Bioquímica Básica - pH e solução tampão

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BIOQUÍMICA BÁSICA
pH � soluçõe� tamponante� ⠀⠀⠀⠀⠀⠀⠀⠀⠀ ⠀⠀⠀⠀⠀⠀⠀⠀⠀⠀⠀⠀⠀⠀⠀
Ionização da água:
- Moléculas de água apresentam uma leve, porém fisiologicamente importante,
tendência se dissociar (processo reversível)
2 H2O(l)⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
ou simplesmente:
H2O(l)⇄ H+(aq) + OH-(aq)
- Substância com caráter anfótero: doadora e receptora de prótons
- Bronsted e Lowry: ácidos doam prótons para o meio; bases são receptoras de
prótons
Meios para expressar a extensão da ionização da água em termos quantitativos:
- Ionização da água pode ser descrita pela constante de equilíbrio Keq ou K:
- A constante de equilíbrio é fixa e característica para qualquer dada reação
química em uma temperatura específica
- Define a composição final da mistura no equilíbrio, independentemente
das concentrações iniciais dos reagentes e dos produtos
Base para o cálculo do pH
- O cálculo do pH se dá a partir do Kw
Demonstração: do surgimento da concentração 1,0 x 10-14
Utilizando a fórmula da Keq percebe-se que alguns fatores possuem valor fixo:
- [H2O] a 25ºC possui o valor de 55,5M
- Kw 1,8.10-16
- Dessa forma tem-se que o produto da concentração de H+ e OH- = 1,0 x 10-14
Conclui-se que:
- Kw= 1,0 x 10-14 em 25ºC.
- Concentração de H+= OH- = 10-7
Tipos de solução
Solução neutra:
- [H+] =10-7 mol/L
- [OH-] =10-7 mol/L
Solução ácida:
Livro base: HARVEY, R.A.; FERRIER, D.R. Bioquímica Ilustrada, 5ª ed., Artmed, 2012
- [H+] > 10-7 mol/L
- [OH-] < 10-7 mol/L
Solução básica:
- [H+] < 10-7 mol/L
- [OH-] > 10-7 mol/L
Potencial Hidrogeniônico (pH)
- Escala numérica que serve para medir o grau de acidez, neutralidade e
alcalinidade de uma solução
- Concentração de H+
- Varia de acordo com a temperatura e a composição de cada substância
- O símbolo p denota “logaritmo negativo de"
Observação: Se duas soluções diferem por 1 unidade, isso significa que uma solução tem
10 vezes mais a concentração de íons H+ que a outra
Medidores de pH
- pH pode ser medido por indicadores coloridos, incluindo tornassol, fenolftaleína
e vermelho de fenol
- A mudança de cor ocorre quando um próton se dissocia da molécula
A influência do pH:
- Afeta a estrutura e a atividade de macromoléculas biológicas como atividade
catalítica das enzimas
- Um dos fatores que possibilita que certas enzimas alcancem a maior velocidade
da reação é o pH ideal de cada uma delas
- Dessa forma, pequenas alterações no pH produzem uma grande mudança
na velocidade dos processos metabólicos
- Podendo comprometer o metabolismo do indivíduo
Exemplos de enzimas e seu pH ideal:
- Lipase (estômago) 4,0 - 5,0
- Lipase (pâncreas) 8,0
- Pepsina 1,5 - 1,6
- Tripsina 7,8 - 8,7
- Urease 7,0
- Maltase 6,1 - 6,8
- Amilase (pâncreas) 6,7 - 7,0
- Catalase 7,0
- Importância na prática médica > pH sangue e urina
Valores de pH de alguns líquidos biológicos:
- Plasma sanguíneo 7,35 - 7,45
- Líquido intersticial 7,4
- Líquido intracelular (citosol hepático) 6,9
- Suco gástrico 1,5 - 3,0
- Suco pancreático 7,8 - 8,0
- Leite humano 7,4
- Saliva 6,4 - 7,0
- Urina 4,5 - 8,0
Sistema tampão e manutenção do pH
- A constância do pH nas células é mantido através da existência de sistema
tampão
- São substâncias que em solução, com o objetivo de resistir às variações de pH,
adicionam pequenas quantidades de ácido ou base
- Princípio da hidrólise para manter o pH invariável
- As células e o organismo mantém um pH citosólico constante e específico para
manter as biomolécula em seu estado iônico ótimo
- A manutenção do equilíbrio ácido-básico envolve pulmões, eritrócitos e rins
- Como essa dinâmica de manutenção de pH é possível:
- Um ácido forte se dissocia totalmente quando dissolvido em água e nem
sempre essa reação é reversível
- O sistema tampão funciona com ácidos fracos, pois estes se dissociam
parcialmente
- Sendo assim, o ácido fraco e sua base conjugada coexistem em equilíbrio
dinâmico
Classificação de acordo com o número de prótons doados:
1. Ácidos monopróticos
a. Ácido acético
b. Íon amônio
2. Ácidos dipróticos
a. Ácido carbônico
b. Bicarbonato
c. Glicina, grupo carboxila
d. Glicina, grupo amino
3. Ácidos tripróticos
a. Ácido fosfórico
b. Di-hidrogênio-fosfato
c. Mono-hidrogênio-fosfato
Dissociação de ácidos e bases
- A tendência de qualquer ácido (HA) é de perder próton e assim virar sua base
conjugada (A-)
- Definida pela constante de equilíbrio da reação
- Constantes de equilíbrio das reações de ionização são chamadas
constantes de dissociação ou de ionização, no caso dos ácidos fracos: Ka
- Um método conveniente de expressar o Ka é na forma de pKa
- pKa = - log Ka
- Quanto mais fortemente o ácido se dissocia, menor é o seu pKa
- Equação de Henderson-Hasselbalch: usada para predizer as propriedades das
soluções que contenham o par ácido-base conjugada, usadas para controlar o pH
de misturas de reação
- O pKa é o pH no ponto central da curva (de titulação)
- se [A-] = [HA], então pH = pKa
- A eficiência máxima de um tampão é no pH correspondente a seu pKa
Aplicações nos sistemas biológicos:
- Pequenas variações no pH podem afetar a velocidade de uma reação química ou
impedir que ela ocorra
- Durante o metabolismo ocorre a liberação ou consumo de ácidos e o organismo
neutraliza, com o objetivo de preservar a função celular
- Doenças, problemas fisiológicos e administração de medicamentos também
podem implicar em variação do pH
- É importante a regulação do pH no líquido intracelular, líquido intersticial e no
líquido intravascular
- Tampões intracelulares
- Tampões extracelulares
- Tampões sanguíneos
Principais sistemas tampão químicos no corpo:
Sistema bicarbonato
- A manutenção do pH depende fundamentalmente da função renal (numerador da
equação) e da função respiratória (denominador da equação)
- Observação: H2CO3 é um intermediário instável por isso a reação tende ir a
direita ou esquerda e não permanecer no meio
Situações ácido-base
Acidoses: Resulta em uma diminuição do pH sanguíneo
- Acidose metabólica: pH ↓ - HCO3 ↓ - pCO2 normal
- Aumento de H+: acúmulo de ácido lático ou corpo cetônico, exercício
exagerado, jejum prolongado e diabetes
- Perda de HCO3: falha renal na retenção de HCO3 ou na excreção de H+ ou
perda de bicarbonato devido a diarreia severa
- Nesse caso, é possível o desencadeamento do processo de hiperventilação
(compensação)
- Acidose respiratória: pH ↓ - HCO3 normal - pCO2 ↑
- Causa da hipoventilação: obstruções no trato respiratório, pneumonia,
enfisema, transtornos neuromusculares, doenças ou drogas que
deprimem o SNC (centro respiratório) ou inalação de CO2 em excesso
- Neste caso, é possível o desencadeamento do processo de (maior)
retenção de HCO3 pelos rins (compensação)
Alcaloses: Resulta em um aumento do pH sanguíneo
- Alcalose metabólica: pH ↑ - HCO3 ↑ - pCO2 normal
- Ingestão excessiva de alcalis (exemplo bicarbonato de sódio como
antiácidos) ou perda de ácido pelo organismo, como ocorre no vômito
prolongado
- Nesse caso, é possível o desencadeamento do processo de hipoventilação
(compensação)
- Alcalose respiratória: pH ↑ - HCO3 normal - pCO2 ↓
- Causas da hiperventilação: febre, ansiedade, dor intensa ou estresse,
diminuição da pressão atmosférica (grande altitudes)
- Neste caso, é possível o desencadeamento do processo (maior) excreção
de HCO3 pelos rins (compensação)
Tampões intracelulares: fosfatos e proteínas
- Acúmulo de íon hidrogênio no plasma (acidemia): entrada de íon hidrogênio nas
células, aumento da concentração plasmática de potássio
- Déficit do íon hidrogênio no plasma (alcalemia): baixa concentração de potássio
plasmático