Aula pratica 2 - Bianca

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Capacidade de tamponamento da saliva
Sistema Tampão
Aula prática 2 de bioquímica – Professora Dr. Catchia Hermes Uliana
Aluna: Bianca Pantaleão Rosa
Curso: Enfermagem
TRÊS LAGOAS - MS
2021
Parte I:
Título: Capacidade de tamponamento da saliva
Fundamentação teórica: A saliva é um líquido presente na cavidade bucal secretada por glândulas salivares, representadas principalmente pelas glândulas parótidas, submandibulares e sublinguais, em um volume que varia entre 800 a 1500 mililitros por dia. É uma secreção biológica composta de água, eletrólitos e proteínas estruturais, enzimáticas e imunológicas, dentre as quais em maior quantidade encontra-se a ptialina (enzima α-amilase responsável pela digestão inicial do amido) e a mucina (responsável por lubrificar e proteger as superfícies). Essa secreção desempenha funções de umificaçã, lubrificação da mucosa oral, auxilia na formação e deglutição do bolo alimentar, promove uma limpeza mecânica na mucosa, atua na defesa contra microrganismos e ainda é responsável pela regulação do pH bucal, evitando lesões pelo excesso de ácidos ou bases. Apresenta essa característica devido a presença de tampões salivares, mucinato/mucina, fosfato (H2PO4-/HPO4-2) e bicarbonato (H2CO3/HCO3-), que neutralizam o excesso de íons H+ ou OH- , mantendo o pH da saliva em torno de 6,9. O mecanismo de ação do tampão bicarbonato (mais importante) está representado na figura 1, é semelhante aos outros tampões. 
As soluções tampões são soluções que resistem a mudanças de pH quando a elas são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre. Essa resistência é resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão. As soluções tampão são essências para os sistemas biológicos devido a regulação do pH tanto no meio intracelular quanto extracelular. A regulação do pH nesses meios é importante para o equilíbrio químico dos sistemas. Um sistema tampão é uma solução composta por um ácido fraco (o doador de prótons) e sua base conjugada (o receptor de prótons) que resiste a mudanças de pH quando se adicionam pequenas quantidades de ácido ou base ao meio. O controle biológico do pH nas células e fluidos corporais através do sistema tampão é essencial para garantir as atividades celulares e do metabolismo. No meio bucal quando o sistema tampão presente na saliva não é suficiente para neutralizar o excesso de ácidos locais, juntamente com outros fatores como dieta consumida e número de microrganismos cariogênicos presentes na mucosa bucal, podem ocasionar o desenvolvimento de cárie dental. Quando a saliva se torna ácida, o esmalte dentário passa a doar mais sais minerais ao meio bucal. Assim, o dente torna-se mais suscetível à cárie. O excesso de sais minerais presentes numa saliva com pH básico interfere na troca equilibrada deles entre o esmalte dentário e a saliva. Esta situação propicia maior deposição de sais minerais na superfície do dente favorecendo a formação do tártaro.
Relatório da parte I 
Etapa 1 - Primeiramente Luiz coletou a saliva em um copo descartável, depois mergulhou na saliva uma ponta de tira de papel coletor de pH e comparando as cores com a escala guia, obteve um pH 7, que é o que se espera para o pH normal da saliva ( entre 6,5 e 7). Outra forma de se medir o pH é por um indicador universal, através de uma escala de cores. Com esse indicador universal, se teve o resultado da cor verde, que resulta em um Ph 7, neutro, devido a presença de tampões salivares, que neutralizam o excesso de íons H+ ou OH-.
Etapa 2 – Nessa outra etapa, ele ingeriu quatro goles de suco de limão e coletou novamente a saliva para medir o pH com a tira de papel coletor. Dessa vez, o resultado encontrado foi de um pH 4, pois o pH do limão é bem ácido. Com o indicador universal obteve-se a cor vermelha, indicando também um pH ácido, por conta da concentração de íons H+.
Etapa 3 – Na ultima etapa, ele coletou a saliva novamente apos vinte minutos de ter ingerido o limão. O resultado foi de um Ph 7, voltando então a sua neutralidade. Isso ocorre porque a composição do sistema tampão resiste a mudanças de pH quando adicionadas pequenas quantidades de ácido, havendo uma constante regulação do pH para que se mantenha em normalidade.
Parte II – sistema tampão 
Fundamentação teórica: Existem diferentes tipos de soluções tampão, funcionando em diferentes faixas de pH, tanto em sistemas biológicos como em processos industriais. Quase todos os processos biológicos são dependentes do pH; uma pequena variação na acidez produz uma grande variação na velocidade da maioria destes processos. O pH do sangue de mamíferos é um reflexo do estado do balanço ácido-base do corpo. Em condições normais, o pH é mantido entre 7,35 e 7,45 devido a uma série de mecanismos complexos que compreendem produção, tamponamento e eliminação de ácidos pelo corpo. Um papel importante neste equilíbrio é desempenhado por sistemas inorgânicos, tais como H2PO4–/HPO42–, CO2/H2CO3/HCO3–, e grupos orgânicos ácidos e básicos, principalmente de proteínas. Uma diminuição (acidose) ou aumento (alcalose) do pH do sangue pode causar sérios problemas e até mesmo ser fatal. A acidose metabólica é a forma mais frequentemente observada entre os distúrbios do equilíbrio ácido-base. Pode ser causada por diabetes grave, insuficiência renal, perda de bicarbonato por diarréia e hipoxia ou isquemia, durante, por exemplo, exercício físico intenso. Uma compensação natural da acidose metabólica pelo corpo é o aumento da taxa de respiração, fazendo com que mais CO2 seja expirado.
Adição de ácido 
Se um ácido for adicionado a um tampão, ocorrerá uma elevação da concentração dos íons H+ no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pela base conjugada do tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco.
Adição de base 
Se uma base for adicionada a um tampão, ocorrerá uma elevação da concentração dos íons OH– no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pelo ácido do tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco.
Capacidade tamponante de uma solução tampão 
É importante lembrar que existe um limite para as quantidades de ácido ou de base adicionadas a uma solução tampão antes que um dos componentes seja totalmente consumido. Esse limite é conhecido como a capacidade tamponante de uma solução tampão e é definido como a quantidade de matéria de um ácido ou base fortes necessária para que 1 litro da solução tampão sofra uma variação de uma unidade no pH. 
Esta habilidade em evitar uma mudança significativa no pH é diretamente relacionada à concentração total das espécies do tampão (ácidas e básicas), assim como à razão destas. A razão fundamental de uma solução tampão resistir a mudanças de pH resulta do fato de que íons hidroxônio ou hidroxila quando adicionados a este tipo de solução, reagem quantitativamente com as espécies básicas e ácidas presentes, originando o ácido fraco e a base fraca, respectivamente. Intuitivamente, é fácil constatar que quanto maior a concentração das espécies do tampão, maior será a quantidade de íons hidroxônio ou íons hidroxila necessários para a conversão completa dessas espécies a ácidos fracos e bases fracas. Ao final desta conversão, a razão entre a espécie predominante e a de menor quantidade do tampão torna-se elevada e a solução deixa de ser um tampão.
A mudança de uma unidade na escala de pH representa uma mudança de 10 vezes da concentração anterior. Ou seja, um pH de 4.5 é 10 vezes mais ácido que o pH de 5.5, 100 vezes mais ácido que o de 6.5 e 1000 vezes mais ácido que o de 7.5.
 Objetivo: Determinar a capacidade tamponante de diferentes soluções tampões.
Materiais e métodos:
Reagentes e Soluções
- Soluções A – Glicina 0,1M
- Solução B – Histidina 0,1 M
- Solução C – Fosfato 0,2 M 
- Solução C diluída 200 vezes
- Indicador Universal 
- Ácido Clorídrico (HCl)0,1M
- Hidróxido de sódio (NaOH) 0,1M
1. Numerar os tubos de ensaio e distribuir os reagentes, conforme indicado a seguir:
	
	TUBO 1
	TUBO 2
	TUBO 3
	TUBO 4
	TUBO 5
	TUBO 6
	TUBO 7
	TUBO 8
	TUBO 9
	TUBO 10
	TUBO 11
	TUBO 12
	Água destilada
	1 mL
	-
	-
	-
	
	-
	1 mL
	-
	-
	-
	-
	-
	Solução A
	-
	1 mL
	-
	-
	
	-
	-
	1 mL
	-
	-
	-
	-
	Solução B
	-
	-
	1 mL
	-
	
	-
	-
	-
	1 mL
	-
	-
	-
	Solução C
	-
	-
	-
	1 mL
	
	-
	-
	-
	-
	1 mL
	-
	-
	Solução C diluída 200 x
	-
	-
	-
	-
	1 mL
	-
	
	
	
	
	1 mL 
	-
	Indicador Universal
	2 gotas
	2 gotas
	2 gotas
	2 gotas
	2 gotas
	2 gotas
	2 gotas
	2 gotas
	2 gotas
	2 gotas
	2 gotas
	2 gotas
	Agitar e anotar o valor de pH em cada tubo
	VALOR DE pH
	5
	6
	8
	9
	7
	4
	5
	6
	8
	9
	7
	4
	HCl
	-
	-
	-
	-
	
	-
	1 gota
	1 gota
	1 gota
	1 gota
	1 gota
	1 gota
	NaOH
	1 gota
	1 gota
	1 gota
	1 gota
	1 gota
	1 gota
	-
	-
	-
	-
	-
	
	Agitar e anotar o valor de pH em cada tubo
	VALOR DE pH
	10
	9
	8
	8
	10
	10
	5
	5
	7
	8
	5
	4
2. Verificar o valor de pH, comparando a coloração das soluções com uma escala do indicador universal representada abaixo:
	Cor
	Vermelho
	Laranja
	Amarelo
	Verde
	Azul
	Anil
	Violeta
	pH
	4
	5
	6
	7
	8
	9
	10
3. Interpretar os resultados
Relatório parte II
Para a realização dessa segunda parte, Luiz separou 12 tubos, um indicador universal, um ácido (HCI), uma base (NaOH) e quatro soluções ( A, B, C e C diluída 200x), que são respectivamente: Glicina, Histidina, Fosfato e solução C diluída 200 vezes. Após separar os materiais, ele seguiu a tabela e começou a colocar dentro dos tubos a medida indicada para cada um. Primeiramente adicionou 2 gotas do indicador universal em cada tubo e tivemos a primeira coloração e o primeiro pH. Depois, do tubo 1 ao tubo 6 adicionou 1 gota de base, e do tubo 7 ao 12 adicionou uma gota de ácido, podendo assim, obter outras colorações e valores do pH.
Tubo 1 – Nesse primeiro tubo, foi adicionado primeiramente 1ml de água destilada e 2 gotas de indicador universal, e o resultado foi a cor laranja, que indica um pH ácido (5). Depois, foi adicionada uma gota de base e a sua coloração foi de cor violeta (10), indicando um pH básico e mostrando que a reação não ocorreu de maneira correta, foi diferente do esperado, que era um pH neutro.
Tubo 2 – No segundo tubo, foi adicionado 1ml da solução A e duas gotas de indicador universal, resultando na cor amarela e um pH 6 (neutro), mostrando que as concentrações de íons H+ e OH- estão em equilíbrio. Depois, foi adicionada 1 gota de base e a sua coloração passou a ficar anil, com um pH 9, se tornando básico.
Tubo 3 – Nesse tubo, foi colocado 1ml da solução B e mais 2 gotas do indicador universal, tendo a coloração azul (8) e um pH básico, mostrando que as concentrações de íons H+ e OH- estão em desequilíbrio. Depois que acrescentada 1 gota de base a coloração e o pH continuaram os mesmo, pois houve uma resistência do pH.
Tubo 4 – No quarto tubo, foi utilizado 1 ml da solução C e 2 gotas do indicador universal, tendo a coloração anil, pH 9, básico, mostrando que as concentrações de íons H+ e OH- estão em desequilíbrio. Quando acrescentada a base, a coloração passou a ser azul, com um pH 8, ainda básico, onde o pH não resistiu aos valores.
Tubo 5 – Nesse quinto tubo, utilizou-se 1 ml da solução C diluída 200 vezes e duas gotas do indicador universal, e a cor que se teve foi verde, mostrando um pH 7 e neutro, ou seja, que que as concentrações de íons H+ e OH- estão em equilíbrio. Depois foi adicionado 1 gota da base e a coloração ficou violeta, com um pH 10 e básico. Isso ocorreu porque o sistema tampão não resistiu a variação do pH e aumentou-se 30 vezes mais do que o esperado. 
Tubo 6 – No sexto tubo adicionou-se inicialmente somente duas gotas do indicador universal, tendo assim a coloração vermelha e um pH 4, ácido. Após adicionar 1 gota da base a coloração passou pra violeta, o pH 10 e básico. Novamente o sistema tampão não resiste a variação de pH e aumenta mais do que o esperado.
Tubo 7 – Nesse tubo foi colocado 1 ml de água destilada e 2 gotas do indicador universal, assim, tendo a cor laranja, pH 5 e ácido. Depois foi se colocou 1 gota de ácido e sua cor e pH continuaram os mesmo, mostrando que o desequilíbrio das concentrações de H+ e OH- continuaram.
Tubo 8 – Nesse tudo foi adicionado 1 ml da solução A e 2 gotas do indicador universal, resultando na coloração amarela, com um pH 6 e neutro, mostrando que as concentrações de íons H+ e OH- estão em equilíbrio. Quando adicionada 1 gota de ácido, a cor passa a ser laranja, o pH 5 e ácido, , mostrando que as concentrações de íons H+ e OH- estão em desequilíbrio.
Tubo 9 – No nono tubo, foi colocado 1 ml da solução B e duas gotas do indicador universal, a cor foi azul, o pH 8 e básico. Quando se acrescenta a gota do ácido, a cor muda para verde, o pH 7 e neutro, mostrando então que as concentrações estão em equilíbrio.
Tubo 10 – No décimo tubo, utilizou-se 1 ml da solução C e duas gotas do indicador universal, a cor evidente foi anil, com um pH 9 e básico. Depois, Luiz acrescentou 1 gota de ácido e a cor passou a ser azul, com um pH 8 e ainda básico, onde o tampão resiste as variações de pH. 
Tubo 11 – No penúltimo tubo, foi utilizado 1 ml da solução C diluída 200 vezes e duas gotas do indicador universal, tendo como coloração a cor verde e o pH 7 e neutro, indicando que as concentrações estavam em equilíbrio. Mas, quando se adiciona 1 gota de ácido, a cor passa a ser laranja, o pH 5 e ácido, tendo um desequilíbrio das concentrações.
Tubo 12 – No ultimo tubo, se adicionou no inicio apenas 2 gotas do indicador universal, tendo como cor vermelha e o pH 4 e ácido. Após se adicionar uma gota de ácido, a coloração e o pH continuaram os mesmos.