Bioquímica/A água, solvente da Vida: diferenças entre revisões
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A existência de espécies químicas com possibilidade de se ionizarem em solução altera o equilíbrio da reacção de autoionização da água. A extensão do equilíbrio das espécies iónicas H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> e OH<sup>-</sup> é expresso como um normal equilíbrio químico, ou seja, como a razão entre o produto das concentrações dos iões e o produto dos reagentes.
<math>
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:
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<math>pH=-log[H^+]=log\frac{1}{[H^+]}</math>
Por esta definição, o pH neutro define-se como sendo numericamente igual a 7 (sem unidade). Quando <nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki><<nowiki>[</nowiki>OH<sup>-</sup><nowiki>]</nowiki>, a solução terá um pH superior a 7 e diz-se que é básica ou alcalina. Quando <nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki>><nowiki>[</nowiki>OH<sup>-</sup><nowiki>]</nowiki>, a solução tem um pH inferior a 7, dizendo-se que é uma solução ácida.
Pela definição dada acima, é possível estabelecer uma escala numérica de pH que vai de 1 a 14. De notar que quando o pH sobe de um valor, na realidade a solução de pH maior é dez vezes mais básica, devido à natureza logarítmica da escala. Dois valores de diferença correspondem a uma diferença de 100 vezes, três valores a mil vezes, etc.
De referir que também é possível estabelecer uma escala de pOH, de forma similar à de pH. No entanto, esta não é vulgarmente usada porque em processos biológicos refere-se normalmente a presença ou ausência de protões, sendo a escala de pH mais prática para o efeito.<br>
[[Image:EscalapH.png|center|thumb|700px|A escala de pH (e pOH). Quanto menor o pH, mais ácida é uma solução: a extrema acidez do suco gástrico ajuda a digestão. O sangue humano tem um pH ligeiramnete superior a 7. Produtos comerciais de limpeza têm muitas vezes carácter alcalino.]] <br>
Que importância tem o pH de uma solução? Muitas substâncias possuem grupos que podem sofrer protonação, isto é, incorporar um ou mais protões; da mesma forma, podem sofrer desprotonação, ou seja perder protões. Em muitos casos, o estado de protonação de uma molécula afecta a sua actividade biológica. Exemplo disto é o estado de protonação de diversas cadeias laterias de aminoácidos que constituem enzimas: por vezes, basta um aminoácido não possuir um protão para uma enzima inteira não funcionar.
O pH de uma solução pode ser medido de várias formas. O método de maior sensibilidade é o uso de um '''eléctrodo de pH''', um dispositivo electroquímico que mede a concentração de H<sup>+</sup> em solução. O eléctrodo é parcialmente submergido na solução a medir; produz então uma corrente eléctrica proporcional à concentração de H<sup>+</sup>, que é convertida a um valor numérico. Para leituras de menor sensibilidade, podem usar-se '''fitas de pH''' ou '''soluções indicadoras'''. As soluções indicadoras mudam de cor no chamado ponto de viragem, tendo uma determinada cor abaixo desse valor de pH e outra acima. As fitas de pH usam o mesmo princípio mas em geral usam combinações de indicadores para uma medição mais precisa do pH.
===A constante de ionização===
Qualquer solução aquosa tem um determinado valor de pH. Não só a água tem capacidade de se ionizar: muitas substâncias ionizam-se em solução aquosa. Como tal, também podem ser divididas em ácidos, se provocam o abaixamento de pH da solução, e bases, se aumentam o pH.
Neste contexto, um ácido pode ser definido simplesmente como uma substância que doa protões, enquanto uma base é uma aceitadora de protões. Um ácido que perde os seus protões torna-se numa base, enquanto uma base que ganha protões passa a ser por definição um ácido. Tais pares são denominados pares conjugados ácido/base.
Quando um ácido é '''forte''', dissocia-se totalmente em solução. Se o ácido for representado como HA, a sua dissociação é representada pela equação química
::2 HA <math>\rightarrow</math> H<sup>+</sup> + A<sup>-</sup>
em que A<sup>-</sup> é a base conjugada de HA. Em Bioquímica, estes ácidos têm pouco interesse porque não são usuais em sistemas biológicos. São no entanto mais usuais os ácidos '''fracos''', ou seja, aqueles que não se dissociam totalmente em solução. Estabelece-se então um equilíbrio químico entre a espécie protonada e a espécie desprotonada; neste caso, a ionização do ácido é representada como:
::2 HA <math>\leftrightarrows</math> H<sup>+</sup> + A<sup>-</sup>
Tal como para a autoinonização da água, pode definir-se uma constante de equilíbrio para a ionização de um ácido. Neste contexto, a constante é denominada '''constante de acidez''', K<sub>a</sub>.
<math>K_a=\frac{[H^+][A^-]}{[HA]}</math>
Um exemplo comum de ácido fraco é o ácido acético, CH<sub>3</sub>COOH, que se ioniza a anião acetato e doa um protão nesse processo:
::2 CH<sub>3</sub>COOH <math>\leftrightarrows</math> H<sup>+</sup> + CH<sub>3</sub>COO<sup>-</sup>
cuja respectiva constante de acidez é então definida por:
<math>K_a=\frac{[H^+][CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]}</math>
Neste caso, é o grupo carboxilo, -COOH, que sofre ionização. Este é um dos grupos encontrados em diversas moléculas biológicas cujas propriedades acídicas são importantes de reconhecer.
Quanto mais forte é um ácido, mais este se dissocia em solução aquosa e maior é K<sub>a</sub>. O caso demonstrado assume que oácido é '''monoprótico''', ou seja, que doa apenas um protão. Este não é sempre o caso, existindo ácidos '''dipróticos''' (que doam dois protões) e '''triprótricos''' (doam três protões). Os ácidos que doam mais de um protãos têm constantes de acidez específicas para cada ionização: a primeira ionização tem um K<sub>a1</sub> relativamente baixo, a segunda ionização um K<sub>a2</sub> um pouco maior e a terceira (a haver) tem o K<sub>a3</sub> mais elevado.
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