O plasma sanguíneo contém uma reserva total de carbonato (essencialmente
) de
.
Qual seria o pH se for adicionado
de
e o excesso de
eliminado (mantendo-se assim a
original, proveniente da solubilização do gás)?
Qual seria o pH se for adicionado
Passo 1
Beleza, o enunciado diz que o plasma sanguíneo tem uma “reserva” total de carbonato (ou seja, a soma [HCO₃⁻] + [CO₂]) igual a 2,52·10⁻² mol·L⁻¹. A gente adiciona 1,0·10⁻² mol·L⁻¹ de H⁺ e, pra evitar acumular CO₂ extra, todo CO₂ gerado a mais foge (só fica o CO₂ que já estava ali, dissolvido). O que querem é o pH resultante.
Conteúdo: equilíbrio ácido–base e sistema tampão H₂CO₃/HCO₃⁻, usando a equação de Henderson–Hasselbalch.
O que precisamos:
• pKa da reação H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻ (vamos usar pKa ≈ 6,1, valor clássico em fisiologia).
• A relação [HCO₃⁻]/[CO₂] inicial ligada ao pH normal do plasma (7,4).
• A equação de Henderson–Hasselbalch:
pH = pKa + log([HCO₃⁻]/[CO₂]).
Conteúdo: equilíbrio ácido–base e sistema tampão H₂CO₃/HCO₃⁻, usando a equação de Henderson–Hasselbalch.
O que precisamos:
• pKa da reação H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻ (vamos usar pKa ≈ 6,1, valor clássico em fisiologia).
• A relação [HCO₃⁻]/[CO₂] inicial ligada ao pH normal do plasma (7,4).
• A equação de Henderson–Hasselbalch:
pH = pKa + log([HCO₃⁻]/[CO₂]).
Passo 2
Primeiro, a gente acha as concentrações iniciais de cada forma. Sabemos que no plasma normal o pH ≈ 7,4, então pela Henderson–Hasselbalch:
Isso dá
Passo 3
Como a soma das duas é 2,52·10⁻² M, temos:
e
Substituindo:
Passo 4
Quando a gente adiciona
M de H⁺, essa quantidade reage completamente com HCO₃⁻ formando CO₂ extra, que é eliminado. A reação é:
Logo, [HCO₃⁻] cai em 1,0·10⁻² M e [CO₂] fica igual a [CO₂]₀ (o extra foge). Então:
Passo 5
Agora aplica Henderson–Hasselbalch de novo:
Calculemos o logaritmo:
Então
Resposta
O pH do plasma, após adicionar
mol·L⁻¹ de H⁺ e eliminar o CO₂ extra, será aproximadamente 7,17.