Este é o terceiro post da série. Os primeiros podem ser vistos aqui e aqui. Neste, veremos como surgiu a escala do pH e desvendaremos as propriedades sobrenaturais dos tampões. Uma parte desse texto já foi publicada aqui, onde pode ser encontrada uma história (bem) resumida da Cervejaria Carlsberg.

INTRODUÇÃO DO CONCEITO DE pH – O TRABALHO DE SÖREN SÖRENSEN

Os principais defensores e divulgadores dos conceitos e aplicações da nova teoria foram os laboratórios de Ostwald em Leipzig e de Nernst em Göttingen. Entretanto, a influência sem igual da concentração hidrogeniônica nas reações biológicas teve sua base estabelecida em um laboratório ligado a uma cervejaria em Copenhagen e não nos laboratórios pré-citados. Dois artigos, totalizando 170 páginas, intitulados Études Enzymatiques I e II, foram simultaneamente publicados em alemão e francês em 1909 na revista do Laboratório Carlsberg (Comptes-Rendus des Travaux du Laboratoire de Carlsberg) por Sören Peter Lauritz SÖRENSEN (1868-1939)(ver figura ao lado). Neste trabalho, Sörensen esclarece um dos pontos mais obscuros da bioquímica da época: a relação entre a atividade das enzimas e a acidez do meio. Sabia-se de longa data que a atividade das enzimas era fortemente dependente da acidez do meio pois KJELDAHL, a quem Sörensen substituiu como chefe do Departamento de Química do Laboratório Carlsberg, demonstrou que a atividade da sacarase dependia de uma acidez ótima. Acreditava-se ser impossível saber com exatidão a quantidade de ácido que deveria ser adicionada à solução para se obter a maior atividade da enzima. Os diferentes ácidos tinham ações diferentes dependendo da temperatura e da maneira como o substrato era preparado. Isso tinha uma importância fundamental no processo de fabricação da cerveja (e também de muitas outras reações de fermentação) porque o rendimento da produção seria maior por quantidade de matéria prima gasta. Entretanto, tudo era feito de modo empírico. Neste ponto, Sörensen imaginou que, se segundo Arrhenius, sendo a ação de um ácido caracterizada pela emissão do H+, seria possível que o agente modificador da atividade enzimática fosse o íon hidrogênio, em outras palavras, que o fator determinante fosse a concentração hidrogeniônica. Não se poderia prever a concentração hidrogeniônica imposta à solução pela adição de ácido porque as preparações enzimáticas contiam substâncias capazes de fixar o H+ (ver efeito Efeito Tampão abaixo) e essas substâncias tinham sua concentração variável conforme o modo de preparação. Então, qual seria o denominador comum a todas as soluções? Trabalhando com sua hipótese, Sörensen pôde comparar a atividade das enzimas com a concentração hidrogeniônica gerando os gráficos ao lado (originais de seu artigo, mas com tradução para o inglês). O trabalho de Nernst permitiu a criação do eletrodo de platina para medir o pH. Sörensen desenvolveu métodos para medir o pH em sistemas biológicos (ou bioquímicos, mas essa palavra ainda não existia na época). A relação entre a atividade enzimática e acidez é demonstrada na figura ao lado. O painel da esquerda mostra a atividade enzimática baseada na quantidade de ácido sulfúrico adicionada a mistura. Pode-se observar que o pico desta atividade não coincide, variando de acordo com as concentrações testadas. No painel da direita, temos agora a concentração hidrogeniônica do meio, ou mais precisamente, seu pH, nas ordenadas a atividade da enzima. Podemos observar que a atividade máxima das enzimas ocorre sempre muito próxima ao pH 4,5. Sörensen demonstrou que a concentração de íons hidrogênio mais favorável à ação da enzima era sempre a mesma para uma determinada enzima, não importando o tipo de preparação, nem a quantidade de ácido adicionada e – o que causou enorme espanto – nem do tipo de ácido (sulfúrico, fosfórico ou cítrico). Como Sörensen estudou outras enzimas (catalase e pepsina) pôde demonstrar um comportamento regular para todas elas. Concluiu que: 1) A atividade máxima de toda enzima depende de uma concentração hidrogeniônica ótima; 2) Essa concentração é uma característica específica de cada enzima, desde que à temperatura constante. Essa foi talvez, a maior contribuição de Sörensen, quase que “desmistificando” as relações entre atividade enzimática e acidez. Foi possível após essa comunicação, por exemplo, padronizar os procedimentos industriais e instituir medidas para avaliar a qualidade dos processos fermentativos passando-se do empirismo medieval, aos processos de altíssimo rendimento que conhecemos hoje. É de se notar que isso ocorreu apenas no ínicio do século XX, séculos após a Revolução Industrial ter iniciado. Mas ele ainda não tinha terminado. Esse trabalho ficaria muito mais conhecido por uma invenção decorrente da “preguiça”: Sörensen inventou a escala do pH. Depois de desenhar tantos gráficos e colocar potências negativas de base 10 nas abscissas, optou por utilizar o cologarítimo, que se traduzia em números mais palatáveis. Entretanto, a maior concentração hidrogeniônica da água é, segundo o produto iônico, igual a 10^-7, à temperatura de 18^o C. O grande mérito de Sörensen nesse campo, foi perceber que tanto as soluções ácidas, quanto as alcalinas, poderiam ser caracterizadas pela concentração de íons hidrogênio, bastando apenas saber qual é o ponto onde as grandezas [H⁺] e [OH^–] são iguais para se definir o ponto neutro, conceito elaborado pela recém-lançada Teoria de Arrhenius. Se [H⁺]>[OH^–] a solução é ácida e se [H⁺]<[OH^–] a solução é alcalina. Foi então que surgiu a proposta de representar a concentração de íons hidrogênio pelo seu cologarítimo e através desse número, a concentração hidrogeniônica de soluções ácidas e alcalinas. A grandeza foi representada pelo símbolo pH·, o p proveniente de potenz ou puissance significando potência, ou mais precisamente, o expoente negativo. Com o tempo, o ponto representando o íon hidrogênio foi suprimido por razões tipográficas e ficamos com o familiar pH, que tanto utilizamos. As analogias feitas por Sörensen entre a escala de pH e temperatura relacionadas a atividade das enzimas, levaram W. Mansfield Clark a escrever que em certas reações químicas o pH é mais importante que a temperatura, propondo que ele seja expresso em oS (graus Sörensen) ou em unidades Sörensen. É interessante notar que a escala do pH não foi a única, apesar de ser a primeira. A princ
ipal crítica, a meu ver, é que o pH é uma escala logarítima (e não direta) o que causa certa confusão. A figura abaixo mostra a relação entre a concentração hidrogeniônica e o pH compreendendo a zona de pH humana (7,00 a 7,80). Notem que no pH normal do sangue (7,40), pela inclinação da curva, grandes variações da [H⁺] podem ocorrer, sem grandes variações de pH. Além disso, a escala do pH pode resultar negativa em algumas soluções químicas o que dificulta seu entendimento.

Na tentativa de suplantar essas dificuldades GIRIBALDO, um químico uruguaio e CATANI, brasileiro, publicaram separadamente, artigos nos quais defendiam a utilização de suas escalas, que eram diretas. Giribaldo lançou o pR em 1924 e Catani propôs uma escala alternativa na Revista Brasileira de Química em 1943. Essas escalas acabaram por não conquistar a simpatia da comunidade científica mundial e caíram no esquecimento. Atualmente que grande parte das dificuldades de compreensão que os estudantes apresentam quando entram em contato pela primeira vez com o Equilíbrio Ácido-Base é em função dessa relação não intuitiva. Entretanto, a tentativa que alguns livros fazem de torná-la direta é totalmente ineficaz e confunde, mais que explica.

O EFEITO TAMPÃO

Em função de sua extrema importância nos sistemas biológicos e também de sua peculiaridade, optei por contar um pouco da história dos sistemas tampão antes de passarmos à evolução histórica das aplicações médicas do equilíbrio ácido-base. A noção de efeito tampão é atribuída a FERNBACH, outro fabricante de cerveja. No congresso franco-belga de cervejarias realizado em Paris no ano de 1900, Fernbach apresentou os resultados de suas experiências com malte. Chamou-lhe a atenção o fato de que o extrato de malte é ácido quando testado com fenolftaleína e alcalino quando testado com metil-orange, duas das substâncias mais utilizadas para medir a acidez pelo método colorimétrico, na época. Como poderia uma substância ser ácida e alcalina ao mesmo tempo? Como sabia da existência de um pouco de ácido fosfórico no extrato de malte, Fernbach imaginou que o comportamento do extrato na fenolftaleína seria decorrente da presença de fosfatos. Entretanto, monofosfatos puros não são básicos no metil-orange então, deveria haver uma mistura de mono e bifosfatos. Percebeu também, que havia uma acidez ideal para a atividade enzimática do extrato e que era difícil prever seu comportamento após a adição de ácidos ou álcalis, tal como Sörensen o fizera. Fernbach imaginou que a atividade enzimática do extrato de malte é, de certa forma, protegida contra a ação inibitória de ácidos e álcalis e que essa proteção é decorrente da presença de um mistura de fosfatos com 1 ou 2 hidrogênios. Em seu original alemão, Fernbach escreve que a mistura age como um puffer que protege a mistura da ação de ácidos e álcalis. A palavra puffer tem dois significados em alemão: a) pacote de tecido que se coloca em uma ferida para estancar sangramento e b) parachoque de uma locomotiva a vapor. Segundo SCHÖEN em seu livro Le Problème des Fermentations – Paris – 1926, Fernbach empregou a palavra com o segundo significado (proteção contra choques), independentemente do fato de que alguns ainda insistam na primeira hipótese. O correspondente inglês é buffer e francês tampon de onde tiramos nosso tampão. Podemos definir um tampão como sendo um sistema químico que tende a manter constante (“proteger”) o pH, apesar da adição de ácidos ou bases à solução. Isso é conseguido às custas de pelo menos 2 componentes que atuam conjuntamente, ora fornecendo íons hidrogênio, ora fixando-os. Discutiremos as ações biológicas dos tampões nos posts seguintes. Ah, esqueci. Parece que o pH de uma cerveja é por volta de 4,5, mas é claro, dependerá sempre, da temperatura [2].

Bibliografia

1.Crane Jr, FE. Is there an alternative to pH? J. Chem. Educ., 1961, vol. 38 pp. 365. Para uma interessante discussão sobre o histórico, vantagens e desvantagens de outras escalas de pH.
2. Página do Grupo Carlsberg.
3. Jörgensen, H. (1950). Theorie, mesure et applications du pH. Paris, Dunod. Na biblioteca do IQ da USP Identificador:  5416 Classificação:  541.3728 J82T.
4. Holter, H & Möller, KM. The Carlsberg Laboratory. Carlsberg Foundation, 1976. Gentilmente cedido por Jette Ölsen, relações públicas da Fundação Carlsberg, juntamente com rico material de fotos de Sörensen.