C1 - Generalități. Legături. Apă. pH Sist tampon PDF

#Word INTRODUCERE ŞI GENERALITĂŢI Chimia biologică sau biochimia este cea mai importantă şi mai cuprinzătoare aplicaţie a teoriilor chimiei organice în studiul sistemelor vii. Progresele şi realizările biochimiei din ultimele decenii au impus-o ca unul din cele...

#Word INTRODUCERE ŞI GENERALITĂŢI Chimia biologică sau biochimia este cea mai importantă şi mai cuprinzătoare aplicaţie a teoriilor chimiei organice în studiul sistemelor vii. Progresele şi realizările biochimiei din ultimele decenii au impus-o ca unul din cele mai dinamice domenii din ansamblul ştiinţelor contemporane, cu implicaţii profunde în diferite ramuri ale biologiei teoretice şi aplicate. Biochimia este ştiinţa care studiază materia vie şi fenomenele specifice acesteea sub raportul organizării moleculare, al compoziţiei şi constituţiei chimice, a corelaţiilor dintre biomolecule componente şi a proceselor de transformare a acestora (degradare şi biosinteză) prin care se generează şi se utilizează energia necesară manifestărilor vitale. Reacţiile organice se produc în sistem dinamic, continuu şi interdependent la nivelul celulei vii. Suma tuturor acestor reacţii reprezintă metabolismul celular şi asigură pe de o parte energia necesară funcţiilor vitale cât şi componentele celulare proprii necesare pentru dezvoltare şi regenerare. Un sistem se poate numi viu, numai în măsura în care, în cadrul lui, se realizează un ansamblu de reacţii metabolice a căror coordonare este asigurată prin mecanisme biochimice de reglare şi control. Una din cele mai importante concluzii care poate fi trasă din studiul biochimiei este că, practic, acelaşi set de reacţii chimice serveşte pentru a produce funcţiile vieţii în toate organismele, indiferent dacă este vorba de bacteriile primitive sau om. Nu numai reacţiile şi mecanismele sunt aceleaşi, dar şi moleculele fundamentale care parcurg aceste căi metabolice şi se regăsesc în toate speciile. Un organism viu este programat printr-un genotip, al cărui DNA este suportul chimic care poartă informaţiile care-l descriu complet şi-l încadrează într-o specie şi posedă un fenotip, care este expresia structurală şi funcţională a genotipului aflat în interacţie cu mediul. Identitatea fundamentală a proceselor metabolice în milioanele de specii biologice cunoscute, reprezintă un argument al originii comune şi al evoluţiei ulterioare a tuturor formelor de viaţã. La nivel planetar există două familii principale de organisme (plante şi animale) care se deosebesc prin folosirea unor surse diferite de energie, încât părţile componente ale metabolismului lor, care sunt implicate în producerea de energie, sunt diferite (existând secvenţe metabolice secundare care apar numai la anumite organisme). Dacă plantele preiau energia necesară direct de la soare, iar substanţele organice de bază le sintetizează din dioxid de carbon şi apă, animalele preiau moleculele din mediu, pe care le oxidează, printr-o serie de reacţii, care furnizează energia şi în final dioxidul de carbon care este eliminat. În cazul animalelor, energia este transferată, sub forma energiei legăturilor chimice, moleculelor labile (cu caracter macroergic) care transferă la rândul lor energia altor reacţii chimice implicate în travaliul muscular, impulsurile electrice şi nervoase, percepţia senzorială, termoreglarea, precum şi în sinteza moleculelor necesare creşterii şi multiplicării celulelor. Reacţiile biochimice au loc întotdeauna în apă, ca solvent, sunt catalizate de enzime şi se desfăşoară foarte rapid, dar controlat, la temperaturi apropiate de cea a camerei. Biosistemele sunt constituite din ansambluri materiale precis structurate, caracterizate prin: - structuri organizate în trepte, cu grade diferite de complexitate: celule, ţesuturi, organe, organisme, cu variaţii taxonomice;  - structuri spaţio-temporale care au capacitatea de a păstra în timp, tipul structural al organizării lor moleculare, componentele fiind în continuă schimbare la intervale caracteristice fiecăreea (funcţional aceste structuri prezintă o bioritmicitate cu frecvenţă bine determinată); - structuri moleculare repetitive şi constituite pe principiul identităţii (concepţie de bază a geneticii moderne). Organizarea structurilor biologice se bazează pe o serie de principii constructive, printre care amintim: - realizarea unor geometrii constructive de minimă energie, procesele chimice specifice fiecărei celule producându-se în direcţia care conduce la o descreştere globală a energiei libere şi la travaliu maxim (chimic, osmotic, mecanic): - sistemele biologice sunt termodinamic deschise şi ireversibile; - selectarea structurilor pentru exercitarea unor funcţii specifice; - implicarea în structura biomoleculelor cât şi în funcţia componentelor biologic active a complementarităţii şi specificităţii, cu aplicabilitate în procesele de recunoaştere; - realizarea unor structuri discontinue, compuse din unităţi de dimensiuni bine definite, care se asamblează pentru a forma unităţi structurale de nivel superior de organizare; - diversitatea şi complexitatea au la bază economia şi simplitatea (20 aminoacizi standard, două baze purinice şi trei baze pirimidinice). Gândirea sistemică în biochimie şi ştiinţele vieţii este generată de corelarea planurilor structurale, moleculare, supramoleculare cu cele inframoleculare, atomice, electronice, într-o viziune integrată a ansamblului, prin judecarea fiecărei părţi în raport cu întregul. Structurile biomoleculelor sunt definite în termeni de electroni σ localizaţi, electroni π delocalizaţi, orbitali moleculari şi termeni de corelaţie structură–funcţie biologică, indicând alături de efectele strict chimice şi pe cele de natură biologică. Biochimia modernă operează deci cu sisteme şi nu cu colecţii de substanţe, cunoştinţe privitoare la compoziţie, structură, funcţii, mecanisme şi reacţii de reglare. Toate acestea sunt reunite în biochimie într-un sistem logic de gândire care defineşte logica moleculară. Biosistemele sunt constituite din aceleaşi elemente chimice ca şi litosfera, proporţia dintre acestea şi modul de combinare pentru a constitui substanţe specifice materiei vii sunt esenţial diferite, în raport cu materia anorganică. Cantitativ, bioelementele se subîmpart în macrobioelemente, oligobioelemente şi ultramicro bioelemente. Macrobioelementele reprezintă 99 % din totalul bioelementelor şi ele includ carbonul, oxigenul, hidrogenul, azotul, fosforul, sulful, clorul, sodiul, potasiul, calciul şi magneziul. Aceste elemente au rol plastic, participând la constituirea structurii substanţelor din organism, intrând în constituţia tuturor celulelor şi lichidelor biologice. Oligobioelementele (microbioelementele) sunt inegal distribuite în diferite ţesuturi, reprezentând 0,01 % în greutate, din totalul bioelementelor. Aceste elemente nu au rol plastic, dar deţin rol important în moleculele biologic active: enzime (zinc, mangan, cupru); hormoni (iod); vitamine (cobalt); hemoglobină şi citocromi (fier). Ultramicrobioelementele se găsesc în urme în organismele vii (argint, bariu, stronţiu, beriliu). Şase dintre constituenţii primelor două perioade ale sistemului periodic (carbon, oxigen, azot, hidrogen, fosfor, sulf) sunt bioelemente de bază care intră în alcătuirea materiei vii. Toate sunt elemente cu volum atomic mic şi prezintă proprietatea de a forma între ele cele mai stabile legături chimice (covalente) cât şi proprietatea de a forma, cu excepţia hidrogenului, legături covalente multiple. Compuşii carbonului sunt profilaţi pentru realizarea proceselor biochimice vitale, atomul de carbon fiind selectat ca element chimic esenţial pentru construcţia materiei vii, în ciuda răspândirii sale restrânse în litosferă precum şi a faptului că existenţa sa în stare redusă în organismele vii necesită consum energetic. Biomoleculele sunt molecule integrate în materia vie, care condiţionează organizarea biochimică structurală şi funcţională specifică. Acestea diferă prin natura, structura, dimensiunile şi funcţiile pe care le îndeplinesc în cadrul materiei vii. Principalele categorii de biomolecule specifice tuturor organismelor vii sunt glucidele, lipidele, protidele, polinucleotidele, vitaminele, hormonii, compuşii macroergici şi pot avea rol structural, catalitic, informaţional, reglator, energetic. În interiorul biomoleculelor, cât şi între acestea, se pot manifesta diferite interacţii de natură covalentă, ionică, coordinativă, legătură de hidrogen, van der Waals sau hidrofobă. Legăturile de hidrogen sunt principalele interacţii necovalente care se exercită intramolecular sau intermolecular. Aceste legături sunt de natură electrostatică deoarece în constituirea lor participă sarcini electrice parţiale de semn opus. Forţa exercitată este de tip coulombian, fiind direct proporţională cu sarcinile aflate în interacţie şi invers proporţională cu pătratul distanţei dintre acestea. În legătura de hidrogen, atomul de hidrogen este distribuit între alţi doi atomi electronegativi, dintre care de unul se leagă mai puternic (donorul) şi de celălalt se leagă mai slab (acceptorul). În legătura de hidrogen acceptorul posedă o sarcină parţială negativă, care atrage atomul de hidrogen parţial încărcat pozitiv. De fapt legătura de hidrogen poate fi considerată ca o stare intermediară în transferul unui proton de la un acid la o bază. În sistemele biologice, donorul de hidrogen poate fi atomul de oxigen sau azot care are legat covalent un atom de hidrogen, iar acceptorii pot fi alţi atomii de oxigen sau azot din aceeaşi moleculă, sau din altă moleculă: Oδ- Hδ+......... Oδ- Hδ+ Legăturile de hidrogen sunt mai puternice decât legăturile van der Waals, dar sunt mai slabe decât cele covalente şi au o energie de 3-7 Kcal/mol. Una din cele mai importante caracteristici ale legăturii de hidrogen este direcţionalitatea, cele mai puternice legături fiind acelea în care donorul şi acceptorul de hidrogen sunt coliniari şi nu angulari. Legăturile de hidrogen angulare sunt de regulă intramoleculare şi sunt realizate intre două grupări funcţionale, între care se poate realiza relaţia donor-acceptor de proton. Poziţia relativă a celor două grupări funcţionale în moleculă, determină apariţia unor tensiuni la nivelul legăturii de hidrogen intramoleculară, care induc instabilitatea acesteea. Legăturile de hidrogen intermoleculare determină asocierea moleculelor cu formarea unor reţele spaţiale ordonate, pentru a căror distrugere este necesar un surplus energetic, comparativ cu situaţia în care nu s-ar realiza aceste reţele spaţiale. R R R........O – H........O – H........ O – H........ Constituirea reţelelor spaţiale explică anomaliile observate în proprietăţile fizice specifice ale substanţelor: puncte de topire şi de fierbere, călduri molare de vaporizare, anormal de mari, comparativ cu compuşii care nu pot constitui legături de hidrogen şi care posedă mase moleculare comparabile.  Legăturile van der Waals sunt interacţii care se manifestă între atomi nelegaţi chimic, care aparţin altor molecule (legături intermoleculare) şi care explică existenţa stărilor de agregare lichidă, solidă şi gazoasă. Aceste interacţii se manifestă între doi atomi aflaţi la distanţe cuprinse între (3-4) Å, sunt mai slabe şi mai puţin specifice decât legăturile de hidrogen (1 Kcal/mol) dar sunt la fel de importante ca şi acestea, în biosisteme. La baza interacţiilor van der Waals stă distribuţia neuniformă în timp, a sarcinii electrice din jurul atomilor. Asimetria tranzitorie a sarcinii electrice din jurul unui atom, determină o asimetrie similară în distribuţia electronilor din jurul atomilor din apropiere. Forţele van der Waals se compun din următoarele tipuri de interacţii: - forţe de orientare; - forţe de inducţie; - forţe de dispersie. Forţele de orientare se exercită între molecule polare prin atracţia polilor încărcaţi opus şi respingerea polilor încărcaţi identic. Forţele de inducţie se exercită între molecule polare şi nepolare, dipolul moleculei polare inducând un moment electric în molecula nepolară, cu care apoi interacţionează. Forţele de dispersie se exercită între toate moleculele, indiferent de polaritate, interacţiile dintre moleculele nepolare explicându-se pe baza dipolilor temporari, care se formează prin vibraţiile învelişului electronic în raport cu nucleele atomice. Dipolii temporari determină apariţia unor dipoli induşi în moleculele vecine, care interacţionează cu dipolii inductori. Forţele de dispersie sunt deci caracteristice moleculelor nepolare, iar moleculelor polare le sunt caracteristice toate cele trei forme de interacţie. Energia forţelor van der Waals scade foarte repede cu creşterea distanţei intermoleculare (distanţa la puterea a şasea) şi creşte cu masa moleculară a compuşilor. Această ultimă observaţie explică de fapt creşterea punctelor de topire şi de fierbere a substanţelor dintr-o serie, cu masa lor moleculară. Interacţiile van der Waals au caracter dual prin faptul că se pot materializa ca forţe repulsive sau atractive, dependent de distanţa interatomică, în raport cu distanţa de echilibru dintre atomii aflaţi în interacţie (Tabel 6-3). La distanţe mai mici decât raza van der Waals se manifestă forţele repulsive, iar la distanţe mai mari se manifestă cele atractive, care scad puternic cu creşterea distanţei peste 1Å, faţă de distanţele de contact (de echilibru) dintre atomi. Forţele van der Waals sunt foarte apropiate ca valoare, de energia termică medie a moleculelor, la temperatura camerei (0,6 Kcal/mol) şi din această cauză, pentru a se manifesta semnificativ într-un sistem este necesară realizarea mai multor interacţii simultane (complementaritate sterică). Interacţiile hidrofobe se materializează prin tendinţa de grupare a moleculelor nepolare în prezenţa apei. Interacţiile hidrofobe sunt cu atât mai mari, cu cât cantitatea de apă exclusă dintre moleculele nepolare este mai mare. Moleculele între care se manifestă interacţiile hidrofobe, tind să se asocieze, cu formarea unor agregate (micele) şi din această cauză aceste interacţii nu prezintă caracteristici stoechiometrice. Imposibilitatea cuantificării interacţiilor hidrofobe, nu permite determinarea dimensiunilor şi a gradului de agregare a micelelor formate (& 7.2). Atracţiile de natură hidrofobă se manifestă în constituirea membranelor (& 7.3) în interacţiile specifice enzimă-substrat (& 10.1) sau antigen-anticorp (& 6.3).  Legăturile covalente sunt interacţii puternice care se realizează între speciile de atomi care posedă electronegativităţi apropiate şi presupun punerea în comun de electroni de către participanţii la realizarea legăturii. Aceste interacţii sunt specifice tuturor compuşilor organici, pot fi nepolare sau polare şi se pot constitui fie de-a lungul axei care reuneşte atomii, care participă la punerea în comun a electronilor (legături σ) fie de o parte şi cealaltă a acestei axe (legături π). Dependent de natura legăturilor covalente, compuşii pot prezenta diferite grade de saturare, astfel legăturile σ induc saturarea, iar legăturile π induc nesaturarea. Şi reactivitatea compuşilor este dependentă de natura interacţiilor dintre atomii constituenţi, creşterea polarităpţii legăturilor σ, pe de o parte şi creşterea gradului de nesaturare determinând creşterea reactivităţii acestora. Legăturile covalente heteronucleare din proteine (a); din zaharide (b); sau din acizii nucleici (c) sunt mai puţin stabile decât legăturile covalente nepolare (d) sau (e) şi din această cauză, primele reprezintă situsuri de clivare chimică în procesele de transformare. (a) (b) (c) (d) (e) Legătura covalentă este o interacţie rigidă în care atomii ocupă poziţii fixe, conform unghiurilor de valenţă. Modificarea valorilor unghiurilor de valenţă într-o moleculă se poate realiza prin aport energetic extern, care în final conduce la instabilitate moleculară, care se poate materializa fie prin revenirea la valorile iniţiale ale unghiurilor, după încetarea aportului energetic, fie la transformarea moleculei în altă moleculă. La nivelul biomoleculelor se întâlnesc alături de legăturile covalente şi legăturile covalent-coordinative, care se deosebesc de acestea doar prin geneză (dubletul electronic este pus în comun doar de unul din participanţii la constituirea interacţiei) odată formate, între acestea şi legăturile covalente nu se mai poate face distincţie. Legăturile ionice au răspândire relativ restrânsă la nivelul biomoleculelor, se realizează între speciile atomice care au electronegativităţi diferite şi sunt interacţiile realizate prin transferul electronilor. Interacţiile ionice sunt de natură coulombiană, tăria acestora fiind invers proporţională cu pătratul distanţei dintre speciile ionice aflate în interacţie. Spre deosebire de legătura covalentă, legătura ionică este nedirijată în spaţiu şi se manifestă între ioni cu sarcini electrice contrare. Combinaţiile ionice sunt formate din ioni atât în stare solidă cât şi în stare topită sau soluţie. În stare solidă, compuşii ionici formează reţele cristaline, în ale căror noduri se găsesc ionii pozitivi sau negativi, între care se exercită forţe de atracţie electrostatice. Substanţele ionice se caracterizează prin puncte de fierbere şi de topire ridicate şi au capacitatea ca în topitură sau soluţie apoasă să conducă curentul electric. Legăturile ionice favorizează solubilitatea compuşilor în apă şi din această cauză majoritatea biomoleculelor care posedă aceste interacţii sunt solubile în apă şi lichidele biologice.  1. APA. SISTEME APOASE 1.1. Generalităţi Apa intră în constituţia tuturor celulelor şi ca solvent, este mediul necesar în care se des- făşoară reacţiile chimice din toate biosistemele. Apa este cel mai abundent component celular, reprezentând 70-90 % din greutatea celor mai multe forme de viaţă, îndeplinind mai multe roluri: - structural; - mediu lichid; - stabilizator al mediului biologic; - generator de ioni hidroniu şi hidroxid necesari pentru realizarea proceselor de tamponare, de cataliză enzimatică şi hidroliză; - efector direct al reacţiilor de hidratare, hidroliză, oxidare; - mediu de vehiculare a diferitelor substanţe; - termoreglator. Molecula apei are o structură angulară, cu cele două distanţe H-O- egale (0,9584Å) şi unghiul de valenţă de 104,54o (Fig.1-1).  Fig.1-1 Structura moleculei de apă Structural, fiecare moleculă de apă, în stare de gheaţă, este înconjurată de alte patru molecule, încât atomii de oxigen ai celor patru molecule să reprezinte un tetraedru (Fig.1-2) prin intermediul legăturilor de hidrogen. În această structură, atomul de oxigen are numărul de coordinare 4, iar atomul de hidrogen are numărul de coordinare 2. La topire, se rup 15% din legăturile de hidrogen din cristalul de gheaţă, iar la 40oC aproximativ jumătate din legăturile de hidrogen sunt distruse. În stare de vapori moleculele de apă sunt libere, nemaiexistând legături de hidrogen intermoleculare. Fig.1-2 Constituirea configuraţiilor tetraedrice în gheaţă, prin intermediul legăturilor de hidrogen intermoleculare ale apei Pentru constituirea moleculei de apă, cei doi atomi de hidrogen, care posedă doi orbitali 1s, se suprapun cu doi orbitali hibrizi sp3 ai atomului de oxigen. Astfel, atomul de oxigen puternic electronegativ tinde să atragă electronii atomilor de hidrogen, încât primul se încarcă parţial negativ, iar ultimii se încarcă parţial pozitiv. Molecula de apă constituită este neîncărcată electric, în ansamblul ei, dar este un sistem asimetric din punct de vedere electric datorită prezenţei sarcinilor electrice parţiale (Fig.1-3). Fig.1-3 Dipolul electric al apei Existenţa în soluţiile apoase a ionilor este asigurată de moleculele polare ale apei, care se orientează în jurul acestora, după principiul electrostatic. Prin aceasta, moleculele de apă slăbesc forţa de atracţie dintre ionii încărcaţi electric diferit şi menţin stabilitatea lor sub această formă (hidratare). Capacitatea unui solvent de a izola ionii de sarcini opuse este exprimată prin constanta die- lectrică (D) a mediului. Cu cât constanta dielectrică este mai mare, cu atât forţa de interacţie dintre ionii din mediu este mai mică şi solubilizarea substanţei ionice mai pronunţată (Tabel 1-1).  Tabel 1-1 Constantele dielectrice ale unor solvenţi, la temperatura camerei Solventul Constanta dielectrică Benzen 2,3 Cloroform 5,1 Acetonă 21,5 Etanol 24 Metanol 33 Apă 80 Structura dipolară a apei permite solubilizarea şi a moleculelor polare (Fig.1-4) prin tendinţa grupărilor funcţionale de a forma legături de hidrogen cu moleculele apei (zaharide, aminoacizi, alcooli). Fig.1-4 Asocierea prin intermediul legăturilor de hidrogen a moleculelor de apă cu: alcoolii (a); cetonele (b); aminele (c) De asemenea, apa dizolvă sau dispersează sub formă de mici particule (micele) compuşii care conţin grupări nepolare, alături de altele puternic polare (acizi nucleici, lipide, proteine) prin intermediul interacţiilor hidrofobe (Fig.1-5, 7-31). În constituirea micelelor, zonele nepolare ale moleculelor interacţionează prin intermediul forţelor hidrofobe, tinzând să elimine cât mai multe molecule de apă dintre ele, iar zonele hidrofile interacţionează prin intermediul forţelor dipolare sau prin intermediul legăturilor de hidrogen cu moleculele apei, delimitând structuri stabile sferice (& 7.2). Proprietatea apei de a ioniza slab este de importanţă remarcabilă pentru viaţă. Ionizarea apei (Fig.1-6) poate fi reprezentată ca un transfer intermolecular de proton, în urma căruia ia naştere un ion de hidroniu (H3O+) alături de un ion de hidroxid (OH-).  Fig.1-5 Structura generală a unei micele Pentru ionizarea apei se poate determina constanta de echilibru (disociere) conform legii acţiunii masei: K = [H+] [OH-] / [HOH] unde sunt luate în calcul concentraţiile molare ale ionilor de hidroniu, hidroxid şi ale apei nedisociate. Cum apa pură conţine ioni de hidroniu şi hidroxid în concentraţii foarte mici şi egale (10-7 mol/L) se poate aproxima că apa nedisociată prezintă o concentraţie molară foarte mare şi constantă şi astfel: Kw = [H+] [OH-] = 10-14 mol2/L2 Termenul Kw este produsul ionic al apei. Pentru exprimarea mai uşoară a concentraţiilor ionilor de hidroniu, Sörensen a introdus noţiunea de pH, ca fiind logaritmul cu semn schimbat al concentraţiei molare a acestora: pH = - lg [H+] La temperatura de 25oC şi presiunea 1 atm., [H+] = 10-7 mol/L, care corespunde valoarii de pH = 7 şi prin convenţie, se consideră că această valoare indică existenţa unei soluţii neutre, în care concentraţiile celor două specii ionice H+ şi OH- sunt egale. Valorilor mici de pH le corespund concentraţii mari ale ionului hidroniu (mediu acid) iar valorilor mari de pH le corespund concentraţii mici ale aceluiaşi ion (mediu bazic). În acest mod a fost elaborată scara de pH (Fig.1-6b) care se extinde între valorile 0 şi 14 unităţi. H2O + H2O H3O+ + OH- (a) H2O H+ + OH- 0 acid neutru bazic 14 (b) puternic slab 7 slab puternic Fig.1-6 Ionizarea apei (a) şi scara de pH (b) Pentru soluţiile neapoase şi apoase, Lewis a introdus noţiunea de acid (HA) ca un posibil acceptor al unei perechi de electroni şi respectiv de bază ca un posibil donor al unei perechi de electroni. HA + H2O H3O+ + A- acid bază acid conjugat bază conjugată Pentru sistemele apoase, Brönsted şi Lowry definesc acidul ca un donor de protoni şi respectiv baza ca un acceptor de protoni. Astfel că o reacţie acid-bază presupune existenţa unui sistem bază-acid conjugate (Tabel 1-2). Tabel 1-2 Exemple de acizi şi bazele lor conjugate Acid Baza conjugată R-COOH R-COO- R-OH R-O- R-NH3+ R-NH2 Pentru reacţia de ionizare a acidului slab (HA) se poate determina constanta de echilibru conform legii acţiunii masei: K = [H3O+] [A-] / [HA] [H2O] care poate include concentraţia relativ constantă a apei, relaţia transformându-se în: Ka = [H3O+] [A-] / [HA] Similar noţiunii de pH s-a introdus noţiunea de pKa (exponent de aciditate): pKa = - lg Ka şi astfel acizii tari prezintă valori mici ale pKa, iar cei slabi prezintă valori mari ale pKa (Tabel 1-3). Tabel 1-3 Constantele de disociere şi exponenţii de aciditate ai unor acizi Acidul Ka pKa Citric 8,4 10-4 3,08 Acetic 1,76 10-5 4,75 Glutaric 4,6 10-5 4,35 Lactic 1,38 10-4 3,86 Fosforic 7,28 10-3 2,17 Carbonic 4,3 10-7 6,37 Amestecurile în echilibru şi în anumite proporţii ale unui acid cu baza sa conjugată, care la ada- osul unor cantităţi limitate de acizi sau baze au proprietatea de a menţine valoarea pH-ului în limite constante, se numesc sisteme tampon (Tabel 1-4).  Tabel 1- 4 Componenţii unor sisteme tampon Acidul Baza conjugată Acid acetic Acetat de sodiu Fosfat Fosfat disodic monosodic Acid carbonic Bicarbonat de sodiu Hemoglobină Hemoglobinat de sodiu Mecanismul de acţiune al sistemelor tampon constă în faptul că la adaosul unui acid (H3O+) baza conjugată acidului, din sistemul tampon, reacţionează cu acesta, formând moleculele acidului puţin disociat, iar la adaosul unei baze (OH-) ionul de hidroniu al acidului reacţionează cu aceasta, cu formarea apei, care la rândul ei este puţin disociată. A- + H+ HA H3O + OH- + 2 H2O Corelaţia dintre pH-ul unui sistem şi valoarea pKa se realizează prin intermediul relaţiei Henderson – Hasselbach: Ka = [H3O+] [A-] / [HA] [H3O+] = Ka [HA] / [A-] - lg [H3O+] = - lg Ka - lg [HA] / [A-] pH = pKa + lg [A-] / [HA] sau pH = pKa + lg [acceptor de protoni] / [donor de protoni] Ecuaţia Henderson – Hasselbach permite: - calcularea pKa pentru orice acid, din raportul molar al speciilor donoare şi acceptoare de protoni la un anumit pH; - calcularea pH-ului unei perechi acid-bază conjugată la un pKa dat şi la un raport molar dat; - determinarea raportului concentraţiilor molare acceptor - donor de proton pentru un pH şi un pKa date. Atunci când speciile asociate acid şi bază conjugată sunt prezente în concentraţii molare egale, concentraţia ionilor de hidroniu este egală cu cea a constantei de disociere a acidului cores- punzător. [H3O+] = Ka sau pH = pKa În acest caz puterea de tamponare a sistemului este maximă. La titrarea unui acid slab cu o bază tare se obţin curbe în care punctele de inflexiune indică prezenţa concentraţiilor egale ale donorului şi acceptorului de proton şi deci pH = pK (Fig.1-7).  Fig.1-7 Curbe de titrare ale unui acid slab cu o bază tare Soluţiile tampon posedă deci o rezervă de aciditate sau de alcalinitate, reacţionând amfoter, de aceea aceste sisteme se mai numesc şi amfoliţi. Concentraţia ionilor de hidroniu este deosebit de importantă în desfăşurarea proceselor biochimice şi din această cauză reglarea pH-ului lichidelor biologice este o activitate esenţială în toate organismele vii. Reglarea valorilor de pH din organismele vii se realizează prin intermediul substanţelor dizolvate, care manifestă caracter acido-bazic şi care constituie cupluri de tamponare, în care acizii şi bazele lor conjugate se opun variaţiilor de pH, atunci când substanţe cu caracter acid sau bazic, rezultate din procesele metabolice, pătrund în lichidele biologice. Fluidele şi electroliţii din organismul uman se găsesc în trei compartimente distincte, între care există posibilităţi diverse de comunicare: - fluidul intracelular; - săngele şi limfa din canalele vasculare; - fluidul interstiţial din ţesuturile nevasculare. Pentru sângele normal uman, intervalul fiziologic de pH este 7,35-7,45. Orice valoare a pH-ului în afara intervalului fiziologic, pentru sângele uman, presupune existenţa unei stări patologice, iar atingerea valorilor 6,8 sau 7,8 presupune moartea individului. Dacă valoarea pH-ului sângelui scade sub 7,35 se instalează acidoza, ca urmare a producerii excesive de produşi cu caracter acid, la nivelul ţesuturilor (acidoza metabolică) sau datorită eliminării diminuate prin intermediul rinichiului a metaboliţilor cu caracter acid (acidoza renală). Alcaloza se instalează atunci când pH-ul sângelui depăşeşte valoarea 7,45. Dacă acidoza metabolică este întâlnită în diabet, post prelungit, deshidratarea severă, când organismul utilizează proteinele proprii şi lipidele pentru obţinerea energiei, în defavoarea zaharidelor, alcaloza se poate întâlni în ingestia excesivă a unor medicamente cu caracter bazic sau după vomele repetate. În acidoza avansată se produc depresii nervoase, come şi poate surveni şi moartea. În alcaloză, sistemul nervos central este neexcitat, se instalează spasmul muscular, convulsiile şi disfuncţiile respiratorii. Acidoza renală se produce în sindromul clinic de uremie, când ionul de hidroniu este reţinut în circuitul sanguin, datorită scăderii funcţiei tubulare renale. Se poate concluziona că acidoza metabolică este datorată deficitului de bicarbonat (scăderii conţinutului de dioxid de carbon plasmatic) iar alcaloza metabolică este datorată excesului de bicarbonat (creşterii conţinutului dioxidului de carbon plasmatic). Cu aplicabilitate în biologie, oceanografie, agricultură, industrie, determinarea pH-ului reprezintă un indicator de mare importanţă şi în medicină deoarece majoritatea reacţiilor metabolice sunt dependente de aciditatea sau bazicitatea lichidelor biologice în care se desfăşoară. Dacă apa mărilor prezintă variaţii ale pH-ului (7,6-8,4) se remarcă migrarea unor specii de peşti capabili să trăiască la variaţii limitate ale acestui parametru. În agricultură, pentru corectarea acidităţii solului se adaugă îngrăşăminte cu caracter acido-bazic complementar. Solul calcaros este bazic, iar cel silicios este acid. Sfecla de zahăr se dezvoltă corespunzător în intervalul de pH 7,0-7,7. Hortensiile prezintă coloraţii diferite în funcţie de mediul în care sunt cultivate: roşii - în mediu bazic şi albastre - în mediu acid. În lichidele biologice valorile pH-ului sunt dependente de substanţele acido-bazice prezente. pH-ul sângelui este aproximativ constant (soluţie tampon) un pH mai acid poate să apară datorită alimentaţiei carnate sau în urma eforturilor musculare accentuate. Un pH mai bazic poate să apară în urma alimentaţiei vegetariene. La pH 6,9 saliva este activă, iar la pH mai mic (4 unităţi) este inactivă. pH-ul mic al conţinutului stomacal se explică prin cantitatea de HCl existentă la acest nivel. În intestinul gros, pH-ul este cuprins în intervalul 6-7, iar la finalul digestiei este practic neutru. pH-ul urinei variază în intervalul 4,5 - 8, în funcţie de metaboliţii eliminaţi. În figura 1-8 sunt prezentate pe o scară câteva valori ale pH-ului unor soluţii sau lichide biologice.  14 soda caustica 13 12 amoniac 11 10 9 sapun 8 ocean sange f iziologic (7,35 - 7,45) 7 saliva proaspat de vaca (6,5-6,6) lapte ploaie matern (6,8-6,9) 6 apa minerala 5 4 suc de portocale 3 vin, suc de lamaie 2 1 suc gastric 0 HCl Fig.1-8 Valori ale pH-ului specifice unor soluţii sau lichide biologice