Confira um artigo completo que preparamos sobre os Sistemas-Tampão para esclarecer todas as suas dúvidas. Ao final, confira alguns materiais educativos para complementar ainda mais os seus estudos. Boa leitura!
Introdução aos sistemas-tampão
Inicialmente, é importante destacar que a maioria dos processos biológicos depende do pH, pois pequenas variações nesse parâmetro provocam grandes alterações na velocidade das reações. Isso aplica-se não apenas às reações em que os íons H⁺ participam diretamente, mas também àquelas nas quais essa participação não é evidente.
Por exemplo, os grupos amino e carboxila protonados de aminoácidos, assim como os grupos fosfato de nucleotídeos, funcionam como ácidos fracos. Seu estado iônico é determinado pelo pH do meio. Essas interações iônicas contribuem para estabilizar a estrutura das proteínas e permitir que enzimas reconheçam seus substratos.
Portanto, em humanos, o pH plasmático deve ser mantido em torno de 7,4, pois valores próximos de 7,0 podem ter consequências graves. O mesmo controle rígido é necessário no interior das células.
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 mantém-se 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.
Em resumo, a manutenção do pH ideal é conseguida pelos seres vivos graças à existência dos sistemas-tampão. Atinge-se constância do pH principalmente por tampões biológicos: misturas de ácidos fracos e suas bases conjugadas, como veremos adiante.
Sistemas-tampão: conceitos químicos
Ácidos e bases, segundo uma definição feita na década de 80, por Svante Arrhenius, são, respectivamente, substâncias capazes de doar prótons (H⁺) e íons hidroxila (OH⁻).
Todavia, essa definição é um tanto limitada porque, por exemplo, não leva em consideração o fato de que o NH3, que não tem grupo OH–, apresenta propriedades básicas.
Definição de Brönsted e Lowry
Uma definição mais geral, formulada em 1923 por Johannes Brönsted e Thomas Lowry, diz:
- Ácido: é uma substância que pode doar prótons.
- Base: é uma substância que pode aceitar prótons.
Segundo esta definição, classificam-se como ácidos, por exemplo, HCl, H2SO4, H3C–COOH, NH4+ e H3C–NH3+ pois podem dissociar-se, liberando prótons:
HCl ⇌ Cl− + H+
H2SO4 ⇌ HSO4− + H+
H3C–COOH ⇌ H3C–COO− + H+
NH4+ ⇌ NH3 + H+
H3C–NH3+ ⇌ H3C–NH2 + H+
De modo geral, representa-se a equação de dissociação de um ácido qualquer (HA) por:
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+). Abrevia-se essa reação 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.
Teoria de Lewis
Posteriormente, em uma definição ainda mais geral de ácidos e bases, Gilbert Lewis descreveu um ácido como uma substância que pode receber um par de elétrons e uma base 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 ampla para descrever a maioria dos fenômenos bioquímicos.
Sistemas-tampão: ácidos fortes x ácidos fracos
Ademais, classificam-se os ácidos como fortes ou fracos, dependendo do grau de dissociação em solução aquosa.
Os ácidos fortes dissociam-se 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.
Os chamados ácidos fracos, por sua vez, 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.
Constante de dissociação
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+/H2O.
Principais sistemas-tampão do organismo humano
No contexto do organismo humano, os sistemas-tampão atuam como a primeira linha de defesa contra alterações no pH do corpo. Os principais sistemas no organismo são:
Sistema tampão bicarbonato (HCO₃⁻/H₂CO₃)
É o mais importante sistema-tampão extracelular. O ácido carbônico (H₂CO₃) forma-se a partir do dióxido de carbono dissolvido no plasma, e sua base conjugada é o bicarbonato (HCO₃⁻). Esse sistema é altamente eficiente devido à capacidade dos pulmões de excretar CO₂ e dos rins de reabsorver ou excretar bicarbonato.
Sistema tampão fosfato (H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻)
Age principalmente no meio intracelular e no fluido tubular renal. É composto por ácido fosfórico e seus derivados. Embora tenha menor concentração que o sistema bicarbonato, é mais eficaz em pH próximo a 6,8, o que o torna fundamental na urina.
Sistema tampão de proteínas
As proteínas, em especial a hemoglobina, atuam como tampões graças aos seus grupos funcionais ionizáveis, como os grupos imidazol da histidina. A hemoglobina, por exemplo, participa do tamponamento do sangue ao captar íons H⁺ liberados quando o CO₂ converte-se em bicarbonato nos eritrócitos.
Importância dos sistemas-tampão na homeostase
Manter o pH constante é essencial para preservar a estrutura das proteínas, a função das enzimas e a integridade das membranas celulares. Alterações no pH podem:
- Desnaturar proteínas;
- Interromper vias metabólicas;
- Afetar o transporte de oxigênio;
- Aumentar a excitabilidade neuronal (alcalose);
- Reduzir a contratilidade cardíaca (acidose).
Papel dos rins e pulmões no controle ácido-base
Os pulmões regulam o pH ao controlar a quantidade de CO₂ exalado. Quando o CO₂ aumenta no sangue (como em hipoventilação), o pH cai (acidose). Quando há hiperventilação, o CO₂ é eliminado em excesso, aumentando o pH (alcalose).
Os rins, por sua vez, são responsáveis pela excreção de íons H⁺ e reabsorção de HCO₃⁻. Também produzem novo bicarbonato e utilizam o sistema tampão de amônio (NH₄⁺) para eliminar H⁺ de forma eficiente.
Distúrbios ácido-base
Quando os sistemas-tampão falham ou são sobrecarregados, surgem desequilíbrios ácido-base. Os principais distúrbios são:
- Acidose metabólica: causada por acúmulo de ácidos ou perda de bicarbonato.
- Alcalose metabólica: geralmente causada por vômitos prolongados ou uso excessivo de diuréticos.
- Acidose respiratória: ocorre por hipoventilação, levando ao acúmulo de CO₂.
- Alcalose respiratória: resulta de hiperventilação excessiva, como em crises de ansiedade.
Cada distúrbio possui mecanismos compensatórios, geralmente realizados pelos rins ou pelos pulmões, dependendo da origem do problema.
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