Bioquímica Básica
Parte 1 - Conceitos Básicos, Proteínas e Enzimas
Parte 1
Conceitos Básicos,Proteínas e Enzimas
1 Sistema-tampão
2 Aminoácidos e Proteínas
3 Hemoglobina — Transporte de Oxigênio e
Tamponamento do Plasma
4 O Sentido das Reações
5 Enzimas
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A estrutura de muitas moléculas presentes na composição celular e, por conseguinte, a grande maioria dos processos bioquímicos são extremamente sensíveis a variações de pH.
Nos seres humanos, o pH plasmático deve ser mantido em torno de 7,4 em uma faixa muito estreita de variação — decréscimos a valores próximos de 7,0 têm sérias consequências. Intracelularmente, a restrição se repete: 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 processam-se 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 é mantido praticamente fixo. A manutenção do pH ideal é conseguida pelos seres vivos graças à existência dos sistemas-tampão.
1.1 Ácidos e bases de Brönsted
Para definir sistema-tampão e compreender suas propriedades, é conveniente recorrer à definição de Brönsted para ácidos e bases. Brönsted definiu ácidos como substâncias capazes de doar prótons e bases como substâncias capazes de recebê-los. Segundo esta definição, são classificados como ácidos, por exemplo, HCl, H SO , H C– COOH, NH 1 e H C– NH +, 2 4 3 + 3 3 pois podem dissociar-se, liberando prótons:
HCl − + → Cl + H H + 2 SO → 4 HSO − 4 + H H 1 3 C–COOH → H 3 C–COO − + H
NH + → + 4 NH 3 + H H + → 3 C–NH 3 H3C–NH 1 2 + H
Generalizando, a equação de dissociação de um ácido (HA) é:
HA → A + H+
ou
HB+ → B + H+
O íon (Cl–, HSO – etc.) — ou a molécula (NH , H C– NH ) — resultante 4 3 3 2 da dissociação é denominado base conjugada do ácido, já que pode receber um próton, convertendo-se novamente no ácido conjugado respectivo.
Alguns ácidos, chamados ácidos fortes, dissociam-se totalmente quando em soluções diluídas — é o caso, por exemplo, de HCl e H2SO4. Outros, os chamados ácidos fracos, 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. A constante de equilíbrio desta dissociação é:
Em reações deste tipo, a constante de equilíbrio é geralmente chamada
constante de dissociação ou de ionização, representada por K . A Tabela a
1.1 apresenta alguns ácidos fracos e os valores de sua constante de dissociação e de seu pKa (pKa = – log Ka). São todos ácidos fracos, mas com forças ácidas variáveis — quanto menor o valor de K (ou maior o valor de a pK a) mais fraco será o ácido e mais forte será a sua base conjugada. O
significado de pKa está detalhado na Seção 1.2.