Autoionização da água

A água sofre 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.L^-1. A capacidade da água em ionizar-se tem conseqüências de grande relevância fisiológica. Diversas reações bioquímicas dependem da transferência de H⁺ entre moléculas e enzimas, e a transferência de prótons 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 reação de auto-ionização da água. A extensão do equilíbrio das espécies iônicas H₃O⁺ e OH^- é expresso como um normal equilíbrio químico, ou seja, como a razão entre o produto das concentrações dos iões 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 K_w é designado produto iónico da água. O valor de K_eq é também conhecido (1,8×10^-16M).

O conceito original de ação tamponaste surgiu de estudos bioquímicos e da necessidade do controle do pH em diversos aspectos da pesquisa biológica, como por exemplo em estudos com enzimas que têm sua atividade catalítica muito sensível a variações de pH. Neste contexto, em 1900, Fernbach e Hubert, em seus estudos com a enzima amilase, descobriram que uma solução de ácido fosfórico parcialmente neutralizado agia como uma “proteção contra mudanças abruptas na acidez e alcalinidade”. Esta resistência à mudança na concentração hidrogeniônica livre de uma solução foi então descrita por estes pesquisadores como “ação tamponaste” (do inglês buffering). Seguindo esta constatação, em 1904, Fels mostrou que o uso de misturas de ácidos fracos com seus sais (ou de bases fracas com seus sais) permitia a obtenção de soluções cuja acidez (ou basicidade) não era alterada pela presença de traços de impurezas ácidas ou básicas na água ou nos sais utilizados na sua preparação, em decorrência de dificuldades experimentais tais como a ausência de reagentes e de água com elevado grau de pureza.

O conceito de pH foi introduzido por Sørensen em 1909, com o intuito de quantificar os valores de acidez e basicidade de uma solução. Ainda neste ano, Henderson apontou o papel fundamental do íon bicarbonato (monoidrogenocarbonato, segundo a IUPAC) na manutenção da concentração hidrogeniônica do sangue, K é a constante de equilíbrio da reação da primeira ionização do ácido carbônico (H2 CO3). Esta constante K é a constante de equilíbrio químico a uma dada temperatura e fornece uma maneira de descrever quantitativamente os equilíbrios. K representa o quociente dos diferentes valores de concentração das espécies, o qual tem um valor, constante no equilíbrio, independente da concentração das espécies, mas dependente da temperatura. Esta constante para a temperatura corporal (37 °C) é diferente da padrão, para 25 °C, geralmente tabelada.          Segundo estes estudos, a um acréscimo de ácido carbônico (ou outros ácidos, como o lático) na circulação, segue-se uma diminuição do pH sangüíneo, a menos que ocorra uma elevação proporcional de bicarbonato, de modo a manter constante a razão.

Em 1916, Hasselbach colocou em forma logarítmica a equação de Henderson.

Quase todos os processos biológicos são dependentes do pH; uma pequena variação na acidez produz uma grande variação na velocidade da maioria destes processos. O pH do sangue de mamíferos é um reflexo do estado do balanço ácido-base do corpo. Em condições normais, o pH é mantido entre 7,35 e 7,45 devido a uma série de mecanismos complexos que compreendem produção, tamponamento e eliminação de ácidos pelo corpo (Perrin e Dempsey, 1974). Um papel importante neste equilíbrio é desempenhado por sistemas inorgânicos, tais como H₂PO₄^–/HPO₄^2–, CO₂/H₂CO₃/ HCO^3–, e grupos orgânicos ácidos e básicos, principalmente de proteínas. Uma diminuição (acidose) ou aumento (alcalose) do pH do sangue pode causar sérios problemas e até mesmo ser fatal. A acidose metabólica é a forma mais freqüentemente observada entre os distúrbios do equilíbrio ácido-base. Pode ser causada por diabetes grave, insuficiência renal, perda de bicarbonato por diarréia e hipoxia ou isquemia, durante, por exemplo, exercício físico intenso. Uma compensação natural da acidose metabólica pelo corpo é o aumento da taxa de respiração, fazendo com que mais CO₂ seja expirado.

Tecidos vivos de plantas também são tamponados, embora menos intensamente. O pH normal em tecidos vegetais varia entre 4,0 e 6,2. Nestes tecidos, os principais tampões são fosfatos, carbonatos e ácidos orgânicos, como o málico, cítrico, oxálico, tartárico e alguns aminoácidos.

Hoje, o conceito de tampão é aplicado nas diversas áreas do conhecimento. Bioquímicos utilizam tampões devido às propriedades de qualquer sistema biológico ser dependente do ph; além disso, em química analítica e industrial, o controle adequado do pH pode ser essencial na determinação das extensões de reações de precipitação e de eletrodeposição de metais, na efetividade de separações químicas, nas sínteses químicas em geral e no controle de mecanismos de oxidação e reações eletródicas.

Uma definição mais abrangente foi apresentada, recentemente, por Harris (1999): uma solução tamponada resiste a mudanças de pH quando ácidos ou bases são adicionados ou quando uma diluição ocorre.Embora haja outros tipos de solução tampão, estas soluções são constituídas geralmente de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada (exemplo: ácido acético e acetato de sódio), ou da mistura de uma base fraca e seu ácido conjugado (exemplo: amônia e cloreto de amônio).

A bioquímica é uma ciência que estuda principalmente a química dos processos biológicos que ocorrem em todos os seres vivos.

Os bioquímicos utilizam ferramentas e conceitos da química, particularmente da química orgânica e físico-química, para a elucidação do sistema vivo. É frequentemente confundida com a biologia molecular, a genética e a biofísica, que são áreas de estudo profundamente relacionadas com a bioquímica mas distintas entre si.

A bioquímica é voltada principalmente para o estudo da estrutura e função de componentes celulares como proteínas, carboidratos, lipídios, ácidos nucléicos e outras biomoléculas. Recentemente a bioquímica tem se focalizado mais especificamente na química das reações enzimáticas e nas propriedades das proteínas.

Algumas de suas pesquisas são exames de sangue, células tronco e DNA.

A bioquímica é a única ciência por si só que nasceu no século XX.

Agua e Soluções : Tampão

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