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p. H e Tampões Profa. Graça Porto

Íon hidrogênio v O íon hidrogênio (H+) é o íon mais importante nos sistemas biológicos v A [H+] nas células e líquidos biológicos influencia a velocidade das reações químicas, a forma e função das enzimas assim como de outras proteínas celulares e a integridade das células v A [H+] nas células e líquidos biológicos deve estar em torno de 0, 4 n. M (0, 4 x 10 -7) v 80 m. M de íons hidrogênio são ingeridos ou produzidos pelo metabolismo por dia.

Ácidos Conceito de Arrhenius: Ácido é toda substância que em solução aquosa libera como cátion o íon hidrogênio (H+). Ex. : HCl + H 2 O H 3 O+ + Cl. Conceito de Brönsted e Lowry: Ácido é um doador de prótons, um substância que pode transferir um próton para outra.

Bases Conceito de Arrhenius: Base é toda substância que em solução aquosa se dissocia liberando ânion oxidrila (OH-). Ex. : Na. OH + H 2 O Na+ + OHConceito de Brönsted e Lowry: Base é um receptor de prótons. Um ácido pode transferir um próton para uma base. Ex. : NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH-

Ácidos e Bases CH 3 -COOH + H 2 O (ácido) CH 3 -COO - + H 3 O+ (base) v O íon acetato é a base conjugada do ácido acético v O ácido acético é o ácido conjugado do íon acetato v O íon hidrônio é o ácido conjugado da água v A água é a base conjugada do íon hidrônio Ácidos aumentam a [H+] de uma solução aquosa e bases a diminuem

Dissociação da água e seus produtos iônicos H 2 O + H 2 O OH - + H 3 O+ A água funciona tanto como ácido quanto como base [ H 3 O+] [OH -] [ H O+] [OH -] 3 Lei da ação das massas: K = = [H 2 O]2 K. [H 2 O]2 = Kw = [ H 3 O+] [OH -] = 10 -14 Na água pura a [H+] é igual a [OH-] que é igual a 10 -7

Potencial hidrogeniônico (p. H) v A [H+] de uma solução é quantificada em unidades de p. H v O p. H é definido como o logarítmo negativo da [H+] v p. H = -log [H+] v A escala de p. H varia de 1 até 14, uma vez que qualquer [H+] está compreendida na faixa de 100 a 10 -14.

Escala de p. H 0 H 3 O+ (mols/L) OH(mols/L) 100 = 1 10 -14=0, 000 000 01 3 10 -3 = 0, 001 10 -11=0, 000 000 01 7 10 -7 = 0, 000 1 10 -7=0, 000 1 10 10 -10 = 0, 000 000 1 10 -4=0, 000 1 14 10 -14 =0, 000 000 01 10 -0=1

p. H x homeostasia Homeostasia é a constância do meio interno equilíbrio entre a entrada ou produção de íons hidrogênio e a livre remoção desses íons do organismo. o organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e, conseqüentemente o p. H sangüineo, dentro da normalidade, ou seja manter a homeostasia. p. H do Sangue Arterial p. H normal Acidose Alcalose 7, 8 7, 0 7, 4 Faixa de sobrevida

Alterações no p. H Acúmulo de ácidos Perda de bases Aumento da [H+] Acidose Queda do p. H 7, 4 Escala de p. H Aumento do p. H Alcalose Diminuição da [H+] Perda de ácidos Acúmulo de bases

Fontes de H+ decorrentes dos processos metabólicos Metabolismo aeróbico da glicose Metabolismo anaeróbico da glicose Ácido Carbônico Ácido Lático H+ Corpos Cetônicos Ácido Sulfúrico Ácido Fosfórico Oxidação de Amino ácidos Sulfurados Oxidação incompleta de ácidos graxos Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas Powers, S. K. e Howley, E. T. , Fisiologia do Exercício, (2000), pg 207 Fig 11. 3

p. H dos Líquidos Corporais Concentração de H+ em m. Eq/l Líquido Extracelular Sangue arterial Sangue venoso Líquido Intersticial 4. 0 x 10 -5 4. 5 x 10 -5 p. H 7. 40 7. 35 Líquido Intracelular 1 x 10 -3 a 4 x 10 -5 6. 0 a 7. 4 Urina 3 x 10 -2 a 1 x 10 -5 4. 5 a 8. 0 HCl gástrico 160 0. 80

Medidas de p. Hmetro v. Eletrométrico +] Potenciômetro mede [H Lavar o eletrodo e secar com papel absorvente diferença de potencial elétrico entre duas soluções Padronização feita com soluções de p. H abaixo e acima do que vai ser medido indicadores v. Colorimétrico Indicador-H (Cor A) H+ + Indicador (Cor B)

Indicadores de p. H v. Indicadores de p. H são substâncias (corantes) utilizadas para determinar o valor do p. H 0 2 4 6 8 10 12 Exemplos Metil-violeta A Tornassol Fenolftaleína Violeta Amarelo incolor Azul Vermelho Violeta

ASPECTOS ADICIONAIS DOS EQUILÍBRIOS AQUOSOS Água: excepcional habilidade em dissolver grande variedade de substâncias. Soluções aquosas encontradas na natureza: fluidos biológicos e a água do mar. Contêm muitos solutos. Muitos equilíbrios acontecem simultaneamente nessas soluções.

O EFEITO DO ÍON COMUM ü Concentrações no equilíbrio de íons em solução contendo um ácido fraco ou uma base fraca. ü Soluções que contêm não apenas um ácido fraco, como o ácido acético (CH 3 COOH), mas também um sal solúvel desse ácido, como o CH 3 COONa. O que acontece quando CH 3 COONa é adicionado à solução de CH 3 COOH?

ü CH 3 COONa é um eletrólito forte. üDissocia-se completamente em solução aquosa para formar íons Na+ e CH 3 COO-. ü Em comparação, CH 3 COOH é um eletrólito fraco.

ü A adição de CH 3 COO- a partir de CH 3 COONa faz com que o equilíbrio desloque-se para a esquerda, diminuindo, portanto, a concentração no equilíbrio de H+ (aq). CH 3 COONa Adição de CH 3 COO- desloca o equilíbrio, reduzindo [H+].

CH 3 COO- é uma base fraca. O p. H da solução aumenta. [H+] diminui.

EFEITO DO ÍON COMUM A extensão da ionização de um eletrólito fraco é diminuída pela adição à solução de um eletrólito forte no qual há um íon comum com o eletrólito fraco.

ü A ionização de uma base fraca também diminui com a adição de um íon comum. Por exemplo, a adição de NH 4+ (como a partir do eletrólito forte NH 4 Cl) faz com que o equilíbrio de dissociação de NH 3 desloque para a esquerda, diminuindo a concentração de OH- no equilíbrio e abaixando o p. H. NH 4 Cl Adição de NH 4+ desloca o equilíbrio, reduzindo [OH-].

Os Sistemas Tampões Tampão » qualquer substância que pode, reversivelmente, se ligar aos íons hidrogênio. » Soluções formadas por um ácido fraco e sua base conjugada ou por um hidróxido fraco e seu ácido conjugado Tampão + H+ Tampão. H+ + OH- H+Tampão H 2 O + Tampão

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO ü Um tampão resiste ás variações no p. H porque ele contém tanto espécies ácidas para neutralizar os íons OH- quanto espécies básicas para neutralizar os íons H+. ü As espécies ácidas e básicas que constituem o tampão não devem consumir umas às outras pela reação de neutralização. Exigência preenchida por um par ÁCIDO-BASE CONJUGADO CH 3 COOH / CH 3 COO- ou NH 4+ / NH 3

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO Preparação Mistura de um ácido fraco ou uma base fraca com um sal do ácido ou da base.

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO Considerando-se um ácido fraco: ü [H+], e em decorrência o p. H, é determinado por dois fatores: O valor de Ka para o componente ácido fraco do tampão e a razão das concentrações do par ácido-base conjugado [HX] / [X-].

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO ü Íons OH- são adicionados à solução-tampão: [HX] [X-] ü Quantidades de HX e X- no tampão são grandes comparadas com a quantidade de OH- adicionada, por isso a razão [HX] / [X-] não varia muito, tornando a variação no p. H pequena.

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO ü Íons H+ são adicionados à solução-tampão: [X-] [HX] ü Quantidades de HX e X- no tampão são grandes comparadas com a quantidade de H+ adicionada, por isso a razão [HX] / [X-] não varia muito, tornando a variação no p. H pequena.

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO ü Os tampões resistem mais eficazmente à variação de p. H em qualquer sentido quando as concentrações de ácido fraco e base conjugada são aproximadamente as mesmas. ü A partir da equação: ü Quando as concentrações de ácido fraco e base conjugada são iguais, [H+] = Ka. ü Geralmente tentamos selecionar um tampão cuja forma ácida tem p. Ka próximo do p. H desejado.

Mecanismos de Ação dos Tampões 1. Adição de ácido CH 3 -COOH + CH 3 -COONa + HCl 2 CH 3 -COOH + Na. Cl 2. Adição de base CH 3 -COOH + CH 3 -COONa + Na. OH 2 CH 3 -COONa + H 2 O

Exemplos de Tampões Acetato CH 3 -COOH + CH 3 -COONa Bicarbonato H 2 CO 3 + Na. HCO 3 Fosfato H 2 PO-4 + Na. HPO 4 Amônia NH 4 OH + NH 4 Cl

CAPACIDADE DE TAMPÃO E p. H ü Características de um tampão: CAPACIDADE p. H

CAPACIDADE DE TAMPÃO ü É a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o p. H comece a variar a um grau apreciável. ü Depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito.

p. H ü Depende de Ka para o ácido e das respectivas concentrações relativas de ácido e base que o tampão contém. ü Quanto maior as quantidades do par ácido-base conjugado, a razão de suas concentrações, e, conseqüentemente, o p. H se tornam mais resistentes às mudanças.

EQUAÇÃO DE HENDERSEN-HASSELBALCH ü Onde, - log [H+] = p. H e – log Ka = p. Ka, temos:

Equação de Henderson. Hasselbalch HA H+ [H+] [A-] Ka = [HÁ] H+ + A - = Ka. 1 1 = + H Ka HA H = Ka. + A- log HA A p. H = p. Ka + log HA HA A- 1 1 A log = + log + H Ka HA Aceptor de H+ (sal) Doador de H+ (ácido)

Poder Tamponante p. H do tampão Concentrações do sal e do ácido Relação Sal/Ácido = 0, 1 p. H = p. Ka + log 0, 1 p. H = p. Ka -1 Relação Sal/Ácido = 10/1 p. H = p. Ka + log 10 p. H = p. Ka +1 Poder tamponante de um sistema tampão pode ser definido pela quantidade de ácido forte que é necessário adicionar para fazer variar o p. H de uma unidade

Sistemas Primários Reguladores do p. H

Os Sistemas Tampões do Organismo Os principais sistemas tampões presentes no organismo, que permitem a manutenção da homeostasia, são: v sistema bicarbonato v sistema fosfato v proteínas v sistema da amônia

SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO ü Sistema tampão usado para controlar o p. H no sangue. SISTEMA TAMPÃO ÁCIDO CARBÔNICO-BICARBONATO ü H 2 CO 3 / HCO 3 - : são um par ácido base conjugado.

SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO ü Equilíbrios importantes no sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato: CO 2: um gás que fornece um mecanismo para o corpo se ajustar aos equilíbrios. üA remoção de CO 2 por exalação desloca o equilíbrio para a direita, consumindo íons H+.

SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO ü Para que o tampão tenha p. H de 7, 4, a razão [base] / [ácido] deve ser igual a um valor de 20. ü No plasma sangüíneo normal as concentrações de HCO 3 - e H 2 CO 3 são aproximadamente de 0, 024 mol / L e 0, 0012 mol /L, respectivamente. ü O tampão tem alta capacidade para neutralizar ácido adicional, mas apenas uma baixa capacidade para neutralizar base adicional.

SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO ü Os principais órgãos que regulam o p. H do sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato são pulmões e rins. Alguns dos receptores no cérebro são sensíveis às concentrações de H+ e CO 2 nos fluídos corpóreos. Quando a concentração de CO 2 aumenta, os equilíbrios deslocamse para a esquerda, o que leva à formação de mais H+. Os receptores disparam um reflexo para respirar mais rápido e mais profundamente, aumentando a velocidade de eliminação de CO 2 dos pulmões e deslocando o equilíbrio de volta para a direita. Os rins absorvem ou liberam H+ e HCO 3 -; muito do excesso de ácido deixa o corpo na urina, que normalmente tem p. H de 5, 0 a 7, 0.