Normalmente, o pH do corpo humano é fixado em uma faixa muito estreita entre 7.35 e 7.45. Um paciente com um pH acidótico do sangue de 7.3 pode ser tratado com um alcalino como o bicarbonato de sódio. Por que esse tratamento aumentaria o pH do sangue?

Responda:

Aqui está o que está acontecendo aqui.

Explicação:

O principal sistema de buffer usado para controlar o pH do sangue é o sistema de tamponamento de bicarbonato.

Essa sistema de buffer gira em torno da quantidade de gás carbônico dissolvido no sangue e na quantidade de ânions de bicarbonato, ${HCO}_{3}^{-}$ $"HCO"_3^(-)$ , presente no sangue.

Mais especificamente, consiste em ácido carbónico, $H_{2} {CO}_{3}$ $"H"_2"CO"_3$ , ácido fraco, em equilíbrio com o ânion bicarbonato, as TIC base conjugada.

$H_{2} {CO}_{3(aq]} + H_{2} O_{(l]} ⇌ {HCO}_{3(aq]}^{-} + H_{3} O_{(aq]}^{+}$ $"H"_2"CO"_text(3(aq]) + "H"_2"O"_text((l]) rightleftharpoons "HCO"_text(3(aq])^(-) + "H"_3"O"_text((aq])^(+)$

Agora, ácido carbónico realmente existe em equilíbrio com dióxido de carbono dissolvido e água

${CO}_{2(aq]} + H_{2} O_{(l]} ⇌ H_{2} {CO}_{3(aq]}$ $"CO"_text(2(aq]) + "H"_2"O"_text((l]) rightleftharpoons "H"_2"CO"_text(3(aq])$

Isso significa que você pode representar o sistema de buffer de bicarbonato como duas reações de equilíbrio

${CO}_{2(aq]} + H_{2} O_{(l]} ⇌ H_{2} {CO}_{3(aq]} + H_{2} O_{(l]} ⇌ {HCO}_{3(aq]}^{-} + H_{3} O_{(aq]}^{+}$ $"CO"_text(2(aq]) + "H"_2"O"_text((l]) rightleftharpoons "H"_2"CO"_text(3(aq]) + "H"_2"O"_text((l]) rightleftharpoons "HCO"_text(3(aq])^(-) + "H"_3"O"_text((aq])^(+)$

Como você sabe, os equilíbrios químicos são governados por Princípio de Le Chatelier, que afirma que um sistema em equilíbrio responderá a um perturbação nesse equilíbrio por mudando de maneira a neutralizar essa perturbação.

Agora, a posição normal para esse equilíbrio corresponde a um valor de pH que cai na faixa $7.35 - 7.45$ $7.35 - 7.45$ .

A diminuir O valor do pH corresponde a um superior concentração de íons hidrônio, $H_{3} O^{+}$ $"H"_3"O"^(+)$ .

Bicarbonato de sódio ${NaHCO}_{3}$ $"NaHCO"_3$ , é um sal solúvel que se dissocia completamente em solução aquosa para formar cátions de sódio, ${Na}^{+}$ $"Na"^(+)$ e ânions de bicarbonato, ${HCO}_{3}^{-}$ $"HCO"_3^(-)$ .

Tratar o paciente com bicarbonato de sódio é equivalente a Aumentar a concentração de ânions de bicarbonato em solução.

Isso significa que a segunda parte do equilíbrio será deslocar para a esquerda, pois isso consumirá ambos os ânions de bicarbonato adicionados e o excesso de íons hidrônio

$H_{2} {CO}_{3(aq]} + H_{2} O_{(l]} ⇌ {HCO}_{3(aq]}^{-} + H_{3} O_{(aq]}^{+}$ $"H"_2"CO"_text(3(aq]) + "H"_2"O"_text((l]) rightleftharpoons "HCO"_text(3(aq])^(-) + "H"_3"O"_text((aq])^(+)$

$\times \times \times \leftarrow ------------------------ - \times \times x shift to the left \times \times \times$ $color(white)(xxxxxx)stackrel(color(red)(larr))(color(white)(xxxxx)color(green)("shift to the left")color(white)(xxxxxx))$

Um deslocamento para a esquerda é equivalente a dizer que o reação reversa será favorecido, o que significa que você verá um aumento na concentração de sindicalizado ácido carbónico.

Desde a concentração de íons hidrônio diminui como resultado dessa mudança na posição do equilíbrio, o pH do sangue aumentará aumentar.

De acordo com Equação de Henderson - Hasselbalch, o pH de um tampão ácido - conjugado base fraco é igual a

$pH = p K_{a} + log (\frac{[conjugate base]}{[weak acid]})$ $color(blue)("pH" = pK_a + log( (["conjugate base"])/(["weak acid"])))" "$ , where

$p K_{a}$ $pK_a$ - o log inverso do constante de dissociação ácida, $K_{a}$ $K_a$

Isso mostra que um diminuir em pH corresponde a um diminuir na razão entre a base conjugada e o ácido fraco.

Adicionando base conjugada aumenta essa relação, o que resultará em uma aumentar em pH.