Bioquímica

Sistema tampão

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SanarFlix

5 minhá 660 dias

INTRODUÇÃO:

Quase todos os processos biológicos são dependentes do pH, visto que uma pequena mudança no pH produz uma grande mudança na velocidade do processo. Isso é válido não somente para as muitas reações nas quais os íons H+ são participantes diretos, mas também para aquelas reações nas quais não existe aparentemente a participação de íons H+.

Os grupos amino e carboxila protonados de aminoácidos e os grupos fosfato de nucleotídeos, por exemplo, agem como ácidos fracos, o seu estado iônico é determinado pelo pH do meio circundante. Estas interações iônicas estão entre as forças que estabilizam a molécula da proteína e permitem que uma enzima reconheça e se ligue ao seu substrato. Desta forma, a estrutura de muitas moléculas presentes na composição celular e, por conseguinte, a grande maioria dos processos bioquímicos são extremamente sensíveis a variações de pH.

Nos seres humanos, o pH plasmático deve ser mantido em torno de 7,4 em uma faixa muito estreita de variação, visto que decréscimos a valores próximos de 7,0 têm sérias consequências. Intracelularmente, a restrição se repete. Um exemplo suficiente da importância do pH na fisiologia celular é dado pela sua interferência na atividade das enzimas, catalisadores de todas as reações químicas celulares. Muitas destas reações se processam com liberação ou captação de prótons do meio aquoso em que estão dissolvidas as substâncias presentes na célula. Ainda assim, o valor do pH celular ou plasmático é mantido praticamente fixo. Células e organismos mantêm um pH citosólico específico e constante, em geral perto de pH 7, mantendo biomoléculas em seu estado iônico otimizado.

A manutenção do pH ideal é conseguida pelos seres vivos graças a existência dos sistemas-tampão. A constância do pH é atingida principalmente por tampões biológicos: misturas de ácidos fracos e suas bases conjugadas, como veremos adiante.

CONCEITOS QUÍMICOS IMPORTANTES:

Antes de falarmos sobre os sistemas-tampão do organismo humano, temos que abordar algumas definições químicas importantes para a compreensão do tema.

Ácidos e bases, segundo uma definição feita na década de 1880, por Svante Arrhenius, são, respectivamente, substâncias capazes de doar prótons e íons hidroxila. Essa definição é um tanto limitada porque, por exemplo, ela não leva em consideração o fato de que o NH3, que não tem grupo OH, apresentar propriedades básicas. Uma definição mais geral, que foi formulada em 1923 por Johannes Brönsted e Thomas Lowry, diz que um ácido é uma substância que pode doar prótons (como na definição de Arrhenius) e uma base é uma substância que pode aceitar prótons.

SE LIGA NO CONCEITO! Brönsted definiu ácidos como substâncias capazes de doar prótons (H+) e bases como substâncias capazes de recebê-los.

Segundo esta definição, são classificados como ácidos, por exemplo, HCl, H2SO4, H3C–COOH, NH4+ e H3C–NH3+ pois podem se dissociar, liberando prótons:

HCl ⇌ Cl + H+

H2SO4 ⇌ HSO4 + H+

H3C–COOH ⇌ H3C–COO + H+

NH4+ ⇌ NH3 + H+

H3C–NH3+ ⇌ H3C–NH2 + H+

Generalizando, a equação de dissociação de um ácido qualquer (HA) é:

HA + H2O ⇌ A + H3O+

Um ácido de Brönsted (nesse caso, HA) reage com uma base de Brönsted (nesse caso, H2O), formando a base conjugada do ácido (A) e o ácido conjugado da base (H3O+). Essa reação é geralmente abreviada na forma de HA ⇌ A + H+, em que está implícita a participação da água.

Então, por exemplo, o íon acetato (H3C–COO) é a base conjugada do ácido acético (H3C–COOH) e o íon amônio (NH4+) é o ácido conjugado da amônia (NH3). Os íons (Cl, HSO4 etc.) ou as moléculas (NH3, H3C–NH2) resultantes da dissociação de um ácido são denominados de bases conjugadas do ácido em questão, já que podem receber um próton, convertendo-se novamente no ácido conjugado respectivo.

SAIBA MAIS: Em uma definição ainda mais geral de ácidos e bases, Gilbert Lewis descreveu um ácido de Lewis como uma substância que pode receber um par de elétrons, e uma base de Lewis como uma substância que pode doar um par de elétrons. Essa definição, que é aplicável tanto a soluções aquosas como a soluções não aquosas, é desnecessariamente ampla para descrever a maioria dos fenômenos bioquímicos.

  • Força de um ácido

Alguns ácidos são tão fortes, que se dissociam totalmente quando em soluções diluídas. É o caso, por exemplo, de HCl e H2SO4. Nesta situação, é mais correto usar o símbolo (→) do que o símbolo (⇌) na equação de dissociação deste ácido forte, uma vez que o mesmo se encontrará quase que totalmente dissociado, não havendo “espaço” para a reação reversa.

Outros, os chamados ácidos fracos, ionizam-se muito pouco. Para estes ácidos pode-se escrever HA ⇌ A + H+. Esta equação indica que, em solução aquosa, o ácido fraco HA dissocia-se, produzindo as espécies A e H+ que, juntamente com a parte não dissociada, HA, compõem um equilíbrio químico.

A constante de equilíbrio (K), referida, neste caso, como constante de dissociação ou constante de ionização do ácido em questão desta dissociação é:

K = [H3O+][A] / [HA][H2O]

A constante de dissociação é uma grandeza que representa as afinidades relativas do próton dos pares conjugados ácido-base HA/A e H3O+/H20. Tanto aqui como ao longo de todo o texto, quantidades em colchetes simbolizam as concentrações molares das substâncias indicadas.

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