Equilíbrio Ácido-Básico do Organismo

pH e Tampões
Profa. Graça Porto
Íon hidrogênio
 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+ + ClConceito 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+ + OHConceito 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 e Bases
CH3-COOH + H2O
(ácido)
 CH3-COO - + H3O+
(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
Dissociação da água e
seus produtos iônicos
H2O + H2O
 OH - + H3O+
A água funciona tanto como ácido quanto como base
[ H3O+] [OH -] [ H O+] [OH -]
3
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
pH
H3O+
(mols/L)
OH(mols/L)
100 = 1
10-14=0,000 000 000 000 01
10-3 = 0,001
10-11=0,000 000 000 01
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
0
3
7
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
7,8
7,0
7,4
Faixa de sobrevida
Alterações no pH
Acúmulo de ácidos
Perda de bases
Aumento da [H+]
Acidose
Queda do pH
7,4
Escala de pH
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
Líquido Extracelular
Sangue arterial
Sangue venoso
Líquido Intersticial
4.0 x 10-5
4.5 x 10-5
4.5 x 10-5
pH
7.40
7.35
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 pH
Eletrométrico
pHmetro
+]
Potenciômetro
mede
[H
Lavar o eletrodo e
secar com papel absorvente diferença de potencial elétrico
entre duas soluções
Padronização feita com soluções
de pH abaixo e acima do que vai ser medido
Colorimétrico
Indicador-H
(Cor A)
H+
indicadores
+
Indicador
(Cor B)
Indicadores de pH
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
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
 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-.
CH3COONa(aq)
CH3COO (aq)
+
+
Na (aq)
 Em comparação, CH3COOH é um eletrólito fraco.
CH3COOH(aq)
CH3COO (aq)
+
+
H (aq)
 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
CH3COOH(aq)
CH3COO (aq)
Adição de CH3COO- desloca o
equilíbrio, reduzindo [H+].
+
+
H (aq)
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.
 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
NH3 (aq) + H2O(l)
NH4+(aq) + OH-(aq)
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+
TampãoH+ + OH-
H+Tampão
H2O + Tampão
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.
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Considerando-se um ácido fraco:
H+ (aq)
HX (aq)
Ka =
[H+] [X-]
[HX]
+
X- (aq)
[H+] = Ka
[HX]
[X-]
 [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-].
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
 Íons OH- são adicionados à solução-tampão:
OH- (aq) + HX (aq)
H2O (l)
+
X- (aq)
[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.
COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
 Íons H+ são adicionados à solução-tampão:
+
H
(aq)
-
+ X
(aq)
HX (aq)
[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:
+
[H ] = Ka
[HX]
[X-]
 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
Amônia
NH4OH + NH4Cl
CAPACIDADE DE TAMPÃO E pH
 Características de um tampão:
CAPACIDADE
pH
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
[HX]
[X-]
[H+] = Ka
- log [H+] = - log
Ka
[HX]
[X-]
[HX]
= - log Ka - log
[X-]
 Onde, - log [H+] = pH e – log Ka = pKa, temos:
pH = pKa - log
[HX]
-
[X ]
pH = pKa + log
= pKa + log
[X-]
[HX]
[X-]
[HX]
Equação de HendersonHasselbalch
H+ + A-
HA
H+
[H+] [A-]
Ka =
[HÁ]
= Ka .
HA
+
H = Ka .
A1
1
=
+
H
Ka
.
HA
A-
A-
log
HA
A
pH = pKa + log
HA
1
1
A
log
=
+ log
+
H
Ka
HA
Aceptor de H+ (sal)
Doador de H+ (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:
H+(aq) + HCO3-(aq)
H2CO3(aq)
H2O(l) + CO2(g)
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 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 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.