introdução, ph e tampões
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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 ]
IONIZAÇÃO DA ÁGUA
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+]
IONIZAÇÃO DA ÁGUA
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.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
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+.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
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.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
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+.
SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
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.