pka - ph - tampao, Notas de estudo de Biotecnologia

Baixe pka - ph - tampao e outras Notas de estudo em PDF para Biotecnologia, somente na Docsity! Bioquímica/pH, pKa e soluções tampão 1 Bioquímica/pH, pKa e soluções tampão pH, pKa e soluções tampão Autoionização da água A água sofre não autoionização, ionizando-se a H+ e OH-. Na realidade, o próton, H+, não tem existência própria: é capturado por uma molécula de água, originando o ion H3O + (ion hidrónio ou hidroxónio). Esta ionização é expressa como um equilíbrio químico: Estrutura do ião H3O +. 2 H2O H3O + + OH- A extensão desta ionização é bastante pequena: ambos os íons encontram-se a uma concentração cerca de 10-7 M-1. A capacidade da água em ionizar-se tem consequências de grande relevância fisiológica. Diversas reacções bioquímicas dependem da transferência de H+ entre moléculas e enzimas, e a transferência de protões através das redes formadas por moléculas de água é possibilitada pelo seu pequeno tamanho. A existência de espécies químicas com possibilidade de se ionizarem em solução altera o equilíbrio da reacção de autoionização da água. A extensão do equilíbrio das espécies iónicas H3O + e OH- é expresso como um normal equilíbrio químico, ou seja, como a razão entre o produto das concentrações dos íons e o produto dos reagentes. Sendo o solvente também o único reagente, a concentração da água numa solução aquosa é constante: a 25ºC, é igual a 55,5 M. A expressão de equilíbrio pode ser rearranjada da seguinte forma: em que Kw é designado produto iónico da água. O valor de Keq é também conhecido (1,8×10 -16M), pelo que Bioquímica/pH, pKa e soluções tampão 2 O conceito de pH Quando [H+]=[OH-], a concentração de cada uma destas espécies é 1,0×10-7M, a 25ºC. Nestas condições diz-se que a solução se encontra a pH neutro. O pH é definido como o inverso do logaritmo da concentração de H+: Por esta definição, o pH neutro define-se como sendo numericamente igual a 7 (sem unidade). Quando [H+]<[OH-], a solução terá um pH superior a 7 e diz-se que é básica ou alcalina. Quando [H+]>[OH-], a solução tem um pH inferior a 7, dizendo-se que é uma solução ácida. Pela definição dada acima, é possível estabelecer uma escala numérica de pH que vai de 1 a 14. De notar que quando o pH sobe de um valor, na realidade a solução de pH maior é dez vezes mais básica, devido à natureza logarítmica da escala. Dois valores de diferença correspondem a uma diferença de cem vezes, três valores a mil vezes, etc. De referir que também é possível estabelecer uma escala de pOH, de forma similar à de pH. No entanto, esta não é vulgarmente usada porque em processos biológicos refere-se normalmente a presença ou ausência de protões, sendo a escala de pH mais prática para o efeito. A escala de pH (e pOH). Quanto menor o pH, mais ácida é uma solução: a extrema acidez do suco gástrico ajuda a digestão. O sangue humano tem um pH ligeiramente superior a 7. Produtos comerciais de limpeza têm muitas vezes carácter alcalino. Que importância tem o pH de uma solução? Muitas substâncias possuem grupos que podem sofrer protonação, isto é, incorporar um ou mais protões; da mesma forma, podem sofrer desprotonação, ou seja perder protões. Em muitos casos, o estado de protonação de uma molécula afecta a sua actividade biológica. Exemplo disto é o estado de protonação de diversas cadeias laterais de aminoácidos que constituem enzimas: por vezes, basta um aminoácido não possuir um protão para uma enzima inteira não funcionar. Protonação da cadeia lateral do aminoácido histidina. O pH de uma solução pode ser medido de várias formas. O método de maior sensibilidade é o uso de um eléctrodo de pH, um dispositivo electroquímico que mede a concentração de H+ em solução. O eléctrodo é parcialmente submergido na solução a medir; produz então uma corrente eléctrica proporcional à concentração de H+, que é convertida a um valor numérico. Para Bioquímica/pH, pKa e soluções tampão 5 do ácido) que se compensam mutuamente, fazendo com que a concentração de H+ não se altere significativamente. É possível relacionar a concentração do tampão com o pH e o pKa através da chamada equação de Henderson-Hasselbalch. Partindo-se da definição de constante de acidez e pondo em evidência a concentração de H+, pode rearranjar-se a relação sob a forma: Se se aplicar o logaritmo negativo a ambos os termos da equação, tem-se: Como -logX = pX, a equação pode ser escrita da forma: ou ainda sendo esta a forma mais conhecida da equação de Henderson-Hasselbalch. Esta relação matemática explica a forma quasi-sinusoidal da curva de titulação e mostra também que pH = pKa quando as concentrações de ácido e da sua base conjugada são iguais. As soluções tampão em sistemas biológicos Uma solução tampão é uma solução aquosa de um ácido e da sua base conjugada que não sofre variações significativas de pH quando se adicionam pequenas quantidades de ácidos ou bases. São portanto soluções cujo pH ideal se encontra no centro da zona tampão do par conjugado ácido/base. Como já referido, muitos processos biológicos dependem do estado de protonação de moléculas como as enzimas, sendo portanto fundamental o controlo rigoroso do pH do meio em que esses processos se desenrolam. Fluidos como o sangue e o citoplasma têm um pH definido, geralmente em torno de 7, e que não muda significativamente graças à presença de diversas substâncias dissolvidas que actuam como tampão. O citoplasma é rico em proteínas; os grupos laterais ionizáveis de aminoácidos que constituem essas proteínas têm um papel fundamental no tamponamento do meio intracelular. Outras moléculas ionizáveis, como o ATP, ácidos nucleicos e compostos intermediários de vias metabólicas, entre outros, contribuem também para a manutenção de um valor mais ou menos estável de pH no interior da célula. Dois dos tampões fisiológicos mais importantes, especialmente em fluidos como o sangue, são o tampão de carbonatos e o tampão de fosfatos. O dióxido de carbono (CO2), um gás em condições normais de pressão e temperatura, pode dissolver-se em soluções aquosas formando ácido carbónico, H2CO3. Estabelece-se então o equilíbrio CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq) Por sua vez, o ácido carbónico dissocia-se em solução aquosa, estabelecendo-se um segundo equilíbrio: H2CO3 HCO3 - + H+ A quantidade de ião hidrogenocarbonato (HCO3 -) em solução depende em primeira instância da pressão parcial do CO2, pois esta determina o equilíbrio entre CO2 dissolvido e não dissolvido em solução. Assim, quanto mais dióxido de carbono for dissolvido, maior será a acidificação da solução aquosa em que este se dissolve. O tampão de fosfatos, em situação fisiológica, refere-se especificamente ao equilíbrio H2PO4 - HPO4 2- + H+ Bioquímica/pH, pKa e soluções tampão 6 sendo um tampão natural no citoplasma de todas as células, já que o grupo fosfato está presente em diversas moléculas biológicas. Em trabalho laboratorial biológico e bioquímico é comum trabalhar-se com soluções tampão para manter o material de estudo (células, enzimas, tecidos, etc.) num meio com pH definido. Diversas soluções tampão podem ser feitas, dependendo do pH a que se pretende manter o material. Para isto. é necessário saber qual o pH óptimo desse material, ou seja, o pH a que se pode detectar um máximo de actividade fisiológica. Esta actividade está relacionada não só com o estado de protonação dos metabolitos envolvidos em reacções bioquímicas, mas também (e principalmente) com a estabilidade e estado de protonação das enzimas envolvidas nessas reacções. Os tampões de carbonatos e fosfatos são vulgarmente usados, mas outros de origem sintética, como o Tris-HCl (base Tris(hidroxilamina)aminometano, ácido HCl) ou o HEPES (ácido N-(2-hidroxietilo)-piperazina-N'-2-etanesulfónico, uma molécula anfotérica), são também de uso comum. Esta página foi eleita pelos colaboradores como uma das melhores do Wikilivros em Abril de 2007. Para mais informações, consulte a página de votações. 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