3- BIOQUIMICA- AULA3- PH, PKA E SISTEMA TAMPÃO

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PH, PKA E SISTEMA TAMPÃO
O pH foi definido por Sorensen como o logaritmo 
negativo da concentração do íon hidrogênio 
pH= -log [H+]. Para melhor compreendermos 
essa relação vamos levar em consideração a 
ionização da água:
O Kw é o produto iônico da água à 25º C. Nessa 
situação podemos considerar a condutividade 
elétrica da água como a constante de equilíbrio 
(Keq) que a 25 ºC é 1,8 x 10-16M. 
Considerando para a molécula de água neutra 
que as concentrações de [H+] e [OH-] são iguais. 
Assim, o valor de pH para a água neutra é 
7,0. Como os valores da concentração de [H+] 
são muito pequenos, por convenção ficou 
determinado se calcular pH através de uma 
projeção numérica logarítmica negativa de pH= 
-log [H+]. 
São os ácidos e as bases que alteram o pH. 
Segundo Brönsted, os ácidos são substâncias 
capazes de doar prótons e as bases são 
substâncias capazes de recebe-los. 
Para saber se um ácido é forte ou fraco devemos 
conhecer seu grau de ionização, que é calculado 
pela relação entre o número de moléculas 
ionizadas sobre o número de moléculas 
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dissolvidas. Ou seja, quando mais próximo de 
1, significa dizer que o ácido foi completamente 
dissociado, e, portanto, se configura em um 
ácido forte. Os ácidos fracos possuem um grau 
de ionização abaixo de 5%. 
Os ácidos fracos possuem a capacidade de se 
reassociarem novamente, o que não ocorre com 
o ácido forte. O mesmo conceito vale para as 
bases, mas lembrado que essas moléculas se 
dissociam como íon negativo o ânion hidróxido, 
também chamado de hidroxila. Somente os 
ácidos e bases fracas possuem a capacidade de 
ser reassociar, essa reação respeita um equilíbrio 
químico. 
PKA
pKa é o valor de pH que provoca 50% da 
dissociação do ácido. Ou seja, pKa de um 
grupamento ácido é o pH em que as espécies 
protonadas e não protonadas estão presentes 
em concentrações iguais. Na verdade, é 
também uma representação matemática a fim 
de mensurar a Ka (constante de dissociação 
de um ácido) que é expressa como números 
exponenciais negativos, pKa= -log Ka. Ka é uma 
forma de expressar a força relativa de um ácido 
ou base fracos. 
Logo: Ka= [A].[H3O+]/[HA]
CURVAS DE TITULAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES 
FORTE E FRACOS
A curva de titulação para qualquer ácido fraco 
deverá ser descrita pela equação de Henderson- 
Hasselbach. 
pKa de um grupamento ácido também é definido 
como o pH em que as espécies protonadas e não 
protonadas estão presentes em concentrações 
iguais. Assim podemos observar que quando o 
pH for maior do que o pKa a curva de dissociação 
desse ácido fraco se deslocará para o lado de 
dissociação. Quando pH for menor do que o pKa 
significa dizer que a reação se deslocará para 
a formação do ácido, pois a alta concentração 
de H+ do meio reagirá com a base conjugada. O 
mesmo vale para uma base fraca.
Curvas de titulação
SISTEMA TAMPÃO
É um sistema composto por ácidos ou bases 
fracas e seus conjugados capazes de resistir a 
uma alteração no pH após a adição de base ou 
ácido forte. Do ponto de vista biológico o sistema 
tampão é fundamental para a biologia celular, 
pois muitas reações metabólicas intracelulares 
são acompanhadas pela liberação ou captação 
de prótons.
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Faixa de tamponamento: Todo tampão é 
capaz de impedir as variações acentuadas de 
pH uma unidade seja para cima ou para baixo. 
Ou seja, a faixa de tamponamento impede uma 
variação de 10x a concentração de H+.
Um exemplo de tampão biológico é o nosso 
sangue, onde o pH é mantido entre 7,34-7,45. 
Os principais responsáveis pela manutenção 
desse valor de pH são as proteínas, o tampão 
bicarbonato e o tampão fosfato. As proteínas 
e o tampão fosfato exercem um efeito 
tamponante discreto no plasma, por estarem 
em baixas concentrações. Sua importância de 
tamponamento pode ser mais observada no meio 
intracelular. No caso do tampão bicarbonato, o 
ácido carbônico dissocia-se em bicarbonato e 
H+:
H2CO3 HCO3
- + H+ . O ácido carbônico 
(H2CO3) apresenta uma característica peculiar 
de estar em equilíbrio com o CO2 dissolvido em 
água segundo a reação: 
CO2 + H2O H2CO3. No nosso organismo, 
o CO2 formado pelos tecidos, como produto 
do nosso metabolismo celular, difunde-se para 
o plasma e para o interior das hemácias. Essas 
células possuem uma enzima denominada de 
anidrase carbônica, que transforma o CO2 em 
H2CO3. Assim agora temos a reação:
CO2 + H2O H2CO3 HCO3
- + H+
ANOTAÇÕES
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EXERCÍCIOS
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Conceitue pH
Defina ácido e base segundo Brönsted.
O que são ácidos e bases fortes e fracos ?
Do ponto de vista do tamponamento como funciona 
um sistema contendo um ácido fraco?
Explique o que é constante de dissociação?
Defina pKa e quais os procedimentos para determinar 
seu valor?
Escrever a equação de Henderson-Hasselbach e 
mostrar sua utilidade na avaliação de um sistema-
tampão. 
Defina sistema tampão e cite exemplo de sistema 
tampão biológico.
Quais fatores podem influenciar a eficiência de um 
sistema tampão.
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ANOTAÇÕES
Considerando os valores de referência ao lado, 
interprete a gasometria.
pH= 7,26 
PCO2= 56 
PO2= 90 
HCO3- =24 
BE= -4
V.R.:
pH: 7,35 a 7,45
PaCO2: 35 a 45 mmHg
PaO2: 80 a 100 mmHg
HCO3: 22 a 28 mEq/L
B.E.: -2 a +2
O Resultado dessa gasometria encontra-se a 
alternativa abaixo:
a) Alcalose metabólica
b) Acidose metabólica
c) Acidose respiratória
d) Alcalose respiratória
e) Exame normal
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GABARITO DJOW
PH, PKA E SISTEMA TAMPÃO
1- O termo pH foi introduzido por Sörensen no ano de 1909 que 
definiu pH como o logaritmo negativo da concentração do íon 
hidrogênio.
pH= -log [H+] .
Por exemplo para uma solução de água pura a 25º C, a 
concentração de H+ e 10-7. Assim: pH= -log [10-7]= - (-7)= 7,0.
2- Ácidos são substâncias capazes de doar prótons e as bases 
são substâncias capazes de recebe-los. 
3- Ácidos e bases fortes possuem a características de se 
ionizarem completamente em solução de temperatura e pressão 
constantes. Nessas condições, a concentração de um ácido forte 
será igual `a concentração de íons hidrônio H3O
+. As bases por 
sua vez se dissociam quase que completamente, liberando íons 
hidroxilas (OH-) em solução. 
Os ácidos e bases fracos por sua vez, dissociam-se apenas de 
maneira parcial nas soluções. Do ponto de vista bioquímico 
os ácidos fracos e bases fracas e seus conjugados respectivos 
representam um interesse particular, principalmente pela sua 
capacidade de tamponamento. Um ácido fraco se dissocia nos 
íons hidrônio H3O
+ e sua base conjugada. 
4- Levando em consideração um sistema tampão hipotético 
formado pelo ácido HA e sua base conjugada A (HA A + 
H+). Essa reação química reage `a adição de um ácido forte, 
ou seja, adição de prótons, já que o ácido forte se dissocia 
completamente. Quando se adiciona o H+ ao equilíbrio formado 
pelo ácido fraco e sua base conjugada, o sistema reage por 
intermédio da base conjugada (A), que se associa a prótons, 
transformando-se no ácido HA. 
Vale aqui ressaltar que a curva de dissociação de um ácido fraco, 
por exemplo, respeita um equilíbrio químico, regido por uma 
constante de quilíbrio (Keq) e, por isso, nem todos os prótons 
adicionados associam-se `a base conjugada. Se isso de fato 
ocorresse, o número de prótons em solução seria o mesmo que 
antes da adição, a concentração de A seria menor (pois está 
reagindo com o H+ extra) e a concentração de HA será maior. 
Para esses novos valores o valor da constante de equilíbrio seria 
diminuído, o que é um absurdo.
5- Os eletrólitos fracos (ácidos ou bases) se dissociam apenas 
discretamente em solução, e assim devemos calcular a 
constante de dissociação para estimar a concertação do H+ ou 
a OH- produzida por uma determinada molaridade de um ácido 
(base) fraco antes de calcular a [H+] total (ou [OH-] total) e 
consequentemente opH. 
Para a equação HA A + H+
Keq= [A] [H+]
 [HA]
Por isso que ao adicionar ácidos ou bases nesse sistema, a 
reação respeitará esse equilíbrio químico. 
Exemplo (o mesmo citado na questão 4): Adicionar um ácido forte 
na solução. Por ser forte esse ácido se dissociará completamente 
aumentando a concentração de H+ no meio. Assim boa parte 
desses prótons se associam a A e uma pequena parte fica livre 
em solução. O valor final então de [H+] será um pouco maior do 
que antes da adição; o de A será menor e o de HA, maior. Dessa 
forma o valor da constante é mantido:
Keq= [A] [H+] = Keq= [A] [ H+]
 [HA] [HA]
6-pKa é o valor de pH que provoca 50% da dissociação do ácido. 
Em outras palavras o pKa de um grupamento ácido é o pH em 
que as espécies protonadas e não protonadas estão presentes em 
concentrações iguais. Na verdade, é também uma representação 
matemática a fim de mensurar a Ka (constante de dissociação de 
um ácido) que é expressa como números exponenciais negativos, 
pKa= -log Ka. Ka é uma forma de expressar a força relativa de 
um ácido ou base fracos. 
7- 
Rescrevendo: 
A equação de Henderson-Hasselbalch permite calcular, em 
qualquer pH, a razão entre as concentrações das espécies 
doadoras e aceptoras de prótons para um sistema tampão, 
desde que o pKa do ácido seja conhecido.
Exemplo: Para um tampão acetato pode-se calcular a razão das 
concentrações de ácido acético (H3C-COOH) com pKa= 4,7 e 
acetato (H3C-COO-) em pH 5,7. Logo:
5,7= 4,7 + log [H3C-COO-)]
 H3C-COOH
1= log [H3C-COO-)]
 H3C-COOH
Retirando o log: [H3C-COO-)] = 10 (razão)
 H3C-COOH
Por tanto, no pH 5,7, haverá 10 vezes mais acetato do que ácido 
acético.
8- É um sistema composto por ácidos ou bases fracos e seus 
conjugados capazes de resistir a uma alteração no pH após a 
adição de base ou ácido forte. Do ponto de vista biológico o 
sistema tampão é fundamental para a biologia celular, pois 
muitas reações metabólicas intracelulares são acompanhadas 
pela liberação ou captação de prótons.
Um exemplo de tampão biológico é o nosso sangue, onde o 
pH é mantido entre 7,34-7,45. Os principais responsáveis pela 
manutenção desse valor de pH são as proteínas, o tampão 
bicarbonato e o tampão fosfato. As proteínas e o tampão fosfato 
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exercem um efeito tamponante discreto no plasma, por estarem 
em baixas concentrações. Sua importância de tamponamento 
pode ser mais observada no meio intracelular. No caso do tampão 
bicarbonato, o ácido carbônico dissocia-se em bicarbonato e H+ :
H2CO3 HCO3- + H
+ . O ácido carbônico (H2CO3) apresenta 
uma característica peculiar de estar em equilíbrio com o CO2 
dissolvido em água segundo a reação: 
CO2 + H2O H2CO3. No nosso organismo, o CO2 formado 
pelos tecidos, como produto do nosso metabolismo celular, 
difunde-se para o plasma e para o interior das hemácias. 
Essas células possuem uma enzima denominada de anidrase 
carbionica, que transforma o CO2 em H2CO3 . Assim agora 
temos a reação:
CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+
9- Quantidade do tampão no meio, temperatura, pressão, adição 
de ácidos ou bases fortes. Uma situação relevante é que na faixa 
de pH e que a ação tamponante é exercida, obrigatoriamente 
um valor de pH em que exatamente 50% do total encontra-se 
associado e os outros 50% restantes na forma de base conjugada 
é onde o sistema tampão possui sua eficiência máxima. Uma 
solução de um ácido fraco e sua base conjugada tamponam de 
maneira mais efetiva o pH na faixa de pKa (máximo) +/- 1,0 
unidade. 
10- C. Observa-se um pH mais baixo que o fisiológico, e a pCO2 
está acima dos valores normais. Para os demais parâmetros o 
exame segue normal.
ANOTAÇÕES