Bioquímica - Água Ph e Tampões

Medicina – UFGC\nAula 5 – Bioquímica\nYahanna Estrela\nBioquímica da água, pH e tampões\n\nÁGUA: ESTRUTURA E PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS\n\n✓ Permite todas as porções de todas as células (dinamicidade).\n✓ Importância: transporte de nutrientes e reações metabólicas. Fornece meio para movimentos de soluções; participa das reações químicas. Excreção de substâncias através da urina; regulação térmica através do suor, etc.\n✓ Todos os aspectos de estrutura celular e suas funções são adaptadas às propriedades físico-químicas da água.\n✓ 60-70% do corpo humano.\n✓ 75% em crianças.\n✓ A quantidade de água vai diminuindo de acordo com a idade.\n✓ 40% intracelular e 60% extracellular.\n✓ Obesos, idosos e mulheres têm menor teor de água.\n\nPROPRIEDADES\nProperties incommensurate: PF (0oC), PE (100oC), alerta específico e calor de vaporization; maior que os líquidos comuns. Solvente universal.\nTemperatura varia pouco dentro da célula devido ao calor específico e calor de vaporização. Isso é importante para que haja estabilidade para reações.\n\nINTERAÇÃO ENTRE AS MOLÉCULAS\n✓ Átomo de Hidrogênio compartilha um par de elétrons com oxigênio – Geometria próxima do tetraedro (109,5°);\n✓ Pares de elétrons não compartilhados geram uma carga parcial (-);\n✓ A força de atração eletrônica do Oxigênio origina uma carga parcial (+);\n✓ Caráter dipolar/electricamente neutro.\n\nPONTES DE HIDROGÊNIO\n✓ Atração eletrostática resultante entre o átomo de oxigênio de uma molécula de água e o átomo de hidrogênio de outra molécula de água.\n✓ São mais fracas que ligações covalentes: permite que a água seja um meio dinâmico. Caráter de solvente universal.\n\nCada molécula de água se une mediante pontes de hidrogênio a 3 ou 4 moléculas: gera fluidez.\nA fluidez da água é devido à média curta das ligações (10s). Se quebram e se refazem rapidamente - meio extremamente dinâmico.\nNão é uma interação crítica H2O.\nPodem ser formadas entre um átomo eletronegativo (O, N, F) e um átomo de hidrogênio ligado a um átomo eletropositivo.\nA água responde ao aumento de calor com a diminuição da quantidade de pontes de hidrogênio e ao resfriamento com o aumento da formação de pontes de hidrogênio entre as suas moléculas.\n\nSOLUBILIDADE\n✓ A interação com solutos ocorre porque a água é um líquido polar.\n✓ A água pode dissolver polas pontes de H.\n✓ Sais iônicos e moléculas orgânicas.\n✓ Compostos orgânicos polares (álcoois, ácidos, aldeídos, açúcares).\n✓ Sais cristalinos: interagem com os íons.\n✓ Substâncias anfipáticas (fosfolipídios, proteínas, ácidos nucleicos): a água forma micelas, interagindo com a porção hidrofílica e repelindo a porção hidrofóbica.\n\nÁGUA E REGULAÇÃO TÉRMICA\nEstrutura e propriedades da água permitem que resista a mudanças de temperaturas.\nExemplo: quando está muito quente, nós suamos e o suor é responsável por roubar calor de pele e evaporar. Isso é uma forma de regulação térmica.\n\nOSMOLALIDADE E MOVIMENTO DA ÁGUA\nA osmolalidade mede a concentração de um determinado soluto. Quanto maior a concentração, maior a osmolalidade.\nA água se move do compartimento com menor concentração para o de maior concentração, em busca da equalização.\nHiperglicemia: alta osmolalidade e desidratação, as células perdem água. Importância clínica: em situação com paciente com diabetes descompensado, em que se tem hiperglicemia, o açúcar no sangue faz com que o sangue fique com elevado osmolalidade. A água de dentro das células vai em direção ao sangue e o organismo elimina essa água junto com a urina, a chamada diurese osmótica. Por isso o paciente diabético fica desidratado. Tratamento: soro fisiológico, visto que sua osmolalidade é semelhante aos compartimentos sanguíneos.\n\nIONIZAÇÃO DA ÁGUA\n✓ A dissociação da água é muito leve e a concentração de H+ é de 10-7 mol/L → H2O pode dissociar em H+ e OH-.\n\nAs moléculas de água tendem a ionizar-se. É um processo reversível.\n✓ O pH é a concentração de H+ em uma misturá. É logo negativo da concentração de íons de hidrogênio.\nPortanto, o pH dá água é 7,0\nO pH sanguíneo: 7,4, podendo variar de 7,35 a 7,45.\n\nIMPORTÂNCIA DO PH\n✓ Atividade catalítica das enzimas.\n✓ Diagnóstico de doenças; ganho de função.\n✓ Exemplo: plasma sanguíneo do animal com diabetes é menor que 7,4 (ácidoso).\n\nO pH de pacientes diabéticos tende a ser menor (mais ácido) devido à produção de compostos cetônicos que ocorre no diabetes descompensado.\n\nKa ou Kd\n✓ A tendência que um determinado ácido tem de se dissociar e doar um hidrogênio para o solução é representada pelo seu Ka.\nQuanto maior o Ka maior a tendência de esse ácido se dissociar; maior sua capacidade de doar H+.\nNa equação de Henderson-Hasselbalch, a fórmula para calcular é a seguinte: pode-se ver que a equação está expressa como pH igual ao seu pKa.\nQuanto maior o Ka, mais fraco o ácido. pH é 7 neutro, pois [H+] = [OH-].\n\nA constante de dissociação Ka é um produto das atividades (aproximadamente, concentrações de reagentes e produtos no equilíbrio de forma:\nAB = A + B\nA constante de dissociação Kd é o produto das atividade de A e B dividida pela atividade dos produtos, AB, e em dimensões de concentrações.\nKd = [A+][B-]/[AB].\n\nÁCIDOS FORTES X ÁCIDOS FRACOS\n✓ Fortes: se dissociam completamente em solução (HCl e H2SO4). Possuem elevado Kd. Fracos: um ácido que não ioniza significativamente numa solução; ou seja, se o ácido, representado pela fórmula geral HA, quando dissolvido numa solução aquosa ainda restará uma quantidade significativa de HA não dissociado.\n✓ As concentrações de equilíbrio de reagentes e produtos são relacionadas pela expressão da Constante de acidez, (Ka):\n\nHCl (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+(aq) + Cl-(aq)\nCH3COOH ⇌ H+(aq) + CH3COO-(aq)\n\nA TENDÊNCIA DO HA (ÁCIDO) DE SE DISSOCIAR E DOAR H+ É REPRESENTADO PELO SEU Ka.\n✓ Maior Ka: maior doação de H+/maior grau de ionização.\n\nEsse Ka é convertido em equação logarítmica convenientemente chamada de Henderson-Hasselbach\n\npH = pKa + log [A-]/[HA].\n\nEQUAÇÃO DE HENDERSON-HASSELBACH\n✓ Utilizada para calcular o pH de uma solução tampão, a partir do pKa (a constante de dissociação do ácido) e concentrações de equilíbrio ácido-base, do ácido e do base conjugada.\n✓ Serve para calcular a concentração de base conjugada/especie ionizada e de espécie não ionizada em qualquer pH.\n✓ Verificar o grau de ionização da substância e determinar seu movimento entre as membranas celulares.\n✓ Os principais comportamentos biológicos têm pH definidos, tais como a mucosa intestinal (pH*5), o plasma (pH*7,4) e a mucosa gástrica (pH*1).\n✓ Assim sendo, é possível obter fármacos de comportamento farmacocinético (absorção, distribuição e excreção), com propriedades melhoradas.\n\nA pH é o logaritmico.\n✓ O pH é a relação que o log de H+ é inversamente proporcional.\n✓ Normalmente o pH sanguíneo é 7,4, podendo variar entre 7,35 e 7,45.\n✓ Geralmente quando o sangue é venoso é pH 7,35.\n✓ Geralmente quando o sangue é arterial é pH 7,45.\n\nQUAL MELHOR TAMPO? Ácido que possui pKa<pH da solução, pois estará 50% na forma de ácido e 50% na forma de base conjugada.\n\nAPLICAÇÕES DA EQUAÇÃO DE HENDERSON-HASSELBACH\n✓ Influência do pH nas concentrações de ácido fraco (não ionizada/molecular) e de sua base conjugada (ionizada).\n✓ Local de melhor absorção de medicamentos.\n✓ Forma não protonada (desprovida de carga) = melhor absorvida.\n\nESCALA DE pH\n✓ É logarítmica.\n✓ O pH, ou seja, o valor do pH muda em uma unidade, a concentração de H+ aumenta ou diminui em 10 vezes.\n\nPORQUE OCORRE VARIAÇÃO NO PH SANGUÍNEO?\n✓ 7,4. Pode variar entre 7,35 e 7,45.\n✓ Geralmente quando o sangue é venoso é pH 7,35.\n✓ Geralmente quando o sangue é arterial é pH 7,45. Alterações fora desse intervalo pode ter quadro de acidosis ou alcalose, que podem gerar morte celular.\nOxidação da glicose: ATP/CO2/H2O\nQuebra da Ara: NH4+/ATP/SO4-\nRespiração anaeróbica: ácido lático\nEnzimas são sensíveis à variação pH.\nPode alterar sua conformação nativa (estrutura tridimensional)\n\nCOMO O ORGANISMO CONSEGUE CONTROLAR A VARIAÇÃO DO pH?\n\nAtravés dos sistemas atuantes para manutenção do pH:\n1. Sistema tampão/tampões plasmáticos: diminui o efeito de ácidos ou bases adicionados nos líquidos corporais. Possui atuação imediata.\n2. Sistema pulmonar: elimina ou retém CO2 (que pode se complexar com H2O e formar H2CO3, que é doador de H+ e quanto mais CO2, mais H+ que aumentam CO2, menos H+). Atuação de minutos.\n3. Sistema renal: excreção de urina ácida ou básica. Atuação em horas a dias. É mais maduro, é o sistema tamponante mais importante e é o sangue.\n\nA importância do tampão: diariamente o corpo produz cerca de 22000mEq de ácido (H+). Caso não existissem os tampões, o pH seria menor que 1 e nós não sobreviveríamos. Os sistemas tampões atuam em conjunto com a respiração e o sistema renal para manutenção do pH sanguíneo.\n\nExemplos de soluções-tampão\nÁcido fraco\nSal desse base\nÁcido acético (H3CCOOH)\nAcetato de sódio (NH4O2)\nBase fraca\nSal dessa base\nHidróxido de amônio (NH4OH)\nCloreto de amônio (NH4Cl)\n\nSistema Tampão\nExemplos:\nTampão bicarbonato (principal)  está no sangue. É fisiológico. Importante na saliva e no sangue.\nCO2 + H2O <-> H2CO3 <-> H+ + HCO3-\nA reação pode ocorrer para direita ou para esquerda, depende da necessidade fisiológica.\nTampão fosfato (todos os tipos de células  citoplasma).\nTampão hemoglobina (eritócitos em conjunto com bicarbonato).\nTampão proteínas (células/plasma).\n\nO que é uma solução tampão?\nÉ um sistema que atenua a variação dos valores de pH, mantendo-o aproximadamente constante. Resiste a mudanças de pH quando forem acionados pequenas quantidades de ácido ou bases. São formados por um ácido fraco e um sal dessa base. Químicos utilizam tampões que talvez não necessitem manter o pH de uma solução em nível constante e pré-determinado.\nNo corpo humano, as soluções tampões estão responsáveis pelo funcionamento biológico que depende criticamente do pH. Em destaque, o\nsistema que atua com o bicarbonato: \n\nRegião de tamponamento: é a região que o sistema tampão trabalha para diminuir essas variações de pH. Ao adicionar +1 ou -1 ao pKa do sistema, descobre-se a região de tamponamento. Por exemplo, se for pKa = 5, isso leva a região de tamponamento seria de 4 a 6.\nAo adicionar H+ ou OH- ocorre quando HA e A- atraem um platô. Ou seja, está inativo e predisposto a sobrecarga.\nDependendo da quantidade de H+ ou OH- adicionada na solução, pode ocorrer sobrecarga do tampão.\nA capacidade de tamponamento funciona como que pH = pKa, pois assim teremos 50% de H+ e 50% de A-.\nPH abaixo do pKa: forma protonada predominante (CH3-COOH) pH acima do pKa: forma básica não protonada (CH3-COO-)\nO melhor sistema tampão é aquele que o pH estará igual ao pKa.\n\nTAMPÕES BIOLÓGICOS\nSistema Tampão Bicarbonato:\nÉ um sistema tampão fisiológico efetivo principal, possui ação imediata.\nPrincipal tampão do espaço extracelular: ácido carbônico/bicarbonato.\nAtua no plasma sanguíneo\nComponentes: Ácido- CO2 e Básico- íon bicarbonato (HCO3-).\nResistente pH de 7,4\nO ácido carbônico é formado a partir de CO2 e H2O e está em equilíbrio com o reservatório de CO2 localizado nos pulmões.\n\nSistema muito eficiente\nExiste no citoplasma e consiste dos íons H2PO4- e HPO4²-\nMantém o pH intrace celular.\nResistente entre 5,9- 7,9\nTambém auxilia no controle do pH plastmático.\n\nSISTEMA TAMPÃO HEMOGLOBINA\nÉ importante na realização do transporte de gases respiratórios.\nEvita que a concentração de íons H+ varie de forma brusca, provocando desequilíbrio de acidez prejudicial aos organismos.\nOs componentes do sistema tampão do bicarbonato são produzidos metabolicamente em grande quantidade. Portanto, o corpo não depende da ingestão de compostos exógenos ou de sínteses complexas para a manutenção desse sistema-tampão. SISTEMA TAMPÃO DAS PROTEÍNAS\nRepresenta ¼ da capacidade tampão do organismo, pois há uma concentração elevada das proteínas intracelulares e plasmáticas que formam um abundante grupo de moléculas potencias.\nE a existência de grupos funcionais nos aminoácidos que constituem as proteínas que lhes conferem a capacidade tampão e esses grupos funcionais podem agir como ácidos ou bases fracas, permitindo o controle da concentração de H+\n\nALTERAÇÕES DE EQUILÍBRIO ÁCIDO-BÁSICO\nQuando, por algum motivo, o sistema tampão, o sistema pulmonar ou o sistema renal não conseguem manter o pH dentro da faixa normal, o paciente pode entrar em quadro de desequilíbrio ácido-básico.\n\nDESEQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE\nCondições clínicas:\nProdução de ácido láctico durante exercício: acidose metabólica.\nProdução dos coetóicos em pacientes com DM:\nAcidose metabólica.\nVômitos repetidos: ácido metabólico.\nDiarréia com perda de íons bicarbonato: acidose metabólica.\n\nCompensação\nOs distúrbios metabólicos levam a compensações respiratórias;\nOs distúrbios respiratórios levam a compensações metabólicas;\nA compensação respiratória do distúrbio metabólico é rápida como em minutos e a compensação metabólica leva de três a cinco dias.\n\nCAUSAS DE ACIDOSE METABÓLICA\nInsuficiência renal\nAcidose tubular renal (uma forma de malformação renal)\nCetoacidose diabética\nAcidose lática (em ácido lático)\nSubstâncias tóxicas como etanol glicol, o salicilato, o metanol, o paracetamol, o Acedilonam ou o cloreto de amônia.\n\nCAUSAS DE ALCALOSE METABÓLICA\nSangue alcalino devido a uma concentração anormalmente alta de bicarbonato.\nExemplo: Quando o corpo perde ácido em excesso.\nExemplo: Perda do ácido gástrico durante os períodos de ventilação prolongada ou quando é realizada a aspiração do conteúdo gástrico com uma sonda gástrica (como algumas vezes realizado em hospitais, sobretudo após cirurgias abdominais).