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PH e Tampões pH e Tampões Profa. Graça Porto. O íon hidrogênio (H + ) é o íon mais importante nos sistemas biológicos A [H + ] nas células e líquidos.

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1 pH e Tampões pH e Tampões Profa. Graça Porto

2 O íon hidrogênio (H + ) é o íon mais importante nos sistemas biológicos 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 Íon hidrogênio A [H + ] nas células e líquidos biológicos deve estar em torno de 0,4nM (0,4x10 -7 ) 80mM de íons hidrogênio são ingeridos ou produzidos pelo metabolismo por dia.

3 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.

4 Bases Conceito de Arrhenius: Base é toda substância que em solução aquosa se dissocia liberando ânion oxidrila (OH - ). Ex.: NaOH + H 2 O Na + + OH - Conceito 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 OH -

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

6 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 Lei da ação das massas: K = [ H 3 O + ] [OH - ] = [H 2 O] [H 2 O] 2 K.[H 2 O] 2 = Kw =[ H 3 O + ] [OH - ] = Na água pura a [H + ] é igual a [OH - ] que é igual a 10 -7

7 Potencial hidrogeniônico (pH) A [H + ] de uma solução é quantificada em unidades de pH O pH é definido como o logarítmo negativo da [H + ] pH = -log [H + ] A escala de pH varia de 1 até 14, uma vez que qualquer [H + ] está compreendida na faixa de 10 0 a

8 Escala de pH pH H 3 O + (mols/L) OH - (mols/L) = =0, = 0, =0, = 0, =0, = 0, =0, =0, =1

9 Homeostasia é a constância do meio interno pH x homeostasia 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 7,47,0 7,8 Faixa de sobrevida AcidoseAlcalose pH normal

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

11 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 CarbônicoÁcido Lático Ácido Sulfúrico Ácido Fosfórico Corpos Cetônicos Ácidos H+H+ Oxidação de Amino ácidos Sulfurados Oxidação incompleta de ácidos graxos Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas

12 pH dos Líquidos Corporais Concentração de H + em mEq/l pH Líquido Extracelular Sangue arterial 4.0 x Sangue venoso 4.5 x Líquido Intersticial 4.5 x Líquido Intracelular 1 x a 4 x a 7.4 Urina 3 x a 1 x a 8.0 HCl gástrico

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

14 Indicadores de pH Indicadores de pH são substâncias (corantes) utilizadas para determinar o valor do pH Exemplos Metil-violeta pH AVioleta Tornassol Amarelo Azul incolor Vermelho Violeta Fenolftaleína

15 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.

16 O EFEITO DO ÍON COMUM Concentrações no equilíbrio de íons em solução contendo um ácido fraco ou uma base fraca. 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?

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

18 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 + ].

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

20 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.

21 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 pH. NH 4 Cl Adição de NH 4 + desloca o equilíbrio, reduzindo [OH - ].

22 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 + H + Tampão TampãoH + + OH - H 2 O + Tampão

23 COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO Um tampão resiste ás variações no pH porque ele contém tanto espécies ácidas para neutralizar os íons OH- quanto espécies básicas para neutralizar os íons H+. 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 - NH 4 + / NH 3 ou

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

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

28 COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO Íons OH - são adicionados à solução-tampão: [HX] [X - ] 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 pH pequena.

29 COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO Íons H + são adicionados à solução-tampão: [X - ] [HX] 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 pH pequena.

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

31 Mecanismos de Ação dos Tampões 1. Adição de ácido CH 3 -COOH + CH 3 -COONa+HCl 2CH 3 -COOH + NaCl CH 3 -COOH + CH 3 -COONa 2. Adição de base + NaOH 2CH 3 -COONa + H 2 O

32 Exemplos de Tampões CH 3 -COOH + CH 3 -COONa Acetato Bicarbonato H 2 CO 3 + NaHCO 3 Fosfato H 2 PO NaHPO 4 Amônia NH 4 OH + NH 4 Cl

33 CAPACIDADE DE TAMPÃO E pH Características de um tampão: CAPACIDADE pH

34 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.

35 pH Depende de K a 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, a razão de suas concentrações, e, conseqüentemente, o pH se tornam mais resistentes às mudanças.

36 EQUAÇÃO DE HENDERSEN-HASSELBALCH Onde, - log [H + ] = pH e – log K a = pK a, temos:

37 Equação de Henderson- Hasselbalch HAH + + A - Ka = [H + ] [A - ] [HÁ] H + = Ka. A-A- HA H + = Ka. A-A- HA H+H+ 1 = 1 Ka. A-A- HA H+H+ 1 = 1 Ka A-A- HA log + log pH = pKa A-A- HA + log Aceptor deH+H+ Doador deH+H+ (sal) (ácido)

38 Poder Tamponante pH do tampão Concentrações do sal e do ácido Relação Sal/Ácido = 0,1 pH = pKa + log 0,1 pH = pKa -1 Relação Sal/Ácido = 10/1 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

39 Sistemas Primários Reguladores do pH

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

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

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

43 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 HCO 3 - e H 2 CO 3 são aproximadamente de 0,024 mol / L e 0,0012 mol /L, respectivamente. O tampão tem alta capacidade para neutralizar ácido adicional, mas apenas uma baixa capacidade para neutralizar base adicional.

44 SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO Os principais órgãos que regulam o pH 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 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 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 pH de 5,0 a 7,0.


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