Um exemplo suficiente da importância do pH na fisiologia celular é dado pela sua interferência na atividade das enzimas, catalisadores de todas as ...

Um exemplo suficiente da importância do pH na fisiologia celular é dado pela sua interferência na atividade das enzimas, catalisadores de todas as reações químicas celulares. Muitas destas reações processam-se com liberação ou captação de prótons do meio aquoso em que estão dissolvidas as substâncias presentes na célula. Ainda assim, o valor do pH celular ou plasmático é mantido praticamente fixo. A manutenção do pH ideal é conseguida pelos seres vivos graças à existência dos sistemas-tampão. Ácidos e bases de Brönsted. Para definir sistema-tampão e compreender suas propriedades, é conveniente recorrer à definição de Brönsted para ácidos e bases. Brönsted definiu ácidos como substâncias capazes de doar prótons e bases como substâncias capazes de recebê-los. Segundo esta definição, são classificados como ácidos, por exemplo, HCl, H2SO4, H3C– COOH, NH+1 e H3C– NH3+, pois podem dissociar-se, liberando prótons: HCl → Cl− + H+ H2SO4 → HSO4 − + H+ H3C–COOH → H3C–COO− + H1 NH4+ → NH3 + H+ H3C–NH3+ → H3C–NH2 + H1 Generalizando, a equação de dissociação de um ácido (HA) é: HA → A + H+ ou HB+ → B + H+ O íon (Cl–, HSO4 − etc.) — ou a molécula (NH3, H3C– NH2) — resultante da dissociação é denominado base conjugada do ácido, já que pode receber um próton, convertendo-se novamente no ácido conjugado respectivo. Alguns ácidos, chamados ácidos fortes, dissociam-se totalmente quando em soluções diluídas — é o caso, por exemplo, de HCl e H2SO4. Outros, os chamados ácidos fracos, ionizam-se muito pouco. Para estes ácidos, pode-se escrever: HA ⇌ A + H+ Esta equação indica que, em solução aquosa, o ácido fraco HA dissocia-se, produzindo as espécies A e H + que, juntamente com a parte não dissociada, HA, compõem um equilíbrio químico. A constante de equilíbrio desta dissociação é: Em reações deste tipo, a constante de equilíbrio é geralmente chamada constante de dissociação ou de ionização, representada por Ka. A Tabela 1.1 apresenta alguns ácidos fracos e os valores de sua constante de dissociação e de seu pKa (pKa = – log Ka). São todos ácidos fracos, mas com forças ácidas variáveis — quanto menor o valor de Ka (ou maior o valor de pKa) mais fraco será o ácido e mais forte será a sua base conjugada. O significado de pKa está detalhado na Seção 1.2. Tabela 1.1 Variação de força ácida entre os ácidos fracos. Ácido conjugado Base conjugada Ka(M) pKa Ácido acético CH3COOH Acetato CH3COO – 1,7 × 10 – 5 4,76 Ácido carbônico* H2CO3 Íon bicarbonato HCO3 – 1,7 × 10 – 4 3,77 Íon bicarbonato HCO3 – Carbonato CO3 2 – 6,3 × 10 – 11 10,2 Ácido lático CH3CHOHCOOH Lactato CH3CHOHCOO – 1,4 × 10 – 4 3,86 Ácido fosfórico H3PO4 Íon di-hidrogênio fosfato H2PO4 – 7,2 × 10 – 3 2,14 Íon di-hidrogênio fosfatoH2PO4 – Íon mono-hidrogênio fosfatoHPO4 2 – 1,4 × 10 – 7 6,86 Íon mono-hidrogênio fosfato HPO4 2– Íon fosfato PO4 3 – 3,9 × 10 – 13 12,4 Íon amônio NH4+ Amônia NH3 5,6 × 10 – 10 9,25 * Os dados da tabela referem-se a 25°C. A 37°C, o valor da constante de dissociação (Ka) do ácido carbônico é 2,7 × 10 – 4M e o pKa é 3,57. No plasma humano, nas condições atmosféricas habituais, esses valores mudam para 8,1 × 10 – 7M e 6,1, respectivamente. Sistemas-tampão: definição e propriedades Um sistema-tampão é constituído por um ácido fraco e sua base conjugada Os ácidos fracos têm para a Bioquímica um interesse particular, pois junto às suas bases conjugadas, constituem os sistemas-tampão, capazes de impedir grandes variações de pH quando da adição de ácidos ou álcalis. Um sistema-tampão é denominado pela sua base conjugada: tampão acetato, tampão fosfato etc. Segue-se a descrição do modo pelo qual um sistema-tampão hipotético, formado pelo ácido HA e sua base conjugada A, reage à adição de um ácido forte, ou seja, à adição de prótons, já que o ácido forte dissocia-se completamente. Quando se adiciona H+ ao equilíbrio formado pelo ácido, base conjugada e prótons (HA ⇌ A + H +), o sistema-tampão reage por intermédio da base conjugada (A), que se associa a prótons, transformando-se no ácido (HA). Dois aspectos desta associação são importantes. Primeiramente, o simples fato de haver uma associação deixará livre um número de prótons menor do que se a base A não estivesse presente, pois, neste caso, todos os prótons adicionados ficariam livres. Em outras palavras, o pH irá diminuir, mas muito menos do que diminuiria se a mesma quantidade de prótons fosse adicionada a um meio desprovido da base conjugada de um ácido fraco — água ou uma solução de NaCl, por exemplo. Em segundo lugar, deve-se notar que o tampão constitui um equilíbrio químico, regido por uma constante de equilíbrio (Keq) e, por isto, nem todos os prótons adicionados associam-se à base conjugada. Se isto ocorresse, o número de prótons em solução seria o