PROPRIEDADES COLIGATIVAS
São propriedades que dependem apenas do número total de partículas, sejam elas moléculas não dissociadas ou iões.
Causas
Estas propriedades são devidas à diminuição da pressão de vapor do solvente pelas seguintes razões:
- As partículas diminuem o número de moléculas de solvente existentes à superfície e portanto escaparão para a atmosfera menos moléculas do solvente
cortesia de James Hardu
· As forças de atracção entre o solvente e o soluto aumentam as forças de coesão, dificultando assim a libertação das moléculas do solvente.
Propriedades coligativas mais importantes
As propriedades coligativas mais importantes são:
· Aumento da temperatura de ebulição
· Abaixamento do ponto de congelação
· Osmose
Aumento da temperatura de ebulição
À temperatura em que a ebulição se inicia (temperatura de ebulição) a pressão de vapor iguala ou supera a pressão atmosférica.
Quando a pressão de vapor diminui, pela existência de partículas dissolvidas, é necessário fornecer mais calor para igualar a pressão atmosférica – aumenta a temperatura de ebulição.
É o caso da maior temperatura de ebulição da água salgada em relação à agua pura
Abaixamento do ponto de congelação
A congelação produz-se quando a pressão de vapor do líquido é igual à do sólido.
Sendo assim, diminuindo a pressão de vapor, terá que haver um maior abaixamento de temperatura para igualar as pressões.
É por esta razão que a água salgada congela a temperaturas mais baixas que a água pura porque, tendo substâncias dissolvidas, a sua pressão de vapor é menor.
Lei de Raoult
O abaixamento do ponto de congelação e o aumento da temperatura de ebulição são proporcionais ao número de moléculas dissolvidas.
Esta propriedade tem sido utilizada para determinar concentrações e pesos moleculares.
O método mais utilizado tem sido a determinação do abaixamento do ponto de congelação (crioscopia).
Segundo a lei de Raoult o abaixamento do ponto de congelação é dado pela seguinte fórmula:
(1)
|
t = K
|
C
|
t – Abaixamento do ponto de congelação
C – concentração molal
M – peso molecular
K – constante característica de cada solvente
| |
M
|
O valor de K para a água é de 1,86, pelo que a equação (1) poderá ser reformulada para o caso da água:
(2)
|
t = 1,86
|
C
|
M
|
Aplicações da lei de Raoult
Concentração de uma substância de peso molecular conhecido
Isolando C da equação (2) teremos:
(3)
|
C = t
|
M
|
1,86
|
Sendo todos os outros valores conhecidos basta fazer contas. Vejamos com um exemplo. Qual a concentração de sacarose (peso molecular = 342) que baixou o ponto de congelação de 0,486.
Aplicando os números em (2):
C =
|
0,486 x 342
|
= 85,5
|
1,86
|
A concentração da sacarose será de 85,5g de sacarose em 1000 g de água.
Determinação do peso molecul
Calcula-se isolando M na equação (2)
M =
|
1,86 C
|
T
|
Determinação do número de moles
Para esta determinação basta uma regra de três simples, tendo em conta que 1mol de qualquer substância dissolvida em água baixa o ponto de congelação de 1,86
1 mol ¾¾ 1,86
M ¾¾¾¾ t
Donde
(4)
|
M =
|
T
|
1,86
|
CAPITULO 18
OSMOSE
Experiencia de DUTROCHET
A noção de osmose deve-se a DUTROCHET.
Este autor idealizou um aparelho, o osmómetro, constituído por um tubo encerrado na sua extremidade inferior por uma membrana permeável ao solvente e não ao soluto (membrana semipermeável)
Se se colocar este aparelho preenchido com água com açúcar num recipiente contendo só água, observa-se a entrada de água para dentro do tubo com a consequente subida de nível
Conceito
A osmose é a passagem do solvente da solução mais concentrada para a menos concentrada quando as duas soluções estão separadas por uma membrana semipermeável.
Animação: .
Pressão osmotica
Denomina-se pressão osmótica à força que contraria esta subida do líquido provocada pela osmose
Explicação da osmose
Para que haja osmose é necessário que haja uma membrana semipermeável, isto é, que deixe passar as moléculas do solvente, mas não as do soluto
Como as moléculas do soluto não atravessam a membrana, o equilíbrio de concentrações só se poderá conseguir pela difusão do solvente
Como explicar a difusão do solvente? Cada molécula de soluto ao se dissolver liga-se a várias moléculas de solvente, neste caso a água. Por conseguinte, no lado da membrana em que há mais soluto, há menos solvente livre
Animação:
Trajecto do solvente
Como a difusão se faz sempre do mais concentrado para o menos concentrado, está assim explicado o sentido da difusão do solvente
Passagem do solvente
Membrana impermeável ao soluto
Cada molécula do soluto
liga-se a varias de agua
concentração de moléculas
de agua livre no soluto
difusão da agua na direcção
agua-soluto
Leis de Van’t Hoff
VAN’T HOFF procurou relacionar a pressão osmótica com a equação dos gases perfeitos.
.A temperatura constante a pressão osmótica está relacionada com a concentração:
__P
|
= K ou P = KC
|
P – pressão osmótica
K – constante
C – concentração
|
Como
C =
|
M
|
M – peso do soluto
V – volume do solvente
| |
V
|
podemos escrever
P = K
|
M
|
V
|
ou
(5) PV = KM
Notemos a semelhança entre esta equação e a que exprime a lei de Boyle-Mariotte
A temperatura constante a pressão osmótica é proporcional à concentração
(6)
|
P
|
= K
|
T
|
Esta equação é semelhante à de Gay-Lussac.
Sendo a pressão osmótica regida por equações equivalentes às das leis dos gases tem que se admitir que também se aplica a equação dos gases perfeitos
.Estas semelhanças com as leis dos gases levou VAN’T HOFF a concluir que a pressão osmótica é igual à pressão que o soluto exerceria se fosse um gás ocupando o mesmo volume da solução.
Tal como a descrevemos com as outras propriedades coligativas a pressão osmótica pode ser utilizada para determinar o peso molecular. A equação dos gases perfeitos é
PV = nRT
Como R é igual a 0,082, podemos escrever
EDEMA
Neste caso concreto o factor será 1,7/0,93 = 1,8
H2SO4 ¾® 2 H+ + SO4
Como R é igual a 0,082, podemos escrever
(7)
|
PV = 0,082 nRT ou n =
|
PV
|
0,082 T
|
fórmula esta que nos permite determinar o peso molecular.
Membranas celulares e pressão osmotica
A pressão osmótica depende do número total de partículas. As soluções com o mesmo número de partículas exercem-se a mesma pressão osmótica e portando dizem-se isoosmóticas.
Uma solução que contenha mais partículas que outra diz-se hiperosmótica e a que contiver menos, hipoosmótica
As membranas celulares não se comportam como as membranas semipermeáveis da experiência de Dutrochet , pois são permeáveis a pequenas moléculas como os iões e impermeáveis às grandes como as proteínas.
As substâncias que se difundem atingem rapidamente um equilíbrio não exercendo pressão osmótica. A pressão osmótica é devida apenas às moléculas que não atravessam a membrana.
Á pressão osmótica exercida por essas moléculas denomina-se tonicidade.
Em relação à tonicidade que exerce uma solução em relação a outra esta pode ser isotónica, hipotónica e hipertónica.
Glóbulos vermelhos e tonicidade
A isotonia dos eritrocitos corresponde a suma solução de cloreto de sódio a 0,8g% (solução isotónica).
Em contacto com esta solução os glóbulos não sofrem alterações. Quando em soluções hipotónicas o glóbulo aumenta de volume, podendo rebentar a membrana e sair a hemoglobina para o exterior (hemólise).
Perante uma solução hipertónica perde água, ficando a membrana encarquilhada
Acção de solutos hipo e hipertónicos
Pressão oncótica
Se a membrana capilar fosse uma membrana semipermeável, a pressão osmótica seria exercida por todas as partículas dissolvidas no sangue mas como as pequenas partículas atravessam a membrana, a pressão osmótica efectiva é exercida pelas proteínas do plasma as únicas que não atravessam a membrana.
A pressão osmótica exercida pelas proteínas do plasma denomina-se pressão oncótica.
Movimento de líquidos entre capilares e espaço intersticial
Estas trocas resultam do balanço entre a pressão hidrostática criada pela pressão arterial e a pressão oncótica.
Na extremidade arteriolar a pressão arterial suplanta a pressão oncótica e, portanto, o movimento é para o espaço intersticial .
Na extremidade venosa passa-se o contrário
EDEMA
Quando as proteínas do plasma diminuem quer por falta de ingestão em casos de grandes fomes, quer porque devido a uma inflamação a membrana capilar se torna permeável, a pressão oncótica não suplanta a pressão arterial na extremidade venosa, como é habitual, o que acarreta uma grande saída de líquido para o espaço intersticial .
Esta acumulação de líquido no espaço intersticial leva à tumefacção dos tecidos e é denominada edema.
CAPITULO 19
DISSOCIAÇÃO ELECTROLITICA
Moléculas e propriedades coligativas
Enquanto que as moléculas orgânicas têm propriedades coligativas idênticas com a mesma concentração molal, o mesmo se não passa com as inorgânicas.
Por exemplo uma solução 0,5 M de soda congela a -1,7º embora pela lei de Raoult devesse congelar a -0,93º.
Factor de Van’t Hoff
Esta diferença quantifica-se pelo factor de van’t Hoff:
i = valor observado i – factor de van’t Hoff
valor esperado
Neste caso concreto o factor será 1,7/0,93 = 1,8
Como explicar esta diferença?
Enquanto que as moléculas orgânicas não se dissociam e portanto o número de moléculas é igual ao número de partículas, as inorgânicas dissociam-se e assim aumenta o número de partículas
5mols 5 mols
5 particulas 5x2 particulas
| |||
Não dissociada dissociada
Condutores de 1ª e 2ª espécie
As substâncias que se não ionisam não deixam passar a corrente eléctrica e não sofrem qualquer alteração. São condutores de 1ª espécie
As ionizáveis quando dissolvidas deixam passar a corrente eléctrica e decompõem-se. São condutores de 2ª espécie ou electrólitos
Aniões e catiões
O NaCl em solução ioniza-se em Na+ e Cl--.
Passando a corrente eléctrica o Cl- dirige-se para o polo positivo (ânodo) e o Na+ para o negativo (cátodo)
Generalizando, os iões negativos são atraídos para o ânodo (aniões) e os positivos para o cátodo (catiões)
Resumindo:
Os electrólitos em solução dissociam-se em duas ou mais partículas, os iões
Cada ião exerce propriedades coligativas de intensidade semelhante à de uma molécula não dissociada
Todos os iões têm uma carga eléctrica, positiva ou negativa
Acidos, bases e sais
Ácidos
Classicamente eram definidos como moléculas que ao dissociarem-se libertavam iões H+ :
HCl ¾® H+ + Cl-
Actualmente definem-se como dadores de protões (representados na equação pelo H+). Como os protões não se encontram livres, terão que se combinar com outra molécula.
Quando o solvente é a água, combinam-se com esta .
Bases
Definiam-se antes como moléculas que ao se dissociarem libertavam iões oxidrilo (OH-)
NaOH ¾® Na+ + OH-
Actualmente uma base é definida como um aceitador de protões
Há moléculas que se podem comportar como bases ou como ácidos
Sais
São moléculas que ao se dissociarem libertam iões diferentes dos da água .
Equivalente-grama
Dá-se o nome de equivalente químico ou equivalente-grama de uma substancia à quantidade expressa em gramas que se combina, liberta ou substitui um átomo grama de hidrogénio.
Vejamos os seguintes exemplos:
HCl ¾® H+ + Cl-
H2SO4 ¾® 2 H+ + SO4
No primeiro caso o ião Cl- está relacionado com um átomo de hidrogénio. No segundo o SO4 está relacionado com dois. Diz-se que no primeiro caso a valência é 1 e no segundo 2
HCl ¾® H+ + Cl-
|  Valência 1 |
H2SO4 ¾® 2H+ + SO4
|  Valência 2 |
O equivalente-grama calcula-se, como é evidente, dividindo o peso atómico pela valência.
Muitas vezes utiliza-se a milésima parte do equivalente, o miliequivalente. (mEq)
Para converter uma concentração expressa em mg/l em mEq aplica-se a fórmula:
mEq =
|
C
|
x valência
|
C – concentração em mg/l
|
PA
|
PA – peso atómico
|
Normalidade
Uma solução normal tem um equivalente grama por litro de solução.
A normalidade representa-se pela letra N.
A utilização desta notação aproxima-se da realidade das reacções químicas pois que uma molécula reage com outra molécula, mas um grama não reage com outro grama
Electrólitos fortes e fracos
O ácido clorídrico em solução dissocia-se completamente, mas o ácido acético não
. Diz-se que o ácido clorídrico é um ácido forte e que o ácido acético é um ácido fraco
Generalizando, um electrólito forte dissocia-se na sua totalidade e um electrólito fraco não, sendo tanto mais fraco quanto menos se dissociar.
Animação
A intensidade da dissociação exprime-se pelo grau de dissociação ou seja pela fracção de mol que se dissociou. No caso do ácido clorídrico o seu valor é de 1 e no do ácido acético é próximo de 0.
Osmol
É a quantidade de soluto cuja pressão osmotica corresponde a 1 mol
Para moleculas não dissociadas, mol e osmol são identicos
Para moleculas dissociaveis, o osmol depende do numero de iões dissociados
CAPITULO 20
CONCENTRAÇÃO HIDROGENIONICA
Acidez e alcalinidade
Quando numa solução há mais iões H+ que OH- esta diz-se ácida e no caso contrário alcalina
Reacções acida e alcalina
Quando as concentrações de H+ e OH- são iguais, a solução diz-se neutra.
A água pura é neutra, o que significa H+ = OH-. .
Este dado permite-nos calcular a concentração de H+ na neutralidade:
Como na neutralidade H+ = OH-
H+ x H+ = 10–14 e portanto H+ = 10-7
Portanto, a concentração de 10-7 equivale à neutralidade, correspondendo valores superiores à acidez e inferiores à alcalinidade
Conceito de pH
A expressão da concentração hidrogeniónica com expoentes negativos é pouco prática. Por isso ela foi substituída pela notação pH ou seja pelo cologaritmo da concentração hidrogeniónica.
Sendo assim o pH da neutralidade é 7 pois o cologaritmo de 10–7 é 7.
O emprego de uma notação logarítmica tem as seguintes consequências:
Quanto maior for o pH, menor será a concentração hidrogenionica
Como se trata de uma notação logarítmica, as variações não são lineares. No exemplo do quadro 20.II quando duplica a concentração hidrogenionica , o pH desce 0,3 e quando quintuplica 0,7
Variações da concentração hidrogenionica e de pH
H+
|
Ph
|
Descida do pH
|
1 x 10-7
|
7
|
-
|
2 x 10-7
|
6,7
|
0,3
|
5 x 10-7
|
6,3
|
0,7
|
10 x 10-7
|
6
|
1
|
Tampões
São soluções cujo pH não varia ou varia pouco quando se acrescentam ácidos ou bases fortes.
São constituídos pela mistura de um ácido fraco e de uma base forte ou de uma base forte e um ácido fraco.
Mecanismo de acção
Consideremos o exemplo do tampão acido acético - acetato de sódio
Se se acrescentar um ácido como o HCl, este combinar-se-á com o acetato de sódio:
(2) CH3COONa + HCl ¾® CH3COOH + NaCl
O H+ do HCl passou a fazer parte do ácido acético, ácido muito pouco dissociável que portanto não irá alterar o pH
Se se acrescentar uma base, esta combinar-se-á com o ácido acético:
NaOH + CH3COOH ¾® CH3COONa + H2O
Deste modo o OH da NaOH vai integrar uma molécula pouco dissociável, a água.
Quer dizer, nos sistemas tampões o H+ dos ácidos fortes ou o OH- das bases fortes passam a fazer parte de moléculas pouco dissociáveis
fortes passam a fazer parte de moléculas pouco dissociáveis
pH DOS LÍQUIDOS BIOLÓGICOS
Hemoglobina
Mecanismo dos sistemas tampões
Animações
Equação de Henderson-Hasselbach
Podemos aplicar ao efeito tampão a lei da acção das massas. Na dissociação de um ácido fraco temos:
HA = H+ + A-
K =
|
[H+] [A-]
|
HA
|
H+ =
|
K [HA]
|
A-
|
1
|
=
|
[A-]
|
[H+]
|
K [HA]
|
(4)
|
pH = pK + log
|
[A-]
|
[HA]
|
Como o ácido é fraco, este encontra-se praticamente não dissociado ou seja como AH. O sal pelo contrário encontra-se quase totalmente dissociado correspondendo na equação a A-
Rescrevendo a equação 2 teremos:
(5)
|
pH = pK + log
|
Sal
|
Ácido
|
Esta equação é conhecida pelo nome de equação de Henderson-Hasselbach
Anfólitos
São electrólitos susceptíveis de possuir ao mesmo tempo funções acidas e básicas. É o caso da água.
Esta propriedade alarga-se a todas as moléculas com a fórmula geral HO-R-H, o que permite à molécula libertar ou um ião OH- ou um ião H+.
Os dois iões, H+ e OH- não se podem dissociar ao mesmo tempo, dependendo a dissociação da acidez ou alcalinidade do meio.
Em meio ácido a forte concentração de iões H+ exteriores inibe a dissociação da função ácida, passando-se o contrário em meios alcalinos
Ponto isoelectrico
Para um pH intermédio entre estes dois extremos, o ponto isoeléctrico, a dissociação dos dois iões será equilibrada – será electricamente neutro e designa-se por hermafrodita ou zwitterion
Submetendo um anfólito à corrente eléctrica este deslocar-se-á para o polo correspondente ao maior número de iões dissociados – para o polo negativo em meio ácido e para o positivo e meio alcalino.
No ponto isoeléctrico (ião hermafrodita) comporta-se como uma molécula neutra e não sofre a acção da corrente eléctrica.
pH óptimo e pH de paragem
O funcionamento de um ser vivo só é possível numa escala reduzida de pH, o pH óptimo. Nos valores para lá do pH óptimo (pH de paragem), o funcionamento do organismo não é possível
O pH óptimo e os pH de paragem são específicos para cada ser vivo
pH DOS LÍQUIDOS BIOLÓGICOS
Liquido
|
PH
|
Plasma sanguíneo
Suco gástrico
Suco pancreático
Leite humano
Saliva
Urina
|
7,4
1,5-3
7,8-8
7,4
6,4-7
5-8
|
CAPITULO 21
Regulação do pH
Embora o meio interno necessite de um pH óptimo em que são admitidas apenas pequenas variações, o organismo é submetido a uma série de “vagas de assalto”, ácidas ou alcalinas, de que terá que se defender.
A chegada de alimentos ao tubo digestivo e a sua subsequente digestão tendem a provocar alterações do pH, tendendo para a acidez no regime cárneo e para a alcalinidade no vegetariano.
Por outro lado o estômago “consome” H+ para formar HCl e sobrecarrega-o em bicarbonato, havendo uma vaga alcalina após as refeições.
No decorrer do metabolismo vão ocorrer situações que alteram o pH como sejam a eliminação de alguns iões pela urina, a produção de ácido carbónico pelos tecidos, a produção de ácido láctico na glicólise.
Todavia, apesar destas vagas de assalto o pH mantém-se dentro dos valores desejáveis. Para manter estes objectivos o organismo socorre-se de sistemas tampões e de mecanismos fisiológicos.
Sistemas tampão
Os sistemas tampões utilisados são:
· ácido carbónico - bicarbonato
· fosfato monosódico - fosfato disódico
· proteínas
· hemoglobina
Ácido carbónico- bicarbonato de sódio
É composto por um ácido fraco, o ácido carbónico (H2CO3) e o seu sal, o bicarbonato de sódio (NaHCO3) actuando por mecanismo idêntico ao par ácido acético - acetato de sódio
É o único sistema tampão importante do liquido extracelular.
Na presença de uma vaga alcalina o ácido carbónico transforma-se em bicarbonato
CO3H2 + NaOH ¾¾® CO3HNa + H2O
Na presença de uma vaga acida o bicarbonato transforma-se em ácido carbónico fig. 21.1
CO3HNa + HCl ¾¾® CO3H2 + CO3HNa
CO3H2
|   vaga alcalina
vaga ácida
|
CO3HNa
|
Reserva alcalina
Se bem que o bicarbonato de sódio seja sempre considerado como o exemplo do sal de ácido carbónico, outros catiões podem ter a mesma acção. No interior da célula em que o sódio é pouco abundante, o bicarbonato de potássio pode desempenhar a mesma acção.
A capacidade tampão deste sistema depende da concentração do ião HCO3- ou reserva alcalina. No líquido intersticial este valor normalmente é de 25 mmol/l.
Fosfato monosódico- fosfato disódico
O seu funcionamento é idêntico ao ácido carbónico – bicarbonato
PO4Na2H
| vaga ácida
vaga alcalina
|
PO4NaH2
|
Sistema fosfato monosodico-disodico
Como este sistema existe em pequenas quantidades no sangue, desempenha um papel pouco relevante na regulação do pH mas constitui um sistema muito eficaz na urina e nos líquidos intracelulares.
Sistema proteinatos – proteínas
O poder tampão das proteínas deve-se ao facto de serem anfólitos, ou seja, à propriedade de se comportarem como ácidos ou como bases conforme o pH.
Assim numa vaga alcalina comportam-se como ácidos e formam proteinatos e numa vaga ácida como bases formando sais de proteínas
Sal de proteína
| vaga alcalina
vaga ácida
|
Proteinato
|
Sistema proteinatos - proteinas
Hemoglobina
Um caso particular da acção tampão das proteínas é a hemoglobina. A hemoglobina transforma-se em oxihemoglobina por oxidação do seu grupo prostetico, ou seja da proteína que entra na sua composição:
A oxihemoglobina é mais ácida que a hemoglobina.
Hb-O ¾¾¾® Hb
ACIDOSE E ALCALOSE
Diálise
Difusão
Filtração
Sedimentação
Electroforese
Um coloide submetido a um campo eléctrico, manifesta as características eléctricas das partículas.
Como têm todas a mesma carga eléctrica, migram todas para o mesmo polo
Adsorção
Diálise
Difusão
Filtração
Sedimentação
Electroforese
Um coloide submetido a um campo eléctrico, manifesta as características eléctricas das partículas.
Como têm todas a mesma carga eléctrica,
migram todas para o mesmo polo
Adsorção
Viscosidade
Imbibição
Hb + O ¾¾® Hb-O
A oxihemoglobina é mais ácida que a hemoglobina.
Quando a oxihemoglobina liberta oxigénio ao nível dos tecidos esta torna-se mais alcalina podendo captar iões H+ provenientes da dissociação do ácido carbónico, o que contribui para regular o pH
Hb-O ¾¾¾® Hb
(+ ácida) (+ alcalina)
Mecanismos respiratório
O anidrido carbónico não eliminado pode combinar-se com a água, catalisada pelo enzima anidrase carbónica originando ácido carbónico que se poderá dissociar
Normalmente o anidrido carbónico é expulso pelos pulmões à medida que se forma nos tecidos fazendo deslocar a reacção para a esquerda
Quando há excesso de H+, o centro respiratório é estimulando provocando respirações profundas e rápidas, causando uma maior eliminação de CO2 e desviando ainda mais a reacção para a esquerda , reduzindo-se assim a concentração de H+
Quando o pH aumenta (alcalose), a frequência respiratória diminui e portanto é eliminado menos CO2,deslocando-se a reacção para a direita , formando-se mais H+ que compensa a alcalose.
Estas correcções respiratórias do pH sanguíneo fazem-se em menos de um minuto.
Esta regulação é menos rápida que a dos sistemas tampão estudados mas é duas vezes maior que a acção de todos os tampões reunidos.
Todas as alterações importantes do sistema respiratório perturbam o equilíbrio ácido-base. A retenção da anidrido carbónico provoca acidose e a sua eliminação excessiva provoca alcalose.
Quando a causa do desequilíbrio ácido-base é respiratória fala-se em acidose e alcalose respiratórias.
Mecanismos renais
Embora os pulmões eliminem o acido carbónico sob a forma de anidrido carbónico e água, só os rins têm a capacidade de eliminar os outros ácidos formados no metabolismo celular.
Além disso só os rins são capazes de regular as concentrações sanguíneas de substâncias alcalinas e renovar os tampões bicarbonato e fosfato que se gastaram na regulação dos iões H+ no líquido extracelular.
Uma parte do bicarbonato é eliminada pelos pulmões como anidrido carbónico e água.
Para compensar os desequilíbrios do pH provocados pela alimentação e pelo metabolismo o rim recorre aos seguintes mecanismos:
Ø Excreção de bicarbonato
Ø Reabsorção e excreção de bicarbonato
Excreção de bicarbonato
A perda de iões HCO3 corresponde ao aumento de H+ desviando-se a equação para a direita. Assim para reabsorver bicarbonatos haverá secreção de H+ e, pelo contrário, quando for excretado um excesso de bicarbonato, haverá retenção de H+ ,
Os iões H+ segregados provêm da dissociação do ácido carbónico formado nas células tubulares pela combinação do anidrido carbónico com a água . Para cada H+ segregado para o lume, será reabsorvido do filtrado um ião H+ para manter o equilíbrio electroquímico
Quanto maior for a abundância dos capilares renais em anidrido carbónico, mais rápida será a secreção de H+ e por conseguinte este sistema reage tanto ao aumento como à diminuição do pH.
Reabsorção de bicarbonato
Para manter este reservatório de bases representado pelo bicarbonato ou reserva alcalina a eliminação dos iões H+ pelo rim poderá não ser suficiente sendo necessário conservar as reservas de bicarbonato pela sua reabsorção.
As células tubulares são impermeáveis ao bicarbonato e portanto não o podem reabsorver mas podem enviar para os capilares bicarbonatos sintetizados no seu citoplasma . Quer dizer, o ácido carbónico sintetizado na célula dissocia-se em H+ que vai para o lume do tubulo e bicarbonato que vai para os capilares e assim para cada H+ que é filtrado entra um bicarbonato para os capilares.
Produção de bicarbonatos
Entram aqui em jogo dois mecanismos:
Ø Excreção de H+ tamponados
Ø Excreção de iões NH4+
Excreção de H+ tamponados
Os iões H+ introduzidos pela alimentação têm que ser compensados pela produção de novos iões bicarbonato.
Todavia os iões H+ formados pela dissociação do ácido carbónico e excretados para o filtrado têm que ser tamponados para manter a acidez da urina dentro dos limites fisiológicos
O principal tampão renal é, como vimos, o sistema fosfato monosódico - fosfato disódico.
O H+ é transportado para os tubulos renais pela bomba Na+/H+ combinando-se com o fosfato de sódio para O Na+ libertado é transportado para a célula pela bomba Na+/H+ por troca Na+ e é transportado para os capitais renais pela bomba de sódio
Excreção de NH4+
O outro mecanismo é a produção de amoníaco na célula renal pelo metabolismo da glutamina.
O amoníaco pode difundir-se através das células para servir de tampão a aval ou combinar-se com o H+ para formar NH+4 que é excretada pela urina como cloreto de amónio.
ACIDOSE E ALCALOSE
A falha do sistemas tampões ou dos mecanismos fisiológicos em manter o pH a níveis normais leva à acidose ou à alcalose.
Acidose
Ocorre quando o pH cai abaixo de 7,35.
A acidose respiratória surge quando o sistema respiratório não elimina bastante anidrido carbónico.
A acidose metabólica surge quando há uma produção aumentada de ácidos como o acido láctico e corpos cetónicos ou quando os rins têm uma capacidade diminuída de eliminar iões H+
Alcalose
Ocorre quando o pH do sangue ultrapassa 7,45.
A alcalose respiratória deve-se a hiperventilação pulmonar.
A alcalose metabólica deve-se à eliminação rápida do H+ no organismo, por exemplo, após vómitos intensos.
CAPITULO 22
COLOIDES
Conceito
Além das membranas semipermeáveis que deixam passar o solvente e não o soluto, há as membranas dialiticas que deixam passar os solutos mas não as soluções com partículas mais grosseiras.
O termo coloide foi dado por GRAHAM para designar substâncias que não difundem não dialisam e deixam resíduos semelhantes à cola.
Diferença entre coloides e cristalóides
Cristalóide coloide
Difusão + -
Diálise + -
Evaporação cristal cola
O termo coloide na realidade refere-se mais a um estado de agregação da matéria do que a uma classe particular de substâncias pois que muitos cristaloides em determinadas condições se podem comportar como coloides e vice-versa.
Pode-se considerar uma solução coloidal como intermédia entre uma solução verdadeira e uma suspensão, admitindo-se que o seu diâmetro está compreendido entre 0,1 e 0,001 m .
Soluções coloides suspensões
· ·
0,001 0,1 m
|
Fases de um coloide
Num coloide distinguem-se duas fases, uma fase que existe em maior quantidade a fase dispersante onde se vai dispersar a fase dispersa
Num coloide podem-se encontrar todas as combinações possíveis entre os estados de matéria, excepto a combinação gás-gás
Combinações entre os vários estados da matéria
Fase dispersa
|
Fase dispersante
|
Exemplo
|
Sólido
Sólido
Sólido
Líquido
Líquido
Líquido
Gás
Gás
|
Sólido
Líquido
Gás
Sólido
Líquido
Gás
Sólido
Líquido
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Rubi (ouro-sílica)
Ouro coloidal (ouro-água)
Fumo (cinza-ar)
Opala (água-sílica)
Leite (gordura-água)
Nevoeiro (água-ar)
Pedra-pomos (ar-silicato)
Espuma (água-ar)
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Sols e gels
Quando um coloide tem um aspecto fluido, denomina-se sol. Os sols denominam-se frequentemente conforme a natureza da fase dispersante: hidrosol, aerosol, etc.
Os coloides com estruturas mais rígidas denominam-se gels
Gelificação
Certos coloides como a gelatina podem existir como gels ou como sols. A altas temperaturas e com concentrações baixas de gelatina, a mistura comporta-se como um hidrosol.
Se a concentração de gelatina aumentar e a temperatura diminuir, a gelatina transforma-se em gel (gelificação) dando-se uma inversão das fases do coloide – no primeiro caso era a água e neste a gelatina
Sinerese
Nos gels pode-se observar um fenómeno de retracção ( sinerese) por perda da parte dispersante. Neste caso o gel torna-se muito mais viscoso.
Na coagulação do sangue, o gel de fibrina expulsa o soro por um mecanismo de sinerese
Tixotropia
Um hidrogel pode-se transformar em hidrosol apenas por agitação – tixotropia ou peptização
Emulsoides e suspensoides
Os coloides podem-se classificar em suspensoides e emulsoides
Suspensoides
Os suspensoides são liófobos, isto é, as fases dispersa e dispersante repelem-se. Mantêm-se em suspensão pela acção de cargas eléctricas.
As partículas não se agregam porque, tendo todas a mesma carga eléctrica, repelem-se umas às outras. Por esta razão floculam rapidamente quando a carga eléctrica é neutralizada.
Emulsoides
Os emulsoides são liófilos – as duas fases não se repelem. O seu factor de estabilidade é a orientação da fase dispersante à volta das partículas coloidais
Quando desaparece a camada de moléculas da fase dispersante, quase sempre água, o emulsoide perde o seu mecanismo fundamental de estabilidade, comportando-se como um suspensoide quando se anulam as cargas eléctricas
Floculação
A remoção da água faz-se acrescentando substâncias com afinidade para a água como o álcool ou pela acção do calor que desorganiza a camada de hidratação do coloide(fig. 22.6
Coloides protectores
Os suspensoides floculam pela acção dos sais.
Todavia se acrescentarmos um emulsoide, a quantidade de sais necessários para fazer a floculação aumenta porque formam um invólucro protector do suspensoide
Um coloide que tenha uma acção deste tipo denomina-se coloide protector.
Propriedades dos coloides
Fenómeno de Tyndal
Se um feixe de luz intensa atravessar um sol, um observador colocado lateralmente observará que no trajecto do feixe o líquido se mostra opalescente devido à “iluminação” das partículas coloidais .
cortesia de James Hardy
Fenómeno de Tyndall
Este efeito, conhecido pelo nome de fenómeno Tyndall, não se observa apenas quando a fase dispersante é líquida
É o caso da “iluminação” das partículas de poeira dum quarto quando observadas através da frincha de uma porta.
Ultramicroscópio
As partículas coloidais pelo seu tamanho não podem ser vistas pelo microscópio ordinário mas podem ser vistas utilizando o fenómeno Tyndall através do ultramicroscópio em que o microscópio não é iluminado pela luz directa mas apenas pela luz dispersa, que incide lateralmente.
Movimentos brownianos
As partículas coloidais estão animadas de um movimento muito rápido em zig-zag, o movimento browniano
Diálise
Por definição, os coloides não dialisam.
Esta propriedade pode ser aproveitada para a separação dos coloides dos cristaloides. Se pusermos uma solução contendo um coloide e um cristaloide (p.ex albumina e cloreto de sódio) haverá a difusão do cristaloide para fora da membrana, mas não do coloide.
Se a água for renovada algumas vezes, após algum tempo o saco conterá praticamente só albumina pois a grande parte dos cristaloides já terá difundido para o exterior
Difusão
Devido às suas dimensões, os coloides difundem muito menos que os cristaloides.
Filtração
As partículas coloidais são suficientemente pequenas para atravessarem o papel de filtro vulgar, ao contrário das suspensões que ficam retidas.
Há certas membranas, como as de colódio, cujos poros deixam passar as partículas da fase dispersante mas não as constituindo a fase dispersa.
Este é o fundamento de um método de separação que utiliza estas membranas associadas à aplicação de pressão, a ultrafiltração.
Sedimentação
As partículas coloidais não sedimentam pela acção da gravidade nem quando centrifugadas em centrifugas simples.
Todavia se forem submetidas à acção de centrífugas extremamente potentes (ultracentrifugas) sedimentarão
Electroforese
Um coloide submetido a um campo eléctrico, manifesta as características eléctricas das partículas.
Como têm todas a mesma carga eléctrica, migram todas para o mesmo polo
Adsorção
Diálise
Por definição, os coloides
não dialisam.
Esta propriedade pode ser
aproveitada para a separação dos coloides dos cristaloides. Se
pusermos uma solução contendo um coloide e um cristaloide (p.ex albumina e
cloreto de sódio) haverá a difusão do cristaloide para fora da membrana, mas
não do coloide.
Se a água for renovada
algumas vezes, após algum tempo o saco conterá
praticamente só albumina pois a grande parte dos cristaloides já terá
difundido para o exterior
Difusão
Devido às suas dimensões,
os coloides difundem muito menos que os cristaloides.
Filtração
As partículas coloidais são suficientemente pequenas para atravessarem o
papel de filtro vulgar, ao contrário das suspensões que ficam retidas.
Há certas membranas, como as de colódio, cujos poros deixam passar as
partículas da fase dispersante mas não as
constituindo a fase dispersa.
Este é o fundamento de um método
de separação que utiliza estas membranas associadas à aplicação de pressão, a ultrafiltração.
Sedimentação
As partículas coloidais não sedimentam pela acção da gravidade nem
quando centrifugadas em centrifugas
simples.
Todavia se forem submetidas à acção de centrífugas extremamente potentes
(ultracentrifugas) sedimentarão
Electroforese
Um coloide submetido a um campo eléctrico, manifesta as características eléctricas das partículas.
Como têm todas a mesma carga eléctrica,
migram todas para o mesmo polo
Adsorção
As partículas coloidais oferecem
uma grande superfície e por isso a adsorção é intensa.
Em 1c.c. de albumina a 15% a superfície total das micelas é de 1,4m2.
A totalidade das partículas
coloidais do organismo humano corresponde a 2 milhões de metros quadrados.
Viscosidade
A existência de partículas provoca um grande
atrito interno e portanto viscosidade.
Imbibição
É a absorção de água feita pelos coloides hidrófilos, com libertação de
calor.
Pressão osmótica
As partículas coloidais
influenciam a pressão osmótica. Por exemplo, a gelatina a 15% exerce a pressão
osmótica de 8 mm.Hg.
A pressão osmótica exercida pelas proteínas do plasma denomina-se pressão oncótica
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