introdução, ph e tampões

COMO ESTUDAR BIOQUÍMICA CLÍNICA

CONHECIMENTO DAS SUBSTÂNCIAS

CONHECER O METABOLISMO

CONHECER A REGULAÇÃO DO METABOLISMO

Matéria viva : Carbono (C), Hidrogênio (H), Oxigênio (O) e Nitrogênio (N).

A combinação desses elementos origina as moléculas

que compõem as células e são responsáveis pelo seu funcionamento.

Pontes de hidrogênio Resultam da atração eletrostática entre um átomo

eletronegativo um átomo de hidrogênio que está ligado covalentemente a um segundo átomo eletronegativo)

Força de Van der Walls As forças de atração ou repulsão entre entidades

moleculares (ou entre grupos dentro da mesma entidade molecular) diferentes daquelas que são devidas à formação de ligação ou a interação eletrostática de íons ou grupos iônicos uns com os outros ou com moléculas neutras.

Lembre:as forças de Van der Walls são muito mais fracas que as ligações iônicas e de hidrogênio mas contribuem

para a estabilidade das estruturas biológicas

Pata de uma lagartixa enquanto anda sobre uma parede de vidro, graças às forças de van der Waals.

Constituição da matéria viva:

Moléculas de água: tendem a ionizar-se (reversível)

H2O H+ + OH-

Constante de Equilíbrio:

Como todas as reações reversíveis, a ionização da

água pode ser descrita por uma constante de equilíbrio

(Que indica a posição de equilíbrio de uma reação

química)

Keq ou K

IONIZAÇÃO DA ÁGUA

O grau de ionização da água é definido por uma constante de equilíbrio (Keq)

A + B C + D Keq = [ H+ ] [ OH- ]

[ H2O ]


A 25°C uma pequena porção de moléculas da água estão

ionizadas.

Em um litro : 55,5 moles de água (concentração molar =

55,5M)

Keq = 1,8 x 10 -16M 1,8x10-16M = [H+] [OH-]

55,5M

[H+] [OH-] = 1x10-14 M2

Água neutra: [H+] = 1x10-7 pH = neutro

(concentrações iguais de H+ e OH-)

Propriedades dos Solventescaracterísticas da molécula não carregada + Grau de Ionização [H+] e [OH-]

Moléculas de água: tendem a ionizar-se (reversível)

H2O H+ + OH-

Ácidos ou bases dissolvidos na água produz H+ (ácidos) e OH- (bases).

O pH de uma solução aquosa reflete, em uma escala logarítmica, a concentração de íons hidrogênios

pH = log 1 = - log [H+]

[H+]

pH: Concentração de íons hidrogênio

Água pura: pH neutro

pH = log 1

[H+]


A medida do pH é um dos procedimentos mais importantes e frequentemente usados na bioquímica

Numa reação de ionização há sempre um par ácido-base conjugado. Para cada doador de próton (ácido) há sempre um receptor (base).

A ionização é alta em ácidos fortes (HCl, H2SO4) e baixa em ácidos fracos (acético).

Constantes de dissociação (Ka): a força de ionização de um ácido (Keq) expressa em uma escala logarítica

pKa = log 1 = - log Ka

Ka

Conceito de pK: valor de pH no qual 50% do

ácido encontra-se dissociado.

IMPORTANTE: Quanto menor o pK, maior é

a força de ionização do ácido

Usada para

determinar a

concentração de um

ácido em uma

solução.

Volume do ácido é

titulado com uma base

forte (NaOH) até a

neutralização deste

ácido.

Medidas de pH

Eletrométrico

Colorimétrico

pHmetro

Potenciômetro mede diferença de potencial elétrico entre duas soluções - [H+]

indicadores

Indicador-H H+ + Indicador (Cor A) (Cor B)

Indicadores de pH

Indicadores de pH são substâncias (corantes)

utilizadas para determinar o valor do pH

Exemplos

Metil-violeta

pH

0 2 4 6 8 10 12 14

A Violeta

Tornassol Amarelo Azul

incolor Vermelho Violeta

Fenolftaleína

Atividade catalítica das enzimas;

Diagnóstico de doenças (sangue e urina).

Ex.: plasma sanguíneo do animal com diabetes é

menor que 7,4 (acidose).

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 pH sangüineo, dentro da normalidade, ou seja manter a homeostasia .

pH do Sangue Arterial

7,4 7,0 7,8

Faixa de sobrevida

Acidose Alcalose

pH normal

FONTES DE H+ DECORRENTES DOS

PROCESSOS METABÓLICOS

Powers,S.K. e Howley, E.T., Fisiologia do Exercício, (2000), pg207 Fig11.3

Metabolismo aeróbico da glicose

Metabolismo anaeróbico da glicose

Ácido Carbônico Ácido Lático

Ácido Sulfúrico

Ácido Fosfórico

Corpos Cetônicos Ácidos

H+

Oxidação de Amino ácidos Sulfurados

Oxidação incompleta de ácidos graxos

Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas

Substâncias que em solução aquosa dão a estas

soluções a propriedade de resistir a variações do seu

pH quando as mesmas são adicionadas em

quantidades pequenas de ácidos (H+) ou base (OH-).

O pH de uma solução de ácido fraco (ou base) e seu sal

é dada pela equação de Henderson-Hasselbalch

pH = pKa – log [HA]

[A-]

Quase todos os processos biológicos são dependentes do pH. Plasma → 7,35 – 7,48

Intracelular: Função da célula (Eritrócito: 7,2)

O fosfato e as proteínas são os principais tampões do fluido intracelular, em conseqüência da presença de grupos dissociáveis contidos em resíduos de aminoácidos ácidos (glutâmico e aspártico) e básicos (lisina e histidina)

Sistema Tampão Bicarbonato

É um sistema tampão fisiológico efetivo

Principal tampão do espaço extracelular: ácido

carbônico /Bicarbonato

Componentes: Ácido- CO2 e Básico- íon

bicarbonato (HCO3-)

O ácido carbônico é formado a partir de CO2 e H2O

e está em equilíbrio com o reservatório de CO2

localizado nos pulmões.

Quando H+ é adicionado no

sangue, a concentração de

H2CO3 aumenta,

aumentando a

concentração de CO2 no

sangue, aumentando a

pressão deles nos espaços

aéreos e o CO2 é expirado.

A finalidade do tampão é manter o pH

do sangue praticamente constante.

Os componentes do sistema-tampão

do bicarbonato são produzidos

metabolicamente em grande quantidade.

Condição Causas possíveis

acidose

respiratória

apnéia ou capacidade pulmonar prejudicada, com acúmulo de CO2 nos

pulmões.

acidose

metabólica

ingestão de ácido, produção de cetoácidos no diabetes descompensado

ou disfunção renal.

(Em todas elas, há um acúmulo de H+ não decorrente de um excesso de

CO2.)

Condição Causas possíveis

alcalose

respiratória

hiperventilação, produzindo diminuição do CO2 no sangue.

alcalose

metabólica

ingestão de álcali (base), vômitos prolongados (perda de HCl) ou

desidratação extrema levando a retenção de bicarbonato pelos rins.

(O aspecto comum é a perda de H+ não decorrente de uma baixa do CO2

sangüíneo)

Concentração de H+ em mEq/l pH Líquido Extracelular Sangue arterial 4.0 x 10-5 7.40 Sangue venoso 4.5 x 10-5 7.35 Líquido Intersticial 4.5 x 10-5 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

Mecanismos de Ação dos

Tampões

1. Adição de ácido

CH3-COOH + CH3-COONa + HCl

2CH3-COOH + NaCl

CH3-COOH + CH3-COONa

2. Adição de base

+ NaOH

2CH3-COONa + H2O

Exemplos de Tampões

CH3-COOH + CH3-COONa Acetato

Bicarbonato H2CO3 + NaHCO3

Fosfato H2PO-4 + NaHPO4

Amônia NH4OH + NH4Cl

CAPACIDADE DE TAMPÃO

É a quantidade de ácido ou base que um

tampão pode neutralizar antes que o pH

comece a variar a um grau apreciável.

Depende da quantidade de ácido e base

da qual o tampão é feito.

pH

Depende de Ka para o ácido e das

respectivas concentrações relativas de

ácido e base que o tampão contém.

Quanto maior as quantidades do par ácido-base

conjugado, o pH se tornam mais resistentes às

mudanças.

Equação de Henderson-Hasselbalch

HA H+ + A- Ka = [H+] [A-]

[HA]

H+ = Ka . HA 1 = 1 . A-

A- H+ Ka HA

Log 1 = log 1 + log A-

H Ka HA

pH = pKa + log A- Aceptor de H+

HA Doador de H+

Poder Tamponante

pH do tampão [sal] [ácido]

Relação Sal/Ácido = 0,1 pH = pKa + log 0,1

pH = pKa -1

Relação Sal/Ácido = 10 pH = pKa + log 10

pH = pKa +1

Poder tamponante de um sistema tampão pode

ser definido pela quantidade de ácido forte que

é necessário adicionar para fazer variar o pH de

uma unidade

Os sistemas químicos de tampões ácido-base

dos líquidos corporais;

O centro respiratório, que regula a remoção de

CO2 do líquido extracelular;

Os rins, que agem reabsorvendo o bicarbonato

filtrado ou eliminado o H+ pelo sistema tampão

fosfato ou na forma de NH4+

Os principais sistemas tampões

presentes no organismo, que permitem a

manutenção da homeostasia, são:

sistema bicarbonato

sistema fosfato

proteínas

SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO

Sistema tampão usado para controlar o

pH no sangue.

SISTEMA TAMPÃO ÁCIDO

CARBÔNICO-BICARBONATO

H2CO3 / HCO3- : são um par ácido base conjugado.


H+(aq) + HCO3

-(aq) H2CO3(aq) H2O(l) + CO2(g)

Equilíbrios importantes no sistema tampão

ácido carbônico-bicarbonato:

CO2: um gás que fornece um mecanismo para o

corpo se ajustar aos equilíbrios.

A remoção de CO2 por exalação desloca o

equilíbrio para a direita, consumindo íons H+.


Para que o tampão tenha pH de 7,4, a razão

[base] / [ácido] deve ser igual a um valor de 20.

No plasma sangüíneo normal as concentrações

de HCO3- e H2CO3 são aproximadamente de

0,024 mol / L e 0,0012 mol /L, respectivamente.


Regulação: pulmões e rins (ácido

carbônico/bicarbonato)

Alguns dos receptores no cérebro são sensíveis

às concentrações de H+ e CO2 nos fluídos

corpóreos.

Quando a concentração de CO2 aumenta, os

equilíbrios deslocam-se 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 CO2 dos pulmões e

deslocando o equilíbrio de volta para a direita.

Os rins absorvem ou liberam H+ e HCO3-; muito

do excesso de ácido deixa o corpo na urina, que

normalmente tem pH de 5,0 a 7,0.

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