1 Água e Soluções Tampão (1)

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ÁguaÁgua
• É a substância mais abundante nos sistemas vivos, 
perfazendo até 70% ou mais do peso da maioria dos 
organismos.
• Permeia todas as porções de todas as células;
• Nas células, o transporte de nutrientes, as reações 
metabólicas catalisadas por enzimas e a transferência de 
energia química ocorrem por ser o ambiente celular 
aquoso;
• Todos os aspectos de estrutura celular e suas funções são 
adaptadas às propriedades físico-químicas da água;
• As estruturas das moléculas nas quais a vida se baseia, 
proteínas, ácidos nucléicos, membranas lipídicas e 
carboidratos complexos, resultam diretamente de suas 
interações com o ambiente aquoso
• Possui função termorreguladora;
• A quantidade de água requerida no corpo é determinada 
pela quantidade necessária para fornecer o volume e a 
concentração osmótica apropriados aos fluidos corporais 
e para compensar a perda pela excreção através dos rins, 
pele, pulmões e intestino.
A vida, tal como a conhecemos 
ocorre em solução aquosa! 
A água 
apresenta uma 
estrutura 
angular em “V”, 
com uma ângulo 
de 104,5° entre 
os 2 átomos de 
hidrogênio 
(pouco menor 
que o carbono)
A diferença de 
eletronegatividade dá origem 
a uma molécula polar
Cada átomo de hidrogênio 
de uma molécula de água 
compartilha um par de 
elétrons com o átomo 
central de oxigênio.
O oxigênio é mais 
eletronegativo, atrai os 
elétrons mais fortemente que 
os hidrogênios, portanto, o 
compartilhamento de elétrons é 
desigual.
Os elementos Flúor, 
Oxigênio, Cloro 
Nitrogênio, e Bromo 
são os mais 
eletronegativos, ou 
seja, possuem alta 
capacidade de atrair 
e/ou receber elétrons.
Carga parcial
negativa no O
Cargas parciais
positivas nos Hs
O núcleo do átomo de oxigênio atrai elétrons mais 
fortemente que o núcleo de hidrogênio (um próton); ou 
seja, o oxigênio é mais eletronegativo. Isso significa 
que os elétrons compartilhados estão mais 
frequentemente nas vizinhanças do átomo de oxigênio 
que os de hidrogênio. O resultado desse 
compartilhamento desigual de elétrons é a formação 
de dois dipolos elétricos na molécula de água, um ao 
longo de cada ligação O-H:
Cada Hidrogênio: carga parcial positiva (+)
Oxigênio: carga parcial negativa (2)
Água
Água
O resultado desta polaridade 
gera uma atração 
eletrostática entre o átomo 
de oxigênio de uma molécula 
com o átomo de hidrogênio de 
outra molécula (Ligação de 
hidrogênio).
Ligação de 
hidrogênio 
(0,177nm)
Ligação covalente 
(0,0965 nm)
(ΔG ~ 23 
kJ/mol)
(ΔG ~ 470 
kJ/mol)
As ligações de hidrogênio isoladamente são fracas, 
mas a soma de todas as ligações de hidrogênio 
entre as moléculas de água confere à água líquida 
uma grande coesão interna.
Representação da 
ligação de hidrogênio
Ligações de hidrogênio na 
estrutura do gelo
No gelo, cada molécula de 
água faz quatro ligações de 
hidrogênio, sendo, portanto, 
muito intensas as forças que 
as mantêm unidas;
No estado líquido cada 
molécula está ligada, em 
média, a 3,4 outras 
moléculas de água, ou seja, a 
água líquida tem um alto grau 
de organização cuja estrutura 
se assemelha muito a do 
gelo;
Na fusão do gelo são 
quebradas somente o mínimo 
de ligações de hidrogênio 
para que a água se torne 
líquida;
Já na passagem para o 
estado gasoso a (quase) 
totalidade das ligações de 
hidrogênio são quebradas .
A ligação de hidrogênio 
tem um caráter direcional
Orbitais alinhados:
Ligação forte
Orbitais não 
alinhados:
Não tão forte
A força de atração entre as cargas elétricas 
parciais é maior quando os orbitais que a 
formam estão alinhados
Quanto menos alinhados os orbitais 
estiverem mais fraca será a interação
As pontes de hidrogênio são ligações 
direcionais
A água é muitas vezes chamada de solvente universal 
 
Poucos solventes dissolvem tantas substâncias como a água, o 
que não significa que esta seja capaz de dissolver toda e 
qualquer substância 
 
A água dissolve melhor SUBSTÂNCIAS POLARES, também 
chamadas hidrofílicas 
Substâncias apolares, não solúveis em água, são chamadas de 
hidrofóbicas 
 
Há substâncias com parte apolar e outra polar: são 
chamadas de anfipáticas: sua solubilidade em água depende 
de vários fatores 
As biomoléculas polares se dissolvem facilmente em água 
porque elas podem substituir interações entre as 
moléculas de água (água-água) por interações 
energeticamente mais favoráveis entre a água e o soluto 
(água-soluto). As moléculas apolares são muito pouco 
solúveis porque elas interferem nas interações do tipo 
água-água mas são incapazes de formar interações do 
tipo água-soluto.
A água forma ligações de 
hidrogênio com solutos polares
Aceptor de 
hidrogênio
Doador de 
hidrogênio
Ligações de hidrogênio sempre se formam entre um átomo 
eletronegativo (aceptor de hidrogênio) e um átomo de H ligado 
covalentemente a outro átomo eletronegativo (doador de 
hidrogênio).
O aceptor de hidrogênio é, geralmente, um oxigênio ou 
nitrogênio
O hidrogênio doador está sempre ligado a um átomo 
eletronegativo
A ligação C—H não é suficientemente polar para formar 
pontes de hidrogênio
Alcoóis, aldeídos, cetonas e compostos que contenham o 
grupamento N—H formam ligações de hidrogênio com 
moléculas de água e tendem a ser solúveis
Por quê a água dissolve sais? A estrutura cristalina dos
sais é mantida por forças iônicas; 
O cristal de NaCl 
desfaz-se à medida que
 as moléculas de
 água se amontoam
 ao redor dos íons 
cloreto e sódio
As cargas 
iônicas são 
parcialmente
 neutralizadas
 e as atrações 
eletrostáticas 
entre os íons de
 cargas opostas
 são
 enfraquecidas
A dissolução de substâncias polares sem 
carga elétrica segue um esquema semelhante; 
neste caso a água enfraquece as interações 
não-iônicas entre as moléculas do soluto 
(pontes de hidrogênio, por exemplo)
GÁS ESTRUTURA POLARIDADE SOLUBILIDADE
EM ÁGUA (G/L)
TEMPERA-
TURA (OC)
Nitrogênio N N Não-polar 0,018 40
Oxigênio O O Não-polar 0,035 50
Dióxido de
Carbono O OC
 - - Não-polar 0,97 45
Amônia
N
H
HH
 -
Polar 900 10
Sulfeto
de
Hidrogênio
H
S
H
 - Polar 1.860 40
A solubilidade dos gases em água A solubilidade dos gases em água 
é um bom exemplo do papel da é um bom exemplo do papel da 
polaridadepolaridade
O SISTEMA FUNCIONA CONFORME ESQUEMATIZADO:
Fase 
aquosa
(sangue)
Fase gasosa 
(pulmões e ar) CO2(g)
CO2(d)
H2CO3
H+ + HCO3-
H2OH2O
Os gases 
apolares são 
transformados 
reversivelmente 
em substâncias 
polares ou são 
ligados a outras 
moléculas que 
os transportam
Alguns exemplos de biomoléculas polares, não-polares e 
anfipáticas (mostradas nas formas iônicas em pH=7)
Polar Apolar
Gicose
Glicina
Aspartato
Lactato
Cera típica
Gicerol
Fenilalanina
Fofatidilcolina
Grupo
polar
Grupo
apolar
Anfipática
A água pode dissolver sais 
cristalinos, compostos orgânicos 
polares e anfipáticos
A água tende a hidratar a porção 
polar; ao mesmo tempo tende a 
excluir a porção apolar (hidrofóbica) 
A porção apolar força as moléculas 
de água circundantes a assumir um 
estado altamente ordenado
De um modo geral, no entanto, as 
estruturas lipídicas tendem a 
agrupar-se, reduzindo a superfície 
em contato com a água 
As porções apolares são 
estabilizadas por interações 
hidrofóbicas que resultam da 
tendência de excluir a água 
As micelas são um bom exemplo 
de estruturas que expõem à água 
apenas os grupos hidrofílicos 
(polares) e escondem 
completamente os grupos apolares
Quatro tipos de interações não 
covalentes (“fracas”) entre 
biomoléculas em meio aquoso
Ponte de Hidrogênio
Interações 
iônicas
AtrativaRepulsiva
Interações hidrofóbicas
Interações de van der Waals Quaisquer 
átomos não 
carregados em 
estreita 
proximidade
As interações fracas são 
cruciais para a estrutura e a 
função macromoleculares
 As interações não-covalentes como 
pontes de hidrogênio, interações 
iônicas e de van der Waals, são muito 
mais fracas que as ligações 
covalentes;
 
 Uma adição de cerca de 350 kJ de 
energia é requerida para quebrar um 
mol de ligações simples como, C-C, e 
cerca de 410 kJ para quebrar um mol 
de ligações C-H, mas apenas 4 kJ é 
suficiente para romper um mol de 
interações típicas de van der Waals, 
por exemplo.
Ligações fortes e fracas
Tipo de ligação Energia 
Covalente (C—C ) 350 kJ/mol
Covalente (C—H ) 410 kJ/mol
van der Waals ~4 kJ/mol
Interações 
hidrofóbicas
Variam com a 
polaridade do solvente 
 (kJ/mol)
Interações 
eletrostáticas
Variam com a 
polaridade do solvente 
(kJ/mol)
Pontes de hidrogênio Variam com a 
polaridade do solvente 
e com o ângulo entre 
os orbitais (kJ/mol)
Osmose é o movimento da água através de uma 
membrana semipermeável ocasionado por diferenças 
na pressão osmótica. 
As moléculas de água tendem a mover-se de uma 
região de grande concentração de água para regiões 
de baixa concentração de água
Quando duas 
soluções são 
separadas por 
uma membrana 
que deixa passar 
apenas água, as 
moléculas de água 
irão fluir da região 
com maior 
concentração de 
água para aquela 
com menor 
concentração; isto 
cria uma pressão, 
que costuma ser 
chamada pressão 
osmótica.
Força que 
resiste à osmose 
(pressão 
osmótica)
Membrana 
semipermeável
Soluto não 
permeante 
dissolvido em 
água
Em geral a 
membrana das 
células é mais 
permeável à 
água do que 
aos íons e 
outros solutos.
Quando a 
célula está 
num ambiente 
com 
osmolaridade 
igual à sua 
(meio 
isotônico), não 
há movimento 
líquido de 
água.
Mas, ela pode 
perder or 
ganhar água, 
dependendo 
se o meio for 
hipertônico ou 
hipotônico 
Uma característica importante da água é que as 
suas moléculas estão constantemente reagindo entre 
si da seguinte maneira:
H2O + H2O H3O+ + HO-
 
Isto significa que em qualquer solução aquosa sempre 
haverá uma certa quantidade do íon hidrônio (H3O+) e do 
íon hidroxila (HO)
Estes íons tem grande mobilidade, maior que a dos outros 
íons, pois os prótons saltam de uma molécula para outra.
Salto 
protônico
Pequenos “saltos” de prótons 
entre uma série de
moléculas de água ligadas por 
hidrogênio resultam 
em um movimento líquido 
extremamente rápido de
um próton em uma longa 
distância. 
Pode-se analisar a dissociação da água da seguinte 
maneira: 
Ou, na forma abreviada
H2O H + HO+ -
H2O + H2O H3O+ + HO-
A expressão de equilíbrio:
]OH[
]OH][H[K
2


Como [H2O] é constante e igual a 55,5 M, pode-se
definir uma nova constante Kw (constante de ionização
da água):
]OH][H[]OH[KK 2w 
A 25oC Kw é igual a 1014 M2
Na água pura
MKHOH w 710][][  
= [H+]2 = [OH-]2
pH=-log[H+]
A escala de pH designa as 
concentrações de H+ e OH-
pOH=-log[OH-]
A escala de pH é prática e costuma ser usada 
entre 0 e 14
Na água pura
pH = log[H+] = log(107)= 7
Também na água pura:
pOH = 14 – pH = 14 – 7 = 7
pH+pOH = 14
Para determinar 
concentração de 
íons hidrogênio 
e íons hidroxila 
de determinada 
solução, usamos 
pH:
 
pH= -log10[H+]
MKHOH w 710][][  
Água pura [ H+] = [OH-] , pH é 
neutro
[H+] > 107 M  solução ácida 
(neste caso HO < 107 M) 
 
[H+] < 107 M  solução básica ou alcalina 
(neste caso HO > 107 M) 
Nos líquidos biológicos o valor de [H+] costuma estar próximo 
de 107 M 
Há exceções, no entanto, como o suco gástrico, por exemplo. 
A IONIZAÇÃO DA ÁGUA É EXPRESSA 
PELA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
• Água Pura: 1 em cada 107 moléculas de 
água está ionizada em cada instante = 
então:
• A concentração da água em 1 litro de 
água a 250C é de 55,5M = gramas de 
água em 1 L/massa molecular grama: 
1000/18 = 55,5 
25

K e q 
[ H  ] [ O H  ]
[ H 2 O ]

K e q 
[ H  ] [ O H  ]
[ 5 5 , 5 M ]

K e q . 5 5 , 5  [ H  ] [ O H  ]  K w
16
2 108,1
 xOKeqH

 1 , 8 x 1 0 1 6 M . 5 5 , 5 M  [ H ] [ O H ]  K w

K w  9 9 , 9 x 1 0 1 6 M 2  [ H ] [ O H ]

1 x 1 0 1 4 M 2  [ H ] [ O H ]
• Na água pura, a [H+]=[OH-], 
então:
• Kw= [H+]. [H+] ou Kw=[H+]2
• [H+]= =[H+]=
• P é dito como: “logarítimo 
negativo de”
• 
26

K w

1 x 1 0 1 4 M
2
 1 0 7

p H  l o g 1[ H  ]   l o g [ H
 ]

p H  l o g 1[ 1 x 1 0 7 ]  l o g 1  l o g 7  0  7 , 0  7 , 0

p H  7 , 0
A IONIZAÇÃO DA ÁGUA É EXPRESSA 
PELA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
A escala de pH designa as 
concentrações de H+ e OH-
Lembre-se que a 
escala do pH é 
logaritmica e 
não aritmética. 
Se duas soluções 
diferem em pH 
por 1 unidade, 
isso significa 
que a solução 
tem 10 vezes 
mais a [H+] que 
a outra.
A escala de pH
Progressi-
vamente 
mais 
básico
Progressi-
vamente 
mais ácido
Neutro
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
NaOH 1 M 
HCl 1 M 
Suco de tomate
Alvejante 
doméstico
Detergente 
amoniacal
Suspensão de 
fermento químico
Clara de ovos
Sangue humano 
Lágrimas
Leite, saliva
Café preto
Cerveja
Vinho tinto
Refrigerante 
vinagre
Suco de limão
Suco gástrico
O pH de 
alguns 
fluidos 
aquosos
Um 
refrigerante 
tem a [H+] 
10.000 vezes 
maior que a do 
sangue
O sistema tampão evita mudanças drásticas 
no pH 
A atividade enzimática é fortemente 
dependente do pH e uma pequena 
alteração no pH acarreta em grande 
alteração na velocidade da reacão 
catalisada.
Em organismos sadios, estas 
variações não ocorrem porque seus 
fluidos internos são bem 
tamponados. Grandes variações na 
alimentação e na maneira de viver e 
também as doenças em geral, 
produzem mudanças internas 
consideráveis no nosso corpo, 
porém, alteram em quase nada o pH 
do sangue humano, isto porque ele 
é tamponado por uma série destes 
sistemas (ex: tampão fosfato 
H2PO4/HPO42-, proteínas, 
bicarbonatoH2CO3/HCO3-). 
O pH do 
plasma 
sanguíneo de 
pessoas com 
diabetes grave 
é comumente 
abaixo de 7,4 – 
acidose. 
pH na Saúde e 
Doença
potencial 
hidrogeniônico
pH importante para:
Conformação de 
proteínas
Catálise enzimática
Transporte de O2
Dissociação de 
moléculas
30
Tamponamento contra as 
alterações de pH nos sistemas 
biológicos
 As células e os organismos 
mantêm um pH citosólico constante 
e específico, mantendo as 
biomoléculas no seu estado iônico 
ótimo próximo de 7,0.
 Esta constância do pH é alcançada 
principalmente pelos tampões 
biológicos: misturas de ácidos fracos 
e suas bases conjugadas que 
conseguem absorver H+ e OH- 
adicionados ao sistema;
 Estes tampões tendem a resistir as 
alterações no pH quando pequenas 
quantidades de ácido ou base são 
adicionados.
TAMPÕES
Soluções cujo pH varia pouco após 
a adição de ácido ou base.
Consistem de misturas de ácido fraco 
e sua base conjugada.
Relaciona o pH, pK do ácido fraco e 
as concentrações das formas 
doadora e aceptora de prótons (ácido 
e base conjugada).
ÁCIDOS E BASES (Conceito Bronsted e Lowry)
HCl H+ + Cl-
Ácidos fracos (se ionizam fracamente)
 
CH3COOH  CH3COO- + H+
Par ácido conj. base conj. 
Ionização completa de um ácido forte
HAc  H+ + Ac-
Ácido: composto capaz de doar H+
Base: composto capaz de receber H+
(Ácidose bases inorgânicas são geralmente eletrólitos fortes, 
dissociam-se completamente em meio aquoso, formando íons).
Ácido (Lewis): receptor de um par de e-
doador aceptor
HA  ácido 
A  base conjugada do ácido HA 
A FORÇA DE UM ÁCIDO (TENDÊNCIA DE PERDER UM PRÓTON) É 
ESPECIFICADA PELA SUA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO (KA): 
HA H + A+ -
Ácidos e bases fracas têm constantes 
de dissociação ácidas características
Na célula predominam ácidos e bases fracos
A relação entre o pH e o grau de dissociação de um ácido
ou base fraco pode ser melhor analisada em termos da
equação de Henderson-Hasselbalch
Consideremos novamente a equação simplificada da
dissociação de um ácido fraco em solução aquosa
]HA[
]A][H[Ka


]A[
]HA[K]H[ a 
 
Tomando 
logaritmos 
negativos ]A[
]HA[logKlog]Hlog[ a 
 
ou, rearranjando
Equação de Henderson-Hasselbalch 
]A[
]HA[logKlog]Hlog[ a 
 
Como –log[H+] = pH, se definirmos –log Ka = pKa podemos 
escrever 
]HA[
]A[logpKpH a


 O pKa indica a 
força de um ácido 
(quanto menor 
valor mais forte o 
ácido):
 pKa= -log10Ka
pKa
É uma medida da 
tendência de um grupo
de oferecer um próton,
diminuindo, com essa
tendência 10vezes à 
medida que o pKa 
aumenta em uma unidade.
O pH em uma mistura de um ácido e sua 
base conjugada depende da razão das suas 
concentrações, porque pKa é uma 
constante. 
Calcula o pH de uma solução tampão e útil na 
determinação do pKa de um ácido fraco
Equação de Henderson Hasselbach
Útil na curva de titulação de um ácido 
fraco
Se adicionarmos uma gota de 10 l de HCl 1 M a
um litro de água pura, o pH desce de 7 para 5
Se fizermos a mesma coisa com um litro de sangue,
no entanto, a variação será mínima
Isto ocorre porque o sangue, assim como o interior
das células, está TAMPONADO, isto é, possui um
sistema de ácidos e bases fracas que tende a
absorver excessos de prótons ou íons hidroxila
CCUURRVVAASS DDEE TTIITTUULLAAÇÇÃÃOO DDEE ÁÁCCIIDDOOSS//BBAASSEESS FFRRAACCOOSS
Para entender o fenômeno de tamponamento convém
analisar as curvas de titulação de ácidos/bases fracos
Soluções de ácidos fracos podem ser tituladas com
uma base forte como a HO, por exemplo
As curvas 
de 
titulação 
revelam o 
pKa dos 
ácidos 
fracos
Percentagem titulada
)
Região de
tampona-
mento
Curva de 
Titulação do
Ácido acético






doador
aceptorpKpH a log
Nas extremidades das curvas o pH varia MUITO com POUCOS
equivalentes de HO adicionados
Na faixa média, com pH’s próximos aos dos pKa’s, no entanto, o pH
varia POUCO com MUITOS equivalentes de HO adicionados
A faixa que resiste a variações de pH é chamada de faixa
tamponante; ela situa-se mais ou menos, entre pKa  1 e pKa + 1
No ponto inicial existe 
apenas HA; à medida 
que HO é adicionado 
forma-se A 
No ponto médio pH = 
pKa e 
[HA] = [A] 
No ponto final existe 
apenas A
Durante a maior parte 
da curva, exceto nas 
extremidades, vale a 
equação
  HNHNH 34
  HHPOPOH 2442
  HCOOCHCOOHCH 33
Uma análise da equação de Henderson-Hasselbalch,
 pH = pKa + log([A–]/[AH]), revela que quando
[aceptor de prótons] = [doador de prótons]
pH = pKa
Em pH’s abaixo do pKa, portanto
[doador de prótons] > [aceptor de protons]
Em pH’s acima do pKa, no entanto,
[aceptor de protons] > [doador de prótons]
A tabela abaixo a apresenta alguns ácidos fracos com os
seus respectivos pKa’s a 25oC
Ácido Ka (M) pKa
HCOOH (ácido fórmico) 1,78  104 3,75
CH3COOH (ácido acético) 1,74  105 4,76
CH3CH2COOH (ácido propiônico) 1,35  105 4,87
CH3CH(OH)COOH (ácido lático) 1,38  104 3,86
H3PO4 (ácido fosfórico) 7,25  103 2,14
H2PO4 (dihidrogênio fosfato) 1,38  107 6,86
HPO42 (monohidrogênio fosfato) 3,98  1013 12,4
H2CO3 (ácido carbônico) 1,70  104 3,77
HCO3 (bicarbonato) 6,31  1011 10,2
NH4+ (amônio) 5,62  1010 9,25
 
 
 pH = pKa + log([A–]/[AH]), revela que quando 
 
[aceptor de prótons] = [doador de prótons] 
 
pH = pKa 
 
Em pH’s abaixo do pKa, portanto 
[doador de prótons] > [aceptor de protons] 
 
Em pH’s acima do pKa, no entanto, 
[aceptor de protons] > [doador de prótons] 
=10-A SOLUÇÃO TAMPÃO é mais 
eficiente quando a relação entre as 
concentrações do ácido e da base 
conjugada é igual a 1. Quando pH = 
pK
A eficiência de um A eficiência de um 
tampão é proporcional à tampão é proporcional à 
sua concentração e é sua concentração e é 
máxima no pH igual ao máxima no pH igual ao 
pKapKa
Solução 0,1M será um tampão 10 vezes mais 
eficiente do que uma solução 0,01M do mesmo 
ácido nas mesmas condições.
Os tampões fosfato e 
bicarbonato são tampões 
biológicos importantes
Sistema tampão fosfato: importante 
no fluido intracelular (pH = 6,9-7,4)
H2PO4-  H+ + HPO42- pK = 6,86
Tampão bicarbonato: tampão 
importante do plasma e saliva
CO2 + H2O  H2CO3 
H2CO3  H++ HCO3- pK = 6,35
Dois tampões especialmente 
importantes são os sistemas 
fosfato e bicarbonato
O sistema do 
tampão fosfato atua 
no citoplasma de 
todas as células
Já o plasma 
sanguíneo é 
tamponado em 
parte pelo sistema 
bicarbonato
Consiste de H2PO4- 
como doador de 
próton e HPO42- como 
receptor de prótons
Consiste de ácido 
carbônico (H2CO3) 
como doador de próton 
e bicarbonato (HCO3-) 
como receptor de 
próton
Os fluidos 
extracelulares e a 
maioria dos 
compartimentos 
citoplasmáticos 
possuem um pH no 
intervalo de 6,9 a 7,4.
O plasma sanguíneo 
humano 
normalmente possui 
um pH próximo a 7,4.
Tampões 
• Sistema Tampão Bicarbonato
– É um sistema tampão fisiológico efetivo
– Principal tampão do espaço extracelular e 
da saliva: ácido carbônico 
(H2CO3)/Bicarbonato (HCO3-)
– O ácido carbônico é formado a partir de 
CO2 e H2O e está em equilíbrio com o 
reservatório de CO2 localizado nos 
pulmões.
– Os 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.  46
Fase aquosa (sangue)
Fase gasosa
(espaço aéreo dos pulmões)
Reação 1
Reação 2
Reação 3
REAÇÕES DE FORMAÇÃO E DISSOCIAÇÃO 
O SISTEMA FUNCIONA CONFORME ESQUEMATIZADO:
Um aumento na concentração de H+ no sangue tira o sistema do
equilíbrio e estimula as reações indicadas pelas setas amarelas, isto
é, há no final um aumento na pressão parcial do CO2 nos pulmões, que
deve ser eliminado; animais com acidose em geral apresentam
hiperventilação (respiração acelerada)
A introdução de HO também tira o sistema do equilíbrio pois estas
reagem com os H+ para formar água havendo, portanto, uma
diminuição na concentração dos H+
Este fenômeno, por sua vez, estimula as reações indicadas pelas
setas vermelhas, o que implica numa absorção de CO2 dos pulmões (o
que gera hipoventilação)
Fase aquosa
(sangue)
Fase gasosa 
(pulmões e ar) CO2(g)
CO2(d)
H2CO3
H+ + HCO3-
H2OH2O
Esta reação ocorre sem catálise, mas na 
corrente sanguínea é apressada pela 
enzima anidrase carbônica
O que acabamos de ver 
relativamente aos sistemas 
tampão do sangue vale também 
para a saliva. Neste fluido, o 
sistema HCO3-/H2CO3 se 
apresenta, também, em 
concentrações muito maiores do 
que os outros. De modo geral, 
esse sistema representa 50% de 
todo o sistema tampão da saliva. 
 Capacidade tamponante 
da saliva
• É a propriedade da saliva de 
manter o seu pH constante ( 6,9 a 
7,0), devido aos tampões
– bicarbonato/ac. Carbônico 
– mucinato/mucina (glicoproteína)
– monofosfato/bifosfato 
• São os tampões que bloqueiamo 
excesso de ácidos e bases
 Capacidade tamponante 
da saliva
A saliva protege a cavidade oral de duas 
maneiras: 1. evitando a colonização da 
boca por microrganismos potencialmente 
patogênicos, por negar-lhes as 
condições ambientais ideais, pois muitas 
bactérias necessitam de um pH 
específico para seu crescimento 
máximo; 
2. os microrganismos da placa podem 
produzir ácido a partir de açúcares, os 
quais, não sendo rapidamente 
tamponados e limpos pela saliva, podem 
desmineralizar o esmalte.
Fluxo Salivar e 
Capacidade Tamponante 
da Saliva como 
Indicadores
de Susceptibilidade à 
Doença Cárie
• Liza Porcaro BRETASI
• Marcelo Esteves ROCHAI
• Mariana Sant´Ana 
VIEIRAI
• Ana Claudia Peres 
RODRIGUESII
Utiliza-se o ácido láctico na concentração de 0,1 mol/L 
necessário para diminuir o pH de 100 mL de saliva de 6,9 
até 3,7. O valor da CTS pode predizer se um indíduo 
apresenta maior ou menor susceptibilidade à cárie. Para 
a obtenção da CTS uma amostra de saliva é diluída com 
água e após a adição do indicador alaranjado de metila, 
realiza-se uma titulação com ácido lático.
 Classificação dos 
pacientes de acordo com 
a Capacidade Tampão da 
Saliva (CTS)
• 1. CTS = 40 pacientes 
medianamente susceptíveis à 
cárie
• 2. CTS > 40 pacientes 
pouco susceptíveis à cárie
• 3. CTS < 40 pacientes muito 
susceptíveis à cárie
Acidose e alcalose 
respiratória
Resulta da 
hipoventilação pelo 
acúmulo do CO2 no 
sangue e 
diminuição do pH 
sanguíneo. 
Depressão do SNC 
(sedativos, doenças 
do SNC), drogas, 
doenças do pulmão 
(enfisema, 
pneumonia, 
bronquite, asma)..
Resulta da 
hiperventilação, que 
é manifestada pelo 
excesso de 
eliminação de CO2 
do sangue e um 
aumento no pH 
sanguíneo. 
Hemorragia do SNC, 
drogas, gravidez (3o 
trimestre), cirrose 
hepática, ansiedade, 
histeria, alpinismo 
Ajustando os níveis: 
Compensação
• Os rins regulam a concentração de 
bicarbonato. Se existe muito pouco 
bicarbonato, os rins filtram e 
excretam H+, causando uma mudança 
no equilíbrio para aumentar a 
concentração de bicarbonato. Se tem 
muito bicarbonato, os rins o 
excretarão.
• O CO2 é reposto pelo metabolismo 
(produto da respiração na oxidação 
de combustível; alimento H→ 2O e 
CO2)
• Mudanças na respiração podem 
aumentar ou diminuir o CO2.
• Respire muito rápido e veja o que 
acontece. Diminua a taxa de 
respiração e da mesma forma altere 
o pH! 
COMPENSAÇÃO
Os desequilíbrios ácido-base são melhor atenuados pela correção 
do problema fisiológico subjacente. No curto prazo, a acidose é 
comumente tratada pela administração intravenosa de NaHCO3. A 
alcalose é mais difícil de ser tratada. A alcalose metabólica às 
vezes responde ao KCl ou NaCl (o Cl- adicional ajuda a minimizar a 
secreção de H+ pelos rins), e a alcalose respiratória pode ser 
melhorada em uma atmosfera rica em CO2.
Exemplos cotidianos de 
alcalose respiratória
Os atletas aprenderam a se beneficiar do 
aumento de pH do sangue causado pela 
hiperventilação (respiração excessivamente 
rápida e profunda). Séries curtas de 
exercícios intensos produzem altos níveis 
de ácido láctico no sangue devido à queima 
de glicose. A presença de tanto ácido 
láctico tende a reduzir o pH do sangue, 
mas um breve período (30 segundos) de 
hiperventilação antes de um evento de 
curta distância (ex: corrida de 100m) evita 
os efeitos do aumento de ácido láctico e 
mantém o equilíbrio do pH. 
A exposição a altas altitudes tem 
efeito semelhante à 
hiperventilação ao nível do mar. 
Em resposta à atmosfera rarefeita, 
a taxa de respiração aumenta . 
Assim como na hiperventilação, 
mais CO2 é removido dos 
pulmões, reduzindo o nível de H+ 
no sangue, aumentando, assim, o 
pH (alcalose respiratória).
Exercícios:
1 – No que consiste o pKa? Como é obtido 
experimentalmente? Qual a importância de 
conhecer o valor de pKa de um ácido 
fraco?
2 – Explique como funciona o tampão 
bicarbonato do sangue.
	Água
	Slide 2
	Slide 3
	Slide 4
	Slide 5
	Ligações de hidrogênio na estrutura do gelo
	A ligação de hidrogênio tem um caráter direcional
	Slide 8
	A água forma ligações de hidrogênio com solutos polares
	Slide 10
	Slide 11
	Slide 12
	Slide 13
	Slide 14
	Slide 15
	Quatro tipos de interações não covalentes (“fracas”) entre biomoléculas em meio aquoso
	Slide 17
	Ligações fortes e fracas
	Slide 19
	Slide 20
	Slide 21
	Slide 22
	Slide 23
	Slide 24
	A IONIZAÇÃO DA ÁGUA É EXPRESSA PELA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
	Slide 26
	Slide 27
	Slide 28
	Slide 29
	pH na Saúde e Doença potencial hidrogeniônico
	Slide 31
	Slide 32
	Slide 33
	Slide 34
	Slide 35
	Slide 36
	Slide 37
	Slide 38
	Slide 39
	Slide 40
	Slide 41
	Slide 42
	Slide 43
	Slide 44
	Slide 45
	Tampões
	Slide 47
	Slide 48
	Slide 49
	Capacidade tamponante da saliva
	Fluxo Salivar e Capacidade Tamponante da Saliva como Indicadores de Susceptibilidade à Doença Cárie
	Classificação dos pacientes de acordo com a Capacidade Tampão da Saliva (CTS)
	Acidose e alcalose respiratória
	Ajustando os níveis: Compensação
	Slide 55
	Exemplos cotidianos de alcalose respiratória
	Slide 57