Indicador (Cor A) (Cor B) * Indicadores de pH Indicadores de pH são substâncias (corantes) utilizadas para determinar o valor do pH Exemplos Metil-violeta pH 0 2 4 6 8 10 12 A Violeta Tornassol Amarelo Azul incolor Vermelho Violeta Fenolftaleína * Efeito do pH na atividadede diferentes enzimas * O EFEITO DO ÍON COMUM Concentrações no equilíbrio de íons em solução contendo um ácido fraco ou uma base fraca. O que acontece quando CH3COONa é adicionado à solução de CH3COOH? * CH3COONa é um eletrólito forte. Dissocia-se completamente em solução aquosa para formar íons Na+ e CH3COO-. Em comparação, CH3COOH é um eletrólito fraco. * A adição de CH3COO- a partir de CH3COONa faz com que o equilíbrio desloque-se para a esquerda, diminuindo, portanto, a concentração no equilíbrio de H+ (aq). CH3COONa Adição de CH3COO- desloca o equilíbrio, reduzindo [H+]. * EFEITO DO ÍON COMUM A extensão da ionização de um eletrólito fraco é diminuída pela adição à solução de um eletrólito forte no qual há um íon comum com o eletrólito fraco. * Os Sistemas Tampões Um tampão resiste ás variações no pH porque ele contém tanto espécies ácidas para neutralizar os íons OH- quanto espécies básicas para neutralizar os íons H+. * COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO As espécies ácidas e básicas que constituem o tampão não devem consumir umas às outras pela reação de neutralização. Exigência preenchida por um par ÁCIDO-BASE CONJUGADO CH3COOH / CH3COO- NH4+ / NH3 ou * COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO Preparação Mistura de um ácido fraco ou uma base fraca com um sal do ácido ou da base. * * Mecanismos de Ação dos Tampões 1. Adição de ácido CH3-COOH + CH3-COONa + HCl 2CH3-COOH + NaCl CH3-COOH + CH3-COONa 2. Adição de base + NaOH 2CH3-COONa + H2O * Exemplos de Tampões CH3-COOH + CH3-COONa Acetato Bicarbonato H2CO3 + NaHCO3 Fosfato H2PO-4 + NaHPO4 Amônia NH4OH + NH4Cl * CAPACIDADE DE TAMPÃO E pH Características de um tampão: CAPACIDADE pH * CAPACIDADE DE TAMPÃO É a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar a um grau apreciável. Depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito. * pH Depende de Ka para o ácido e das respectivas concentrações relativas de ácido e base que o tampão contém. Quanto maior as quantidades do par ácido-base conjugado, a razão de suas concentrações, e, conseqüentemente, o pH se tornam mais resistentes às mudanças. * EQUAÇÃO DE HENDERSEN-HASSELBALCH Onde, - log [H+] = pH e – log Ka = pKa, temos: * CURVA DE TITULAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO Equação de Henderson-Hasselbach * Sistemas Primários Reguladores do pH Os sistemas químicos de tampões ácido-base dos líquidos corporais; O centro respiratório, que regula a remoção de CO2 do líquido extracelular; Os rins, que agem reabsorvendo o bicarbonato filtrado ou eliminando o H+ pelo sistema tampão fosfato ou na forma de NH4+. * SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO Sistema tampão usado para controlar o pH no sangue. SISTEMA TAMPÃO ÁCIDO CARBÔNICO-BICARBONATO H2CO3 / HCO3- : são um par ácido base conjugado. * SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO Equilíbrios importantes no sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato: CO2: um gás que fornece um mecanismo para o corpo se ajustar aos equilíbrios. A remoção de CO2 por exalação desloca o equilíbrio para a direita, consumindo íons H+. * SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO Para que o tampão tenha pH de 7,4, a razão [base] / [ácido] deve ser igual a um valor de 20. No plasma sangüíneo normal as concentrações de HCO3- e H2CO3 são aproximadamente de 0,024 mol / L e 0,0012 mol /L, respectivamente. O tampão tem alta capacidade para neutralizar ácido adicional, mas apenas uma baixa capacidade para neutralizar base adicional. * CAUSAS DE ACIDOSE METABÓLICA Insuficiência renal Acidose tubular renal (uma forma de malformação renal) Cetoacidose diabética Acidose lática (acúmulo de ácido lático) Substâncias tóxicas como o etileno glicol, o salicilato, o metanol, o paraldeído, a acetazolamida ou o cloreto de amônia Perda de bases (p.ex., bicarbonato) através do trato gastrointestinal, (diarréia, ileostomia ou colostomia) * CAUSAS DE ALCALOSE METABÓLICA sangue alcalino devido a uma concentração anormalmente alta de bicarbonato. Ocorre quando o corpo perde ácido em excesso. Exemplo: Perda de ácido gástrico durante os períodos de vômito prolongado ou quando é realizada a aspiração do suco gástrico com o auxílio de uma sonda gástrica (como é algumas vezes realizado em hospitais, sobretudo após cirurgias abdominais). Em raros casos, a alcalose metabólica ocorre em um indivíduo que ingeriu uma quantidade excessiva de substâncias alcalinas (p.ex., bicarbonato de sódio). Perda excessiva de sódio ou de potássio afeta a capacidade dos rins de controlar o equilíbrio ácido- básico do sangue. * Exercícios Qual é o pH de uma solução tampão preparada com 0,05M de borato de sódio e 0,005M de ácido bórico? pKa do ácido bórico é de 9,24 a 25°C. pH = pKa + log sal/ácido * Exercícios Qual é o pH de uma solução tampão preparada com 0,05M de amônia 0,005M de cloreto de amônia? Kb da amônia e de 1,8 x 10-5 a 25°C. pH = pKw- pKb + log base/sal pKb = - log Kb= 4,74 * Obrigado! * * * *
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