Resumo I bioquímica bucal

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Resumo 
Bioquímica 
 
Conceitos de pH, sistemas tampão e solubilidade 
 (aplicação na odontologia) 
Por OdontoNathi 
 
 pH 
O pH é uma forma de expressar a concentração de íons de hidrogênio (H+) em uma 
concentração. 
 É o logaritmo negativo da concentração de H+, em molaridade (ex.: 
solução com pH 7 tem a concentração de H+ na ordem de 10-7 M 
 Em outras palavras, a escala de pH, que vai de 0-14, reflete o grau 
de alcalinidade ou de acidez de uma solução aquosa, onde a água 
está ionizada. 
 
 H2O H+ + OH- 
 
“Toda reação química, como a descrita pela EQUAÇÃO 1.1 (acima), tem uma constante 
de equilíbrio que determina o grau de conversão dos componentes à esquerda da 
reação nos componentes à direita, que é expressa pela fórmula:” 
 
𝐾𝑒𝑞 =
[𝐻+][𝑂𝐻−]
[𝐻2𝑂]
 
 
 [𝐻+]= Concentração de H+ na solução 
 [𝑂𝐻−]= Concentração de OH- na solução 
 [𝐻2𝑂]= Concentração de água na solução 
 
 
Bucal 
 
 
 
 A [] (concentração) molar de água em soluções diluídas pode ser 
calculada considerando o peso molar da água (18g) e sua densidade 
(1g/mL): 
 
𝑀 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝑣𝑜𝑙
= 
1000 
18𝑥 1
 = 55,5 M 
 
 Aplicando valores na equação 1.1 para medir a constante de 
equilíbrio 
1,8 x 10 -16 x 55,5= [H+] [OH-] = 1,0 x 10-14 
 
 1,8 x 10 -16 = condutividade elétrica da água calculada a 25°C 
 55,5 = Concentração molar da água encontrada na equação 1.2 
 Toda solução aquosa terá como produto da concentração de H+ e 
OH-, uma concentração na ordem de 10-14 M. 
 
 Por ser o log negativo da concentração de H+, o pH pode ser 
calculado: 
 
𝑝𝐻 = − log[𝐻+] = 
log 1
[𝐻+]
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 De acordo com a tabela e fazendo uma analogia, uma solução com pH igual a 0 terá 
a concentração de H+ será de 1M, logo, a concentração de OH- será de 10-14. Uma solução com 
pH neutro é aquela eu possui a concentração de H+ e de OH- iguais, ou seja 10-7 para ambos, 
com o produto: 10-7 x 10-7= 10-14 M. 
 
 
 
 
 
 
 
Escala de pH: 
 
 
 Sistema tampão 
Para a manutenção do pH dos fluidos corporais dentro de uma faixa estreita de 
variação compatível com a vida, é necessária a presença de sistemas tampão. Vejamso alguns 
conceitos: 
 Dentro do sistema tampão, ácido é toda substância capaz de doar um ou mais 
íons de H+ (também chamados de prótons). Já a base é toda substância capaz 
de receber um ou mais prótons. 
 Algumas substâncias são chamadas de ácidos ou bases fortes, pela sua alta 
capacidade de doar ou receber prótons. Em contrapartida existem substâncias 
com capacidade mais baixa, que não se ionizam totalmente em meio aquoso, 
estas são chamadas de ácidos ou bases fracas, as quais podem funcionar como 
sistemas tampão. 
Ex.: Ácido acético, um ácido fraco que se dissocia em H+ e ânion acetato 
(CH3COO) 
 
 
CH3COOH H+ + CH3COO− 
 (ácido acético) (ânion acetato) 
 
Ácido acético + ânion acetato formam um par ácido-base conjugado. O ácido 
acético é capaz de doar um H+ e o ânion acetato é capaz de recebe-lo, 
formando um ciclo que causa pouca alteração no pH do sistema, já que o 
ânion acetato (base do sistema tampão) pode captar H+ e se converter no 
ácido acético (ácido do sistema tampão), que por sua vez pode liberar seu H+, 
que irá reagir com OH-, formando H2O (água) e ânion acetato. 
 
Existe um limite para o sistema tampão funcionar e evitar variações bruscas do pH pela 
entrada de H+ ou OH- no sistema. A faixa que um tampão consegue exercer sua função varia em 
duas unidades de pH, uma acima e uma abaixo do ponto de equilíbrio. Propriedade que pode 
ser explicada pela constante de equilíbrio na seguinte equação: 
 
 
 
𝐾𝑒𝑞 = 𝐾𝑎 = 
[𝐻+][𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜]
[á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜]
 
 
 Sendo Ka a constante de equilíbrio de dissociação de um ácido fraco 
Assim como para o pH utilizamos a letra “p” para indicar o log negativo, podemos usar 
também para expressar os valores negativos de 𝐾𝑎, uma vez que são muito baixos, 
comprovando a baixa ionização desses ácidos fracos, então: 
 
𝑝𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔 𝐾𝑎 = 𝑙𝑜𝑔 
1
𝑘𝑎
 
O pKa do par ácido-base conjugado indica a faixa de pH que o sistema tampão irá exercer. A 
relação entre pKa e pH é guiada pela equação de Henderson-Hasselbalch: 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔 
[𝑏𝑎𝑠𝑒]
[á𝑐𝑖𝑑𝑜]
 
Ou seja, quando a concentração da base for igual a do ácido, a fração 
[𝑏𝑎𝑠𝑒]
[á𝑐𝑖𝑑𝑜]
 pode ser 
simplificada como 1. O log de 1 é igual a 0, então seu pH será igual ao pKa. 
Ácidos fracos que doam mais de um hidrogênio, possuem mais de um pKa, um para a ionização de 
cada hidrogênio, como é o caso do ácido fosfórico que possui 3, assim atuando como tampão 
em 3 faixas de pH distintas. 
Exemplos de sistemas tampão biológicos: 
 Sistema tampão di-hidrogênio fosfato-mono-hidrogênio fosfato (H2PO4- - HPO42-) – 
efetivo para manter o pH do citoplasma próximo do neuto. 
 Bicarbonato – Controla o sangue (ph 7,4) e saliva (com boa ação no pH 6,1). 
 Proteínas. 
A manutenção do pH do sangue é estrita e controlada por diversos mecanismos como 
produção de ácido lático nos músculos. 
Algumas condições sistêmicas podem ter desfechos sérios por conta da alteração do pH 
sanguíneo. Por exemplo a acidose metabólica em pacientes com diabetes melito não 
controlada, onde há favorecimento do metabolismo de lipídeos, ou em casos de jejum 
prolongado ou inanição que forçam a utilização das reservas de ácidos graxos do corpo no 
metabolismo. A acidose também pode ter causa respiratória, quando a capacidade de eliminar 
gás carbônico pela respiração está diminuída, como por exemplo em pacientes com enfisema, 
pneumonia e asma. A acidose pode ser tratada pela administração de bicarbonato, 
aumentando o pH. A alcalose metabólica é igualmente séria e deve ser tratada. 
 
 Solubilidade 
Além dos conceitos de pH e tampão, o cirurgião-dentista precisa entender os princípios da 
solubilidade, pois são eles que governam o destino dos tecidos dentais duros quando expostos 
a condições adversas na cavidade bucal. 
 
 
Todo mineral tem uma solubilidade inata que determina o quanto ele se solubiliza em meio 
aquoso. A hidroxiapatita, mineral do dente, tem sua dissolução em meio aquoso exemplificada 
pela seguinte equação: 
 
 
 
 
 O termo da esquerda representa o mineral sólido e o da direita, os íons constituintes 
em solução 
 A presença de duas setas em posição antagônica indica que o mineral sólido está em 
equilíbrio com os constituintes dissolvidos. Esse equilíbrio é descrito pelo princípio 
químico Le Chatelier: 
 
“Qualquer sistema em um equilíbrio químico estável, sujeito à influência de uma causa 
externa que tende a alterar sua temperatura ou sua condensação (pressão, 
concentração, número de moléculas por unidade de volume), tanto num todo como 
em suas partes, só pode se modificar internamente se sofrer mudança de temperatura 
ou condensação de sinal oposto àquele resultante da causa externa.” 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referências: 
 
CURY, J. A., TENUTA, L. M. A., Tabchoury, C. P. M., Bioquímica Oral, Artes 
Médicas Ltda, Grupo A, São Paulo, 2017.