pH e Tampões Profa. Graça Porto

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 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.

Ácidos Conceito de Arrhenius: Ácido é toda substância que em solução aquosa libera como cátion o íon hidrogênio (H+). Ex.: HCl + H2O  H3O+ + 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.: NaOH + H2O  Na+ + OH- Conceito de Brönsted e Lowry: Base é um receptor de prótons. Um ácido pode transferir um próton para uma base. Ex.: NH3 + H2O  NH4+ + OH-

Ácidos aumentam a [H+] de uma solução aquosa e bases a diminuem Ácidos e Bases CH3-COOH + H2O  CH3-COO - + H3O+ (base) (ácido) 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

Na água pura a [H+] é igual a [OH-] que é igual a 10-7 Dissociação da água e seus produtos iônicos H2O + H2O  OH - + H3O+ A água funciona tanto como ácido quanto como base [ H3O+] [OH -] [ H3O+] [OH -] Lei da ação das massas: K = = [H2O] [H2O] [H2O]2 K.[H2O]2 = Kw = [ H3O+] [OH -] = 10-14 Na água pura a [H+] é igual a [OH-] que é igual a 10-7

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 100 a 10-14.

Escala de pH H3O+ (mols/L) OH- (mols/L) pH 0 100 = 1 10-14=0,000 000 000 000 01 3 10-3 = 0,001 10-11=0,000 000 000 01 7 10-7 = 0,000 000 1 10-7=0,000 000 1 10 10-10 = 0,000 000 000 1 10-4=0,000 1 14 10-14 =0, 000 000 000 000 01 10-0=1

pH 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 pH sangüineo, dentro da normalidade, ou seja manter a homeostasia . pH do Sangue Arterial pH normal Acidose Alcalose 7,0 7,4 7,8 Faixa de sobrevida

Alterações no pH Acúmulo de ácidos Perda de bases Aumento da [H+] Acidose Queda do pH Escala de pH 7,4 Aumento do pH 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 Ácidos 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), pg207 Fig11.3

pH dos Líquidos Corporais 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

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

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

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 que acontece quando CH3COONa é adicionado à solução de CH3COOH? 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 (CH3COOH), mas também um sal solúvel desse ácido, como o CH3COONa. O que acontece quando CH3COONa é adicionado à solução de CH3COOH?

CH3COONa é um eletrólito forte. Dissocia-se completamente em solução aquosa para formar íons Na+ e CH3COO-. Em comparação, CH3COOH é um eletrólito fraco.

Adição de CH3COO- desloca o equilíbrio, reduzindo [H+]. A adição de CH3COO- a partir de CH3COONa faz com que o equilíbrio desloque-se para a esquerda, diminuindo, portanto, a concentração no equilíbrio de H+ (aq). CH3COONa Adição de CH3COO- desloca o equilíbrio, reduzindo [H+].

CH3COO- é uma base fraca. O pH 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.

Adição de NH4+ desloca o equilíbrio, reduzindo [OH-]. A ionização de uma base fraca também diminui com a adição de um íon comum. Por exemplo, a adição de NH4+ (como a partir do eletrólito forte NH4Cl) faz com que o equilíbrio de dissociação de NH3 desloque para a esquerda, diminuindo a concentração de OH- no equilíbrio e abaixando o pH. NH4Cl Adição de NH4+ 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+ H+Tampão TampãoH+ + OH- H2O + Tampão

Exigência preenchida por um par ÁCIDO-BASE CONJUGADO 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 CH3COOH / CH3COO- ou NH4+ / NH3

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

Considerando-se um ácido fraco: 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 Ka para o componente ácido fraco do tampão e a razão das concentrações do par ácido-base conjugado [HX] / [X-].

Íons OH- são adicionados à solução-tampão: 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.

Íons H+ são adicionados à solução-tampão: 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.

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+] = Ka. Geralmente tentamos selecionar um tampão cuja forma ácida tem pKa próximo do pH desejado.

Mecanismos de Ação dos Tampões 1. Adição de ácido CH3-COOH + CH3-COONa + HCl 2CH3-COOH + NaCl 2. Adição de base CH3-COOH + CH3-COONa + NaOH 2CH3-COONa + H2O

Exemplos de Tampões Acetato CH3-COOH + CH3-COONa Bicarbonato H2CO3 + NaHCO3 Fosfato H2PO-4 + NaHPO4 NH4OH + NH4Cl Amônia

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

Depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito. 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, a razão de suas concentrações, e, conseqüentemente, o pH se tornam mais resistentes às mudanças.

EQUAÇÃO DE HENDERSEN-HASSELBALCH Onde, - log [H+] = pH e – log Ka = pKa, temos:

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

Concentrações do sal e do ácido 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

Sistemas Primários Reguladores do pH

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

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 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. O tampão tem alta capacidade para neutralizar ácido adicional, mas apenas uma baixa capacidade para neutralizar base adicional.

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 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.