BIOQUÍMICAHUMANA

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PROFESSOR
ME. Rodrigo Vargas
Bioquímica 
Humana
https://apigame.unicesumar.edu.br/qrcode/14040
FICHA CATALOGRÁFICA
C397 CENTRO UNIVERSITÁRIO DE MARINGÁ. 
NÚCLEO DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA. VARGAS, Rodrigo.
Bioquímica Humana. Rodrigo Vargas. Maringá - PR: Unicesumar, 
2021. 
272 P.
ISBN: 978-65-5615-872-3
“Graduação - EaD”. 
1. Bioquímica 2. Humana 3. EaD. I. Título. 
CDD - 22 ed. 574.2 
Impresso por: 
Bibliotecário: João Vivaldo de Souza CRB- 9-1679
Pró Reitoria de Ensino EAD Unicesumar
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NEAD - Núcleo de Educação a Distância
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de Souza Ilustração André Azevedo, Eduardo Aparecido Alves Realidade Aumentada Maicon Douglas Curriel, Eduardo 
Pereira Carvalho Fotos Shutterstock. 
Tudo isso para honrarmos a 
nossa missão, que é promover 
a educação de qualidade nas 
diferentes áreas do conhecimento, 
formando profissionais 
cidadãos que contribuam para o 
desenvolvimento de uma sociedade 
justa e solidária.
Reitor 
Wilson de Matos Silva
A UniCesumar celebra mais de 30 anos de história 
avançando a cada dia. Agora, enquanto Universidade, 
ampliamos a nossa autonomia e trabalhamos 
diariamente para que nossa educação à distância 
continue como uma das melhores do Brasil. Atuamos 
sobre quatro pilares que consolidam a visão 
abrangente do que é o conhecimento para nós: o 
intelectual, o profissional, o emocional e o espiritual.
A nossa missão é a de “Promover a educação de 
qualidade nas diferentes áreas do conhecimento, 
formando profissionais cidadãos que contribuam 
para o desenvolvimento de uma sociedade justa 
e solidária”. Neste sentido, a UniCesumar tem um 
gênio importante para o cumprimento integral desta 
missão: o coletivo. São os nossos professores e 
equipe que produzem a cada dia uma inovação, uma 
transformação na forma de pensar e de aprender. 
É assim que fazemos juntos um novo conhecimento 
diariamente.
São mais de 800 títulos de livros didáticos como este 
produzidos anualmente, com a distribuição de mais de 
2 milhões de exemplares gratuitamente para nossos 
acadêmicos. Estamos presentes em mais de 700 polos 
EAD e cinco campi: Maringá, Curitiba, Londrina, Ponta 
Grossa e Corumbá, o que nos posiciona entre os 10 
maiores grupos educacionais do país.
Aprendemos e escrevemos juntos esta belíssima 
história da jornada do conhecimento. Mário Quintana 
diz que “Livros não mudam o mundo, quem muda 
o mundo são as pessoas. Os livros só mudam as 
pessoas”. Seja bem-vindo à oportunidade de fazer a 
sua mudança! 
Aqui você pode 
conhecer um 
pouco mais sobre 
mim, além das 
informações do 
meu currículo.
ME. Rodrigo Vargas
Olá, caro(a) aluno(a)! Sou o professor Rodrigo Vargas e vou te acom-
panhar nesta jornada que te deixará maravilhado(a) pela bioquímica 
humana. Desde muito pequeno, sempre fui uma criança curiosa. Toda 
curiosidade vinha acompanhada de um porquê. 
Em casa, sempre gostei de ter animais de estimação, mas eram sem-
pre cachorros. Não eram só eles que me interessavam: gostava de saber 
sobre baleias, golfinhos, elefantes, aves e até suricatos, que me fizeram 
chorar de felicidade durante a primeira vez que os vi pessoalmente. 
No colégio, descobri a química, disciplina que me completava, pois 
explicava os detalhes que sustentavam aquilo que os nossos olhos não 
conseguem visualizar. Pensei que seria um químico, engenheiro químico 
ou farmacêutico. Mas faltava algo. Assim, uma professora me mostrou 
as maravilhas da biologia, e não tive dúvidas. 
Iniciei a graduação em Ciências Biológicas, que me mostrou um 
mundo de possibilidades. Primeiro, pensei em ser geneticista, depois, 
zoologista. Também cogitei ser botânico. No entanto, no segundo ano, 
tive aulas de bioquímica e de fisiologia humana. Não restaram dúvidas 
sobre como seria redigida a minha história profissional. 
O tempo foi passando, mas poucas coisas mudaram. Continuo 
assistindo aos documentários sobre animais selvagens e os com-
portamentos deles. Cozinho sempre que possível e estou cada dia 
mais curioso. Espero que você também seja curioso, porque, neste 
livro, obterá informações interessantes e que poderão responder 
várias perguntas que você nem sabia.
http://lattes.cnpq.br/5218771418882367
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Ao longo do livro, você será convidado(a) a refletir, questionar e transformar. Aproveite 
este momento.
PENSANDO JUNTOS
EU INDICO
Enquanto estuda, você pode acessar conteúdos online que ampliaram a discussão sobre 
os assuntos de maneira interativa usando a tecnologia a seu favor.
Sempre que encontrar esse ícone, esteja conectado à internet e inicie o aplicativo 
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recursos em Realidade Aumentada. Explore as ferramentas do App para saber das 
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Uma dose extra de conhecimento é sempre bem-vinda. Posicionando seu leitor de QRCode 
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PÍLULA DE APRENDIZAGEM
Professores especialistas e convidados, ampliando as discussões sobre os temas.
RODA DE CONVERSA
EXPLORANDO IDEIAS
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assunto discutido, de forma mais objetiva.
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BIOQUÍMICA HUMANA
Caro(a) aluno(a), você ingressou em um curso da área da saúde. Em consequência disso, provavelmente, tem 
afinidade pelas disciplinas de Biologia e Química. Possivelmente, você já pensou que essas áreas são restritas aos 
laboratórios e às grandes indústrias farmacêuticas. Todavia, você já constatou que a bioquímica está mais presente 
em nosso dia a dia do que podemos imaginar? Aliás, você já pensou que, desde o momento em que acordou até 
agora, vários processos bioquímicos foram promovidos pelo seu próprio organismo?
É importante salientar que os processos bioquímicos movem a nossa vida e nos dão a energia necessária para 
vivermos. Contudo, para que esses processos possam acontecer, várias substâncias são necessárias. Exemplos: a 
água é necessária para nos manter hidratados; os carboidratos são fonte de glicose; as proteínas fazem parte da 
nossa musculatura; os lipídios fazem parte das nossas reservas energéticas. Além dessessubstratos, precisamos 
que o corpo modifique quimicamente essas substâncias e as transforme em moléculas que sejam possíveis de 
serem usadas. 
As moléculas que promovem essas transformações são as enzimas e temos vários tipos delas em nosso 
organismo. Há diversos tipos de enzimas e cada uma delas é específica, ou seja, temos uma enzima diferente 
para cada reação bioquímica que o corpo promoverá. Você já observou uma reação química promovida por uma 
enzima acontecer? Analisaremos isso agora!
Em sua casa, talvez, você tem um tipo de carboidrato que utiliza em sua dieta. Pão, macarrão, bolo ou biscoito. 
Qualquer carboidrato serve como exemplo ao nosso entendimento. Utilizemos, como exemplo, o pão. Ao ingerir 
o pão, o objetivo do corpo é transformá-lo em glicose, pois esse tipo de açúcar é a principal fonte de energia ao 
organismo. Não se engane! Ingerir açúcares descontroladamente é extremamente prejudicial à saúde e pode 
gerar diabetes. Se você analisar, ao mastigar o pão com a saliva, ele se torna uma massa pastosa. Isso, porque a 
enzima da nossa saliva iniciou o processo de digestão dos carboidratos.
Quando um pedaço de pão chega até a nossa boca, nossos dentes promovem um processo de maceração 
mecânica, com o intuito de quebrá-lo em pequenos pedaços. Entretanto, esses pedaços não são pequenos o 
suficiente para que sejam absorvidos pelo intestino. Para que os pedaços não cheguem muito grandes até o nos-
so estômago, na boca, temos glândulas salivares que secretam grandes quantidades de saliva. Em nossa saliva, 
existem várias enzimas que ajudam a iniciar a digestão do carboidrato e fazem com que esse processo seja mais 
fácil. Por esses e outros motivos, devemos ingerir os alimentos com calma e mastigá-los várias vezes.
Diante do conteúdo apresentado, é visível que a bioquímica está mais presente em nosso cotidiano do que 
poderíamos imaginar. Você, agora, deve estar se perguntando: como esse processo acontece com as proteínas 
que ingerimos? Com as gorduras? Qual é o papel da água nesses processos? Iniciada a digestão, como essas 
moléculas entram nas células? Dentro das células, onde será gerada a energia a partir dessas moléculas?
É para responder essas e outras perguntas que existe o estudo da bioquímica humana, que tem como objetivo 
explicar o passo a passo desses processos e fazer de você um excelente profissional da área da saúde.
Em sua vida profissional, os conhecimentos expostos te destacarão dos demais profissionais. Se você analisar o 
cenário atual, é crescente o número de empresas ligadas aos diferentes tipos de dietas. Medicamentos são desen-
volvidos para redução de peso corporal e melhoria de qualidade de vida. Também há a geração de suplementos 
alimentares que repõem vitaminas e melhoram a saúde de diversos pacientes. Todo esse enorme e promissor 
mercado de trabalho está disponível aos profissionais com capacidade técnica de atuar nele.
Você já decidiu o tipo de profissional da saúde que você deseja ser? Venha comigo e, juntos, aprimoraremos 
todo o conhecimento que você já tem sobre essa área. Mergulharemos no universo de possibilidades que a bio-
química humana nos apresenta. Tenho certeza que você adorará conhecer mais o seu próprio corpo. Garanto 
que a bioquímica humana será um marco na sua formação acadêmica.
Conte comigo e bons estudos!
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39
ÁGUA
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CICLO DO ÁCIDO 
CÍTRICO
ENZIMAS
AMINOÁCIDOS E 
PROTEÍNAS
CARBOIDRATOS, 
LIPÍDIOS E 
BIOENERGÉTICA
GLICÓLISE, 
GLICONEOGÊNESE E 
VIA DAS PENTOSES-
FOSFATO
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187
237
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BETA OXIDAÇÃO
FOSFORILAÇÃO 
OXIDATIVA
OXIDAÇÃO DE 
AMINOÁCIDOS
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Olá, caro(a) aluno(a)! Seja bem-vindo(a) ao universo da bioquímica 
humana. Nesta unidade, estudaremos a substância mais abundante 
do nosso planeta: a água. Assim, entenderemos a capacidade da 
água de interagir com as outras moléculas (polares e apolares) e 
saberemos como essas moléculas determinam o movimento da 
água para dentro ou para fora das células. Ainda, compreenderemos 
a forma como a água interfere na função dos ácidos e das bases 
presentes no organismo, saberemos a interferência dela no pH e 
entenderemos como os tampões evitam desequilíbrios na nossa 
vida. Por fim, compreendemos os motivos pelos quais a água é 
considerada um solvente universal e está presente em qualquer 
ser vivo.
Água
Me. Rodrigo Vargas
UNICESUMAR
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Você acompanhará a história de Bernardo, um jovem rapaz que tem amor pela natureza, adora 
viagens e não abandona o celular. Em uma viagem, Bernardo foi até o sítio dos avós. Durante a 
viagem, uma chuva torrencial deixou o trânsito lento e fez com que barro fosse formado na estra-
da. Isso dificultou a chegada de Bernardo até o sítio dos avós. Contudo, Bernardo observou que a 
água da chuva havia deixado a vegetação mais verde, movido o solo da terra, molhado os animais e 
mudado a temperatura do ambiente. Tudo isso deixou Bernardo curioso e ele se questionou sobre 
as situações. Assim como Bernardo, você já se perguntou como a água pode estar presente em todos 
os ambientes e interagir com os mais variados tipos de moléculas?
Automaticamente, você já deve ter imaginado algumas respostas para a pergunta apresentada. 
A água promove a formação do barro quando entra em contato com a terra, por interagir quimi-
camente com ela e deixá-la mais diluída. A vegetação fica mais verde, porque as plantas utilizam a 
água e a luz solar como fonte de energia e nutrientes. Com mais nutrientes, o pigmento das plantas, a 
clorofila, fica mais evidente. Muitas vezes, os animais aproveitam a água da chuva para tirar algumas 
impurezas do corpo, assim como nós, quando tomamos banho. A temperatura do ambiente pode 
variar, visto que a água é uma ótima condutora de energia, ao captar o calor do ambiente para si. 
Vamos entender como uma molécula de água tem capacidade para efetuar tarefas distintas?
UNIDADE 1
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Antes de entendermos as funcionalidades 
da água aos seres vivos, você já se perguntou: 
quais elementos químicos formam a molécula 
da água? Como ela interage com as outras mo-
léculas? Como ela pode ser fundamental para a 
vida na Terra? Como ela participa das reações 
bioquímicas que ocorrem dentro dos seres vi-
vos? Se você é como o Bernardo e tem contato 
constante com o celular, faça uma rápida pesquisa 
sobre esses questionamentos. Além de descobrir 
os elementos em questão, procure descobrir os 
itens que são mais comumente encontrados em 
nosso Planeta Terra. 
Em sua leitura, você deve ter observado que 
alguns elementos químicos são abundantes em 
nosso Planeta Terra, dentre eles, o hidrogênio e 
o oxigênio. Esses dois elementos formam a molé-
cula de água. A abundância desses elementos na 
Terra pode explicar a abundância de água presen-
te na superfície de nosso planeta. Essa água pode 
estar associada a diversos sais e formar a água do 
mar. Pode estar na forma de vapor e ajudar a for-
mar as nuvens de chuva. Pode, ainda, ser tratada 
por processos químicos e se tornar potável para 
consumo. Por ser tão abundante, a água permite 
que diversos organismos vivos se desenvolvam 
e, de fato, todos os seres vivos do Planeta Terra 
dependem, em algum momento, de água para a 
sobrevivência. Interessante, não é mesmo? 
Utilize o seu diário de bordo para anotar os 
resultados de sua pesquisa e esquematizar uma 
molécula de água.
UNICESUMAR
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Caro(a) aluno(a), a água tem a origem associada 
há milhões de anos, antes mesmo que qualquer 
homem tivesse pisado no Planeta Terra. Sem dú-
vida, o primeiro organismo vivo da Terra nasceu 
em um ambiente cheio de água. Aliás, se você 
observar, todo o curso da evolução dos seres 
vivos foi moldado pela presença de água nos 
ambientes. Afinal, a água é a substância química 
mais abundante em qualquer organismo vivo 
e perfaz cerca de 70 a 85% do peso dos seres 
humanos (ALBERTS et al., 2017).
Contudo, a água não é somente importante por 
estar presente na maioria dos ambientes. São as 
interações químicasda água que permitem com 
que ela possa ser tão versátil. Assim como você 
observou, a água é formada por um átomo de oxi-
gênio e dois átomos de hidrogênio. Cada átomo 
de hidrogênio compartilha um par de elétrons 
com o átomo de oxigênio. 
Geometricamente, a molécula de água se asse-
melha a um tetraedro, uma espécie de pirâmide 
triangular, com um átomo de hidrogênio em cada 
uma das pontas da pirâmide e pares de elétrons não 
compartilhados nas outras duas pontas. Entre os 
dois átomos de hidrogênio, é formado um ângulo 
de 104,5° (Figura 1). Como o núcleo do átomo de 
oxigênio carrega seis prótons e o núcleo do hidro-
gênio tem apenas um, o átomo de oxigênio atrai 
elétrons mais fortemente que o hidrogênio, tornan-
do-o mais eletronegativo. Na prática, os elétrons 
compartilhados estão mais próximos do oxigênio 
que do hidrogênio (NELSON; COX, 2014).
UNIDADE 1
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Assim como é observável na Figura 1, ocorre um compartilhamento desigual de elétrons entre 
o átomo de oxigênio e os átomos de hidrogênio. Esse tipo de compartilhamento é característico da 
molécula de água e faz com que ela tenha dois polos elétricos: um ao longo de cada ligação entre o 
oxigênio e o hidrogênio. O átomo de hidrogênio carrega uma carga parcial positiva d�� � , enquanto 
o átomo de oxigênio carrega uma carga parcial negativa, equivalente à soma das duas cargas parciais 
positivas do hidrogênio 2d�� � . Como resultado dessas interações, a molécula de água é chamada de 
dipolo elétrico (VOET; VOET, 2013).
Descrição da Imagem: a figura apresenta cinco quadros que ilustram, de diferentes maneiras, a molécula de água. O quadro superior 
à esquerda mostra a ligação dos átomos de hidrogênio com o átomo de oxigênio, que está na parte central. Abaixo desse quadro, é 
exposta a esquematização do espaço, em três dimensões, que o tamanho de cada átomo ocupa: o oxigênio é representado em amarelo 
e o hidrogênio em azul. Já o quadro inferior à esquerda mostra o compartilhamento de elétrons do oxigênio central com seis elétrons 
identificados por bolas vermelhas. Dentre os seis, um é compartilhado com cada hidrogênio. Os átomos de hidrogênio apresentam um 
único elétron compartilhado com o oxigênio. Os prótons são representados no centro dos átomos por sinais positivos (+), enquanto 
os elétrons presentes na periferia têm sinais negativos (-). O quadro superior direito mostra o ângulo de ligação entre os átomos de 
hidrogênio e os polos formados pela molécula de água. Por fim, o quadro inferior direito apresenta a ligação entre as duas moléculas 
de água por polos opostos, devido às ligações de hidrogênio.
Figura 1 - Estrutura da molécula de água
ligação
covalente
ligação de hidrogênio
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No ambiente, as moléculas de água se atraem entre si. Por esse motivo, elas são, normalmente, 
observadas em grandes conjuntos. Isso acontece, porque as moléculas de água apresentam uma 
atração eletrostática entre si, dado que o átomo de oxigênio de uma molécula de água atrai o 
hidrogênio de outra molécula de água que esteja próxima. Essa ligação química é chamada de 
ligação de hidrogênio.
As ligações de hidrogênio entre as moléculas de água permitem que a água se mantenha no 
estado líquido à temperatura ambiente e fornecem certo ordenamento durante o congelamen-
to a baixas temperaturas. Ligações de hidrogênio são ligações químicas relativamente fracas, 
assim como as interações iônicas, hidrofóbicas e de van der Waals. Vale lembrar que essas 
ligações químicas são fracas de maneira individual. Contudo, em grandes agregados de moléculas, 
como em proteínas, ácidos nucléicos e lipídios de membrana, há, coletivamente, uma influência 
significativa (ALBERTS et al., 2017).
A energia de dissociação de ligação, que representa a energia necessária para quebrar uma 
ligação qualquer, da ligação de hidrogênio é cerca de 23 kJ/mol. Ao compará-la com uma ligação 
covalente entre o oxigênio e o hidrogênio (470 kJ/mol) ou com a ligação covalente entre duas 
moléculas de carbono (348 kJ/mol), observamos o menor potencial dela (MARZZOCO; TORRES, 
2015). Recorde-se de que esse tipo de ligação química está sempre em grandes quantidades, a fim 
de promover a dissociação entre outros tipos de ligações químicas, sejam de moléculas polares, 
sejam moléculas apolares.
As moléculas chamadas polares ou hidrofílicas (do grego: hidro = água; philos = amigo) são 
facilmente dissolvidas pela água por substituírem as interações entre as moléculas de água por inte-
rações químicas que são mais energeticamente favoráveis. Em contrapartida, existem as moléculas 
apolares ou hidrofóbicas (do grego: hidro = água; phobia = medo), as quais podem interferir nas 
ligações entre as moléculas de água, mas são incapazes de formar interações consistentes com 
as moléculas de água. Portanto, são pouco solúveis em água (NELSON; COX, 2014).
Você, provavelmente, já ouviu alguém falar que a água é um solvente universal. Por que ela é chama-
da assim? Graças às substituições das ligações químicas que acabamos de estudar, a molécula de 
água tem uma enorme capacidade de dissolver uma variedade de substâncias devido à polaridade 
dela, que permite que as moléculas hidratem íons e outras moléculas polares.
Assim como você estudou nas aulas de Química do Ensino Médio, a água pode ser encontrada 
nos seguintes estados: líquido, sólido e gasoso. Essa capacidade se dá devido às propriedades 
químicas dessa molécula que acabamos de descobrir. No entanto, esses estados físicos podem 
oscilar em consequência da energia empregada no ambiente, que modifica a posição entre as 
ligações de hidrogênio. 
UNIDADE 1
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Em temperatura ambiente, a energia cinética (energia de movimento das moléculas) permite 
que as moléculas de água não sejam estáticas e que a água se mantenha no estado líquido. Quando 
a molécula de água é aquecida por uma fonte externa (a chama do fogão, por exemplo), o acrés-
cimo de temperatura reflete no aumento da velocidade. Isso faz com que as moléculas de água 
se movam (NELSON; COX, 2014). Até agora, entendemos que as moléculas de água são unidas 
por ligações de hidrogênio, correto? Como ocorre a agitação das moléculas?
O que permite a agitação das moléculas de água sem a perda da coesão é o baixo tempo de 
vida das ligações de hidrogênio. Esse tipo de ligação tem duração de somente 1 a 20 picossegundos 
(1 picossegundo = 10-12 segundos). Quando uma ligação de hidrogênio é quebrada, outra ligação é 
formada em 0,1 picossegundos com a mesma molécula de água ou com outra molécula do meio. 
Se somarmos todas as ligações de hidrogênio das moléculas de água de certo meio ambiente, 
podemos observar como essas moléculas apresentam forte coesão entre si. Isso é reforçado pelo 
arranjo tetraédrico dos orbitais ao redor do átomo de oxigênio, que pôde ser observado na Figura 1. 
Na água líquida, devido à constante movimentação das moléculas e à desorganização, cada 
molécula de água forma ligações com cerca de 3,4 outras moléculas. Todavia, no gelo, as moléculas 
de água se dispõem de forma organizada, estando fixas no espaço. Além disso, formam ligações 
com outras quatro moléculas de água (Figura 2) (VOET; VOET, 2013). 
Descrição da Imagem: trata-se de uma ilustração com diversas moléculas de água dispostas de forma organizada, assim como ocorre 
durante a formação do gelo. Os átomos de oxigênio são representados por bolas azuis maiores, enquanto os átomos de hidrogênio 
são simbolizados por bolas brancas menores, as quais estão ligadas às bolas azuis de oxigênio. As bolas brancas apresentam trace-
jados que simbolizam as ligações de hidrogênio, com duas bolas azuis. As bolas azuis, por sua vez, apresentam tracejados com duas 
diferentes bolas brancas, que representam os hidrogênios. Cada molécula em si apresenta quatro tracejados, um para cada ligação 
de hidrogênio que ela pode formar.
Figura 2 - Ligações de hidrogênio no gelo
UNICESUMAR
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Para desestabilizar essa rede cristalina, grande quantidade de energia 
térmica é necessária (NELSON;COX, 2014). Isso explica o motivo pelo 
qual o ponto de fusão da água é relativamente alto, quando comparado às 
outras substâncias (Tabela 1). Contudo, em temperatura ambiente, tanto a 
evaporação da água quanto a fusão do gelo acontecem espontaneamente. 
Apesar de as moléculas de água apresentarem certa tendência de se associar 
por meio das ligações de hidrogênio, no universo, tudo tende à desordem, 
também chamada de entropia. 
Lembre-se de que as ligações químicas são formadas espontaneamente, se 
forem energeticamente favoráveis. Em nosso universo, quanto maior a entro-
pia, mais energia livre se torna disponível pela agitação das moléculas. Assim, as 
ligações químicas podem acontecer mais facilmente.
Ponto de fusão (°C) Ponto de ebulição (°C)
Água 0 100
Metanol (CH3OH) -98 65
Etanol (CH3CH2OH) -117 78
Acetona (CH3COCH3) -95 56
Benzeno (CH3(CH2)4CH3) 6 80
Clorofórmio (CHCL3) -63 61
Tabela 1 - Pontos de fusão e de ebulição de alguns solventes comuns
Fonte: adaptada de Nelson e Cox (2014).
Apesar de discutirmos as ligações de hidrogênio nas moléculas de água, é válido 
salientar que esse tipo de ligação química não é exclusivo dessas moléculas. A 
água é considerada um solvente universal justamente pela capacidade dela de 
formar ligações de hidrogênio com outros solutos. A formação dessas ligações é 
possível pela interação entre os átomos eletronegativos (aqueles que são aceptores 
de hidrogênios, como o oxigênio e o nitrogênio) e os átomos de hidrogênio ligados 
covalentemente a outro átomo eletronegativo (doador de hidrogênio) na mesma 
molécula ou em outra (Figura 3). 
Você não encontrará átomos de hidrogênio covalentemente ligados aos átomos 
de carbono formando ligações de hidrogênio. Isso não acontece, porque o átomo 
de carbono é levemente mais eletronegativo que o hidrogênio. Desse modo, essa 
ligação é somente levemente polar (MARZZOCO; TORRES, 2015). Moléculas, 
como o açúcar, que são polares e não carregadas, dissolvem-se rapidamente em 
água devido à certa estabilização das ligações de hidrogênio entre os grupos quí-
micos do açúcar com as moléculas polares da água. Álcoois, aldeídos, cetonas e 
compostos que contêm ligações entre nitrogênio e hidrogênio formam ligações 
de hidrogênio com as moléculas de água e são considerados solúveis.
UNIDADE 1
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Na prática, a água pode dissolver diversos sais 
utilizados no dia a dia, como o cloreto de sódio 
(NaCl), que você deve conhecer como sal de 
cozinha. Você sabe como a água faz isso? A 
água dissolve os sais pela hidratação e pela 
estabilização dos íons sódio e cloreto. Esses 
íons são instáveis e não são encontrados iso-
ladamente no ambiente. Para dissolvê-los, a 
água enfraquece as interações eletrostáticas 
que mantêm unidos esses íons, neutralizando 
a tendência natural de associação em redes 
cristalinas (Figura 4). 
Entretanto, a água não promove os efeitos 
relatados somente no NaCl. A capacidade dela 
também se aplica às moléculas carregadas e aos 
compostos com grupos carboxílicos ioniza-
dos (--COO-), ésteres de fosfatos ou anidros e 
aminas protonadas (--NH3
+). As moléculas de 
água dissolvem essas moléculas substituindo 
as ligações de hidrogênio entre os solutos por 
ligações de hidrogênio soluto-água. Isso faz 
com que as interações soluto-soluto sejam blo-
queadas (NELSON; COX, 2014).
Descrição da Imagem: trata-se de uma ilustração da formação das ligações de hidrogênio entre os aceptores de hidrogênio, que se encontram 
na parte superior da figura, e os doadores de hidrogênio, que estão na parte inferior da figura. Entre os átomos que são considerados aceptores 
e doadores de hidrogênio, estão o oxigênio e o nitrogênio. Entre os átomos, há tracejados azuis, os quais representam as ligações de hidrogênio.
Figura 3 - Ligações de hidrogênio comuns em sistemas biológicos /Fonte: Nelson e Cox (2014, p. 45).
Aceptor de
hidrogênio
Doador de
hidrogênio
C C
O O
O
H
O
H
O
O
H H
N
N
O
H
N
H
N
N
UNICESUMAR
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Se pudéssemos acompanhar a Figura 4 por um período maior, poderíamos concluir que todas 
as moléculas do cristal de sal iriam interagir com as moléculas de água e se dissolveriam, não é 
mesmo? Isso, porque o sal de cozinha é uma molécula polar ou hidrofílica. Moléculas apolares 
ou hidrofóbicas, entretanto, não podem ser dissolvidas pela molécula de água. Por tentarem 
promover a dissolução, as moléculas de água tentam interagir com as substâncias hidrofóbicas e 
formar ligações de hidrogênio. Como essas ligações não acontecem, a molécula de água forma uma 
camada organizada ao redor da molécula hidrofóbica, a chamada de camada de solvatação, que 
diminui a entropia do meio (ALBERTS et al., 2017). Vamos entender melhor como esse processo 
acontece utilizando os compostos anfipáticos como exemplo.
Na interação entre a molécula de água e os compostos hidrofóbicos, há a diminuição da entropia do 
meio. Você sabe o que, na prática, isso significa? A entropia é o grau de desordem do meio. Essa 
grandeza é tão abrangente que se adequa a qualquer situação do nosso universo. Quanto maior a 
entropia ou desordem, mais energeticamente favorável a situação será. 
Quando aplicamos esse conceito à interação da água com os solutos polares ou apolares, a água au-
menta a entropia dos solutos polares, dissolvendo-os e fomentando a desordem do sistema. Assim, as 
moléculas dos solutos ficam mais espalhadas e desorganizadas. A interação entre a água e os solutos 
apolares é energeticamente desfavorável, pois, ao contrário de aumentarem a desordem do meio, as 
moléculas de água formam uma camada organizada ao redor dos solutos, diminuindo a entropia.
Descrição da Imagem: trata-se de uma ilustração que apresenta, à esquerda, um recipiente com sal de cozinha ao lado. Uma flecha 
verde indica a estrutura molecular dos cristais de sal. Os átomos de cloreto são representados pela cor verde e por bolas grandes. Já 
os átomos de sódio são simbolizados pela cor marrom em bolas menores. À direita, encontra-se o sal de cozinha sendo despejado em 
um recipiente com água. Uma flecha azul indica como ocorre a hidratação do sal pelas moléculas de água, desestruturando o cristal. 
As moléculas de água são representadas por estruturas formadas por uma bola grande vermelha e duas bolas pequenas brancas.
Figura 4 - A água como solvente do cloreto de sódio
SAL
átomos no cristal de sal
água salgada
UNIDADE 1
21
Os compostos anfipáticos (do grego: amphi, que significa “ambos” + pathos, que significa paixão) 
são moléculas que apresentam regiões polares e apolares. Em uma solução aquosa, a região polar 
da molécula anfipática pode interagir favoravelmente com a água e tende a se dissolver. Contudo, 
na região apolar, acontece o contrário e há a tendência de evitar o contato com a água. 
Os fosfolipídios da membrana plasmática das nossas células são um exemplo desse tipo de 
molécula (ROBERTIS; HIB, 2014). Eles são formados por duas cadeias longas de ácidos graxos, 
uma saturada e outra insaturada, as quais são unidas por uma molécula de glicerol e um fosfato 
(Figura 5). As cadeias longas de ácidos graxos formam a cauda hidrofóbica, enquanto o glicerol 
e o fosfato formam a cabeça hidrofílica. Entenderemos mais detalhadamente essas moléculas 
nas unidades posteriores.
Fosfato
Glicerol
Ácidos
graxos
Saturado Insaturado
Cabeça
hidrofílica
Caudas
hidrofóbicas
Fosfolipídio
Descrição da Imagem: trata-se de uma ilustração que apresenta, à esquerda, a estrutura química dos componentes que formam um 
fosfolipídio. Em azul, encontram-se os componentes hidrofílicos e, em vermelho, os hidrofóbicos. À direita, são apresentados todos os 
componentes associados, formando a cabeça hidrofílica (em azul) e as caudas hidrofóbicas (em vermelho).
Figura 5 - Estrutura de um fosfolipídio como exemplo de molécula anfipática
UNICESUMAR
22
Isoladamente, esses compostos anfipáticos 
são energeticamente desfavoráveis, pois 
a água forma uma camada de solvatação ao 
redor da região hidrofóbica, criando uma 
camadaaltamente ordenada (Figu-
ra 6). Para aumentar a entropia do 
meio, as regiões apolares dessas 
moléculas se aglomeram. Isso 
faz com que a menor área hi-
drofóbica esteja disponível para 
o solvente aquoso e mais ener-
geticamente favorável seja o meio, 
formando as micelas. 
As micelas são estruturas arredonda-
das que podem conter centenas ou milhares 
de moléculas anfipáticas (ALBERTS et al., 
2017). Se você despejar o óleo de soja sobre 
um recipiente com água, poderá observar a 
formação dessas estruturas. Você observará 
que, mesmo agitando fortemente o recipiente, a 
fim de tentar misturar a água e o óleo, as mice-
las sempre voltarão a ser formadas. Isso ocorre, 
porque as regiões apolares das moléculas de 
óleo são unidas por interações hidrofóbicas. 
Por apresentarem características químicas se-
melhantes, as partes hidrofóbicas têm maior 
estabilidade termodinâmica. Durante a for-
mação das micelas, o número de contato com 
as moléculas de água é diminuído e a entropia 
do meio é aumentada, tornando a formação 
dessas estruturas energeticamente favoráveis.
UNIDADE 1
23
Micelas: 
todos os grupos 
hidrofóbicos estão 
sequestrados e isolados. 
A casca de água é 
minimizada e a entropia
é mais elevada
(aumento da entropia).
Dispersão de lipídios
em água:
cada molécula de lipídio
força as moléculas de água
ao seu redor tornando-se 
altamente ordenada
(baixa entropia).
Grupo de moléculas
de lipídeos: 
apenas porções periféricas
dos grupos de lipídeos forçam
os ordenamentos de moléculas
de água. 
Menos moléculas de água são 
ordenados. Descrição da Imagem: na figu-
ra, os compostos anfipáticos são 
representados por bolas azuis e 
estruturas alongadas em amarelo. 
As moléculas de água são simboli-
zadas por bolas grandes e verme-
lhas associadas às bolas pequenas 
e brancas. Na região superior, en-
contram-se os compostos anfipá-
ticos circundados por moléculas 
de água isoladamente. Na região 
central, estão os compostos anfi-
páticos associados às estruturas 
em comum: bolas azuis com bolas 
azuis e estruturas alongadas em 
amarelo entre si com uma única 
camada de água ao redor. Na 
parte inferior da imagem, encon-
tram-se os compostos anfipáticos, 
que formam uma estrutura esfé-
rica com as regiões alongadas e 
amarelas na porção central e as 
regiões com bolas azuis na peri-
feria. Nessa estrutura, as molécu-
las de água não se apresentam de 
maneira organizada na periferia.
Figura 6 - Compostos anfipáticos em 
solução aquosa / Fonte: Nelson e 
Cox (2014, p. 48).
UNICESUMAR
24
Diversos exemplos de moléculas anfipáticas po-
dem ser encontrados em nosso corpo, como as 
proteínas, os pigmentos, algumas vitaminas, os 
hormônios esteroides e os fosfolipídios de mem-
brana. As interações hidrofóbicas entre as regiões 
apolares são fundamentais para a determinação 
da estrutura de proteínas e das membranas ce-
lulares (ROBERTIS; HIB, 2014).
As interações não covalentes descritas (liga-
ções de hidrogênio, interações iônicas e hidrofó-
bicas) são muito mais fracas que as ligações cova-
lentes, porém o poder cumulativo delas pode ser 
muito significativo. Em macromoléculas, como o 
DNA e o RNA, a estrutura mais estável, ou seja, 
nativa, é aquela em que as interações fracas têm o 
potencial maximizado. 
O dobramento de uma região da proteína, 
a ligação entre um antígeno e um anticorpo, e a 
interação entre um hormônio ou um neurotrans-
missor e o respectivo receptor são determinados 
dessa maneira. Nas enzimas, essa capacidade é 
muito evidenciada. Devido às grandes superfícies, 
as enzimas geram diversas oportunidades para a 
formação de interações não covalentes com os 
substratos (ALBERTS et al., 2017). Seja qual for 
a molécula em questão, todas apresentam algum 
tipo de interação com a molécula de água e podem 
modificar as próprias propriedades físicas.
Dentre as propriedades físicas da água, estão a 
pressão do vapor, os pontos de ebulição e de 
fusão, e a pressão osmótica. Em conjunto, essas 
propriedades são chamadas de propriedades co-
ligativas da água, porque o efeito dos solutos em 
qualquer uma dessas propriedades físicas tem o 
mesmo princípio: a concentração da água é mais 
baixa nas misturas que na água pura (NELSON; 
COX, 2014). Esse efeito sobre as propriedades co-
ligativas da água independe do tipo do soluto, 
mas da quantidade desse soluto para uma dada 
quantidade de água.
Você deve se lembrar que, antes, conceitua-
mos a entropia e afirmamos que o universo 
sempre tende a desordem. Vamos aplicar esse 
conceito às soluções aquosas. Você já deve ter 
observado esse fenômeno sem mesmo conhe-
cê-lo. Quando preparamos uma salada de alfa-
ce, por exemplo, lavamos o vegetal e, depois, o 
temperamos com sal e outros condimentos. Se 
você guardar na geladeira as folhas de alface 
sem sal, poderá observar que elas se mantêm 
íntegras por grande período. Contudo, quando 
colocamos sal sobre as folhas de alface, obser-
vamos que elas ficam murchas e não podem ser 
preservadas para uma próxima refeição. 
Isso acontece, porque, como vimos, as molé-
culas de água tendem a se mover de um ambiente 
com maior concentração de água para um am-
biente de menor concentração. Dentro da folha 
de alface, há certa quantidade de água. Ao adicio-
narmos sal a essa superfície, a água viaja de um 
ambiente com maior concentração de água para 
um ambiente de menor concentração, procuran-
do aumentar a desordem do sistema e dissolver 
os cristais de sal, gerando a pressão osmótica.
A pressão osmótica é importante para 
determinar o movimento das moléculas de 
água por intermédio de uma membrana semi-
permeável, como a membrana celular da folha 
de alface, chamada de osmose. A osmose ocorre 
na grande maioria das membranas biológicas, 
como as membranas plasmáticas das células 
do nosso corpo. De fato, essas membranas são 
mais permeáveis à água que a maioria dos íons e 
das pequenas e grandes moléculas. Essa grande 
permeabilidade ocorre devido à grande quan-
tidade de canais proteicos na membrana, os 
quais permitem a passagem de água, mas não 
de solutos, as aquaporinas (ALBERTS et al., 
2017). Utilizaremos como exemplo as nossas 
células sanguíneas, as hemácias.
UNIDADE 1
25
Na região central da Figura 7, há uma hemácia em sua estrutura usual. Dizemos que essa hemácia 
está em uma solução isotônica, porque a osmolaridade ou concentração de solutos é igual entre o 
citoplasma da célula e o meio aquoso em que ela se encontra. Nessa condição, a água pode fluir livre-
mente pelas aquaporinas para dentro ou para fora da célula. À esquerda, encontra-se uma hemácia 
em uma solução hipertônica com maior concentração de solutos no ambiente, quando comparada à 
concentração de solutos no plasma. 
Nessa situação, a água sai de dentro da célula para um ambiente de menor concentração de água e 
a célula murcha. Contudo, à direita da imagem, a célula está em uma solução hipotônica, com menor 
osmolaridade que o citoplasma da hemácia. Como a água está mais concentrada no meio aquoso, ela 
sofre osmose para dentro da célula, que aumenta de tamanho. 
Descrição da Imagem: à esquerda, encontra-se a ilustração de uma hemácia murcha, representada por uma estrutura enrugada e 
avermelhada. Uma seta azul indica a saída de água de dentro dela. Na região central, um disco vermelho achatado representa a he-
mácia na condição natural dela, com setas azuis que entram e saem dela, com o intuito de simbolizar o transporte de água. À direita, 
há uma hemácia inchada, que acabou de ter a membrana rompida. Grande quantidade de líquido sai dela, o que é representado por 
uma fumaça branca. Uma seta azul indica a entrada de água para dentro da célula.
Figura 7 - Efeito da osmolaridade do meio na osmose por meio da membrana plasmática
SOLUÇÃO
HIPERTÔNICA
SOLUÇÃO
ISOTÔNICA
SOLUÇÃO
HIPOTÔNICA
Naturalmente, as células carregam maior concentração de biomoléculas e íons que o ambiente em que 
elas estão (ALBERTS et al., 2017). Assim, a pressão osmótica tende a enviar água para dentro das célu-
las. Casonão existam mecanismos que controlem a osmolaridade do meio, a água pode distender a 
membrana plasmática das células, promover a osmólise (rompimento da membrana celular) e destruir 
a célula. Felizmente, os animais evoluíram e desenvolveram mecanismos para prevenir essas catástrofes.
UNICESUMAR
26
Plantas e bactérias apresentam a membrana plasmática envolta por uma parede celular 
não expansível e muito rígida, com capacidade de prevenir os efeitos da pressão osmótica. 
Protozoários apresentam organelas citoplasmáticas chamadas vacúolos contráteis, que apre-
sentam a capacidade de expulsar a água de dentro das células. Nos seres humanos, o plasma 
sanguíneo é mantido em osmolaridades semelhantes ao citosol por bombas proteicas, as 
quais jogam íons ao ambiente extracelular, como o sódio. Ademais, a alta concentração das 
proteínas plasmáticas contribui para a regulação da osmolaridade (ROBERTIS; HIB, 2014).
Perceba que, apesar de apresentarem estruturas muito maiores que os íons, as proteínas 
plasmáticas não foram diferidas daqueles quando falamos sobre a osmolaridade. Isso 
acontece, porque o efeito dos solutos na osmolaridade não depende da massa dessas 
proteínas, e sim do número de partículas no meio. As células hepáticas e musculares 
utilizam esse princípio para o armazenamento de energia. Nessas células, o armazena-
mento de glicogênio, ao contrário da glicose, evita um aumento na pressão osmótica 
dessas células (JUNQUEIRA; CARNEIRO, 2012).
A osmólise também tem graves consequências em protocolos experimentais de labora-
tório que você poderá realizar ao longo do curso ou após a formação. As organelas celulares, 
como as mitocôndrias e os lisossomos, são revestidas de membranas plasmáticas semi-
permeáveis (ALBERTS et al., 2017). Ao isolar essas organelas, você observará que o meio 
aquoso deve ser isotônico, a fim de prevenir o inchaço e o rompimento da membrana dessas 
organelas. Para isso, você deverá usar soluções chamadas tampões. Agora, entenderemos 
como a água se comporta em soluções contendo ácidos e bases fracas.
As propriedades da água supracitadas se aplicam à água não carregada. Contudo, 
a água apresenta um pequeno grau de ionização (adquire carga) reversível, pro-
duzindo um íon hidrogênio (um próton) e um íon hidróxido, gerando o equilíbrio 
(MARZZOCO; TORRES, 2015):
H O H OH2 � �
� �
Apesar de observarmos o próton isolado como produto da dissociação da água, não exis-
tem prótons livres em soluções. As ligações de hidrogênio entre as moléculas de água fazem 
com que os prótons sejam hidratados instantaneamente, formando o íon hidrônio (H3O
+). 
Você já deve ter ouvido alguém falar que a água é uma ótima condutora elétrica, não é? 
Durante a ionização, ocorre um movimento extremamente rápido dos íons hidrônio e hi-
dróxido. Essa rápida movimentação iônica que acontece nas moléculas de água é chamada 
de salto de prótons (Figura 8). Prótons individuais não podem se mover a longas distâncias 
dentro de uma solução aquosa, mas uma série de prótons pode saltar entre as moléculas 
de água e gerar um movimento líquido por longas distâncias e períodos extremamente 
curtos. Em água, os ácidos fracos contribuem com um próton por ionização e as bases fracas 
consomem o próton e ficam protonadas. Essa rápida mobilização de prótons resulta em 
reações ácido básicas excepcionalmente rápidas (NELSON; COX, 2014).
UNIDADE 1
27
A ionização reversível da água é crucial ao papel dela na função orgânica. Por isso, 
a extensão da ionização dela, em termos quantitativos, pode ser dada pela constante 
de equilíbrio, Keq (algumas vezes, é representada simplesmente por K). A constante 
de equilíbrio pode ser definida em termos da concentração dos reagentes (A e B) e os 
produtos (C e D) no equilíbrio:
A+B C+D↔
Descrição da Imagem: trata-se de uma representação esquemática de um íon hidrônio associado a ligações de 
hidrogênio, que são simbolizadas por tracejados azuis, doando um próton a uma molécula de água. O próton está 
circulado por uma esfera vermelha e o salto é representado por flechas vermelhas.
Figura 8 - Salto de prótons / Fonte: Nelson e Cox (2014, p. 58).
Íon hidrônio entrega um próton
Salto do próton
Água aceita um próton e se torna
um íon hidrônico
H H
O+
H
O
H H
H
O
H
H
H
O
OH
H
HO
O
H
H
H
H
H
O
UNICESUMAR
28
A constante de equilíbrio para a ionização reversível da água é:
K � �
� �
[ ] [ ]
[
H OH
H O]2
Em que [H+] é a concentração de prótons, [OH-] é a concentração de hidróxidos e [H2O] é a concentração de 
água. A concentração total de íons hidrogênio pode ser experimentalmente mensurável, sendo expressa 
como o pH da solução. Quando a solução apresenta as mesmas concentrações de H+ e OH-, tais como na 
água pura, dizemos que a solução 
está em pH neutro. Como o pro-
duto iônico da água é constante, 
quando a concentração de [H+] 
for alta, como no suco gástrico, a 
concentração de [OH-] deve ser 
baixa e vice-versa. Quando sabe-
mos a concentração de uma des-
sas grandezas, automaticamente, 
podemos inferir a concentração 
da outra (NELSON; COX, 2014).
Os produtos iônicos da água 
são a base para a escala de pH. 
Dessa forma, é possível designar 
a concentração de H+ (e, portan-
to, de OH-) em qualquer solução 
líquida no intervalo de 1,0 M H+ 
e 1,0 M OH- (Tabela 2). 
Os termos pH e pOH são 
definidos pela expressão lo-
garítmica:
pH = -log[H pH = log 
H
pOH = -log[OH pOH = log 
�
�
�
�
�
]
[ ]
]
1
11
[ ]OH
pH + pOH 14
�
�
Em que o símbolo “p” se refere à “logaritmo negativo de”. Observe duas informações importantes sobre 
essa grandeza. Primeiro, note que a concentração de H+ deve ser sempre expressa em termos molares 
(M). Lembre-se de que a escala de pH não é aritmética, e sim logarítmica. Se as duas soluções que 
você estiver comparando diferirem o pH por uma única unidade, isso significa que uma solução tem 
dez vezes mais H+ que a outra (MARZZOCO; TORRES, 2015). 
[H+] (M) pH [OH-] M pOH
100 0 10-14 14
10-1 1 10-13 13
10-2 2 10-12 12
10-3 3 10-11 11
10-4 4 10-10 10
10-5 5 10-9 9
10-6 6 10-8 8
10-7 7 10-7 7
10-8 8 10-6 6
10-9 9 10-5 5
10-10 10 10-4 4
10-11 11 10-3 3
10-12 12 10-2 2
10-13 13 10-1 1
10-14 14 100 (1) 0
Tabela 2 – Escala de pH / Fonte: Nelson e Cox (2014, p. 60).
UNIDADE 1
29
A Figura 9 apresenta o pH de alguns fluidos líquidos. Analise os exemplos expostos na imagem 
e procure relacioná-los com os alimentos que você ingere. Perceba que diferentes regiões do corpo 
carregam distintos valores de pH. Logo, você entenderá como o nosso corpo lida com isso.
Descrição da Imagem:a figura apresenta uma paleta de cores que identificam as substâncias pelo pH. A região superior é marcada 
em vermelho e indica o valor mais ácido de pH, 0. A partir dessa marcação, um traço identifica o ácido da bateria de automóveis, como 
exemplo. No valor 1 de pH, representado pela cor laranja-escuro, temos o exemplo do ácido estomacal. No valor 2 de pH, representado 
pela cor laranja, temos, como exemplo, o vinagre. No valor 3, em amarelo-escuro, temos o suco de laranja. No valor 4, em amarelo, temos 
o tomate. No valor 5, em verde-claro, temos o café. No valor 6, em verde, temos a urina. No valor 7, em verde-escuro, temos a água pura. 
No valor 8, em verde-água, temos a água do mar. No valor 9, em azul-claro, temos a soda cáustica. No valor 10, em azul-escuro, temos as 
pastilhas estomacais contra azia. No valor 11, em roxo-claro, temos limpadores à base de amônia. No valor 12, em roxo-escuro, temos 
a água com sabão. No valor 13, na cor vinho, temos a água sanitária. No valor 14, na cor vinho-escuro, temos os limpadores de ralo.
Figura 9 - O pH de alguns fluidos aquosos
A escala de pHA escala de pH
Grá�co colorido universal indicador de pH
Ácido
Ácido de bateria
Ácido estomacal
Vinagre
Suco de laranja
Tomate
Café preto
Urina
Água
Água do mar
Soda cáustica
Comprimido de
indigestão
Solução
de amônia
Água com sabão
Água sanitária
Limpadores de ralo
Alcalino
UNICESUMAR30
Se você observar atentamente a Figura 9, 
perceberá que o valor de pH 7 está exata-
mente no meio da escala, identificando uma 
solução neutra. Todavia, esse valor não foi 
escolhido arbitrariamente, assim como você 
pode ter imaginado. Soluções que apresen-
tam o pH 7,0, como a água pura, apresen-
tam concentrações iguais de H+ e OH-. Por 
outro lado, soluções com pH maior que 7 
são alcalinas ou básicas. Isso significa que a 
concentração de OH- é maior que as de H+. Já 
as soluções com pH menor que 7 são ácidas, 
com concentração de H+ maior que as de OH.
A medida dos valores de pH é um dos procedimentos mais comuns e importantes em práticas 
clínicas e laboratoriais. Para essas aferições, é utilizado um aparelho denominado pHmetro. Esse 
equipamento apresenta, na estrutura, um eletrodo de vidro sensível à concentração de íons H+. 
No entanto, é insensível a outros íons, como o sódio e o potássio. Alterações de valores de pH 
podem indicar falhas nas atividades de enzimas e auxiliar no diagnóstico de diversas doenças, 
como a diabetes (NELSON; COX, 2014). Na sua prática laboratorial, você, com certeza, utilizará 
esse equipamento. Ao preparar as soluções, será necessário ajustar o pH delas. Isso é feito por 
meio de ácidos e bases fortes.
Ácidos e bases fortes são assim denominados quando podem ser completamente ionizados 
em solução aquosa. Em uma solução aquosa, todos os ácidos apresentam uma tendência caracte-
rística de perder os prótons. Quanto mais forte for o ácido, maior será essa tendência. Um ácido 
doador de prótons e a base aceptora dele constituem um par conjugado ácido-base (VOET; 
VOET, 2013). Assim como a constante de equilíbrio determina a ionização da água, ela se aplica à 
tendência de qualquer ácido (HA) de perder um próton e formar a base conjugada (A-), para a qual:
 HA H +A� � �
Ka = H x [A 
HA]
[ ] ]
[
� �
As constantes de equilíbrio para as reações de ionização são comumente chamadas de constantes 
de ionização ou de constantes de dissociação ácida, frequentemente abreviadas por Ka (VOET; 
VOET, 2013). As constantes de dissociação de certos ácidos e os respectivos pares conjugados são 
exemplificados na Figura 10. Observe que os ácidos mais fortes, tais como o fosfórico, têm cons-
tantes de dissociação maiores. Perceba, também, que, na figura, são apresentados os valores de pKa, 
os quais são análogos ao de pH e podem ser facilmente determinados pelas curvas de titulação.
UNIDADE 1
31
A titulação é utilizada para determinar a quantidade de um determinado ácido em uma solução. 
Para isso, uma base forte, geralmente, o hidróxido de sódio (NaOH), de concentração conhecida, 
é adicionada em um dado volume de ácido que será titulado. Com o auxílio de um pHmetro, o 
NaOH é adicionado em uma solução até o ácido em questão ser neutralizado. Assim, a concen-
tração do ácido poderá ser calculada a partir do volume e da concentração de NaOH adicionado. 
Uma curva de pH contra a quantidade da base adicionada (uma curva de titulação) é utilizada 
para revelar o pKa do ácido fraco (NELSON; COX, 2014). 
Para compreendermos como esse processo ocorre, considere a titulação de uma solução de 0,1 
M de ácido acético com 0,1 M de NaOH a 25°C (note que a temperatura é indicada, pois pode 
alterar o pH da solução), ilustrada na Figura 11. Lembre-se de que essas mudanças nas quanti-
dades de ácidos e bases da solução devem obedecer a constante de equilíbrio.
Descrição da Imagem: a figura mostra uma escala de pH que varia em relação à cor. Inicia-se pela cor vermelho-escuro, que representa 
as substâncias muito ácidas, e é finalizada na cor azul, que representa as soluções básicas. Dentro dessa escala, exemplos de pares 
conjugados são colocados de acordo com a constante de dissociação ácida. À direita do gráfico, são indicados os nomes e as constantes 
de dissociação ácida de alguns ácidos. Além disso, são distribuídas, de acordo com os valores de PH, as respectivas fórmulas químicas 
dentro do gráfico. Dentre os ácidos monopróticos, o ácido acético tem a fórmula química ilustrada dentro do gráfico e próxima aos 
valores de pH 4 e 5. O íon amônio tem a fórmula química ilustrada dentro do gráfico e próxima aos valores de pH 9 e 10. Dentre os 
ácidos dipróticos, o ácido carbônico está representado no gráfico e próximo ao valor de pH 4. O bicarbonato está próximo de pH 10, 
a glicina tem o grupo carboxila próximo ao pH 2 e o grupo amino está próximo de pH 9. Dentre os ácidos tripróticos, o ácido fosfórico 
tem a fórmula química representada no gráfico e próximo aos valores de 2. O Di-hidrogênio-fosfato está próximo de 7 e o Mono-hi-
drogênio-fosfato está próximo de pH 12.
Figura 10 - Pares conjugados de ácido-base / Fonte: Nelson e Cox (2014, p. 61).
Ácidos monopróticos
Ácido acético
(Ka= 1,74 x 10-
5m)
(Ka= 5,62 x 10-
10m)
(Ka= 1,70 x 10-
4m);
(Ka= 6,31 x 10-
11m)
(Ka= 6,57 x 10-
3m);
(Ka= 2,51 x 10-
10m)
(Ka= 7,25 x 10-
3m);
(Ka= 1,38 x 10-
7m);
(Ka= 3,98 x 10-
13m)
Íon amônio
Ácidos diplóticos
Ácido cabônico
Bicarbonato
Glicina, grupo carboxila
Glicina, grupo amino
Ácidos tripróticos
Ácido fosfórico
Di- hidrogênio-fosfato
Mono- hidrogênio- fosfato
CH3C
CH2C CH2C CH2C CH2C
CH3C
O O
O-
O O O
O-O
O
O-OH
OH
pKa = 4,76
pKa = 9,25
pKa = 10,2
pKa = 9,60
pKa = 4,77*
pKa = 2,34
pKa = 2,14 pKa = 6,86 pKa = 12,4
H2CO3 HCO3HCO3+ H
+
+ H+
NH+4
NH+3 NH2NH
+
3 NH
+
3
NH3 + H
+
+ H+
H3PO4 H2PO4 + H
+ H2PO4 PO4
3-+H+
CO3
2-+H+
+H+
HPO4
2-HPO24
- + H+
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13
pH
UNICESUMAR
32
Assim como você pôde observar na Figura 11, antes de o NaOH ser adicionado, no início da titulação, 
o ácido acético (CH3COOH) já se encontra parcialmente ionizado. À medida que o NaOH é lenta-
mente adicionado, o íon OH- se combina com os prótons livres da solução para formar H2O em uma 
quantidade que satisfaz às relações de equilíbrio. Como os prótons são removidos, o ácido acético 
se dissocia um pouco mais, com o objetivo de satisfazer a constante de equilíbrio. 
Conforme a titulação prossegue, uma maior quantidade de ácido acético é ionizada, formando ace-
tato (CH3COO
-), proporcionalmente, pela adição de NaOH. Quando exatos 0,5 equivalentes de NaOH 
são adicionados no ponto central da curva de titulação, metade do CH3COOH original é dissociado 
e os pares conjugados ácido-base são formados, de modo que a concentração de doadores de H+ é igual 
à dos aceptores. Nesse ponto central, o pH da solução de ácido acético e de acetato é exatamente igual 
ao pKa. Próximo ao pH de 7,0, no ponto final da curva de titulação, todo o ácido acético foi dissociado 
à acetato, perdendo os prótons para a formação de água (NELSON; COX, 2014).
Descrição da Imagem: trata-se de um gráfico que tem o eixo X (horizontal) com valores que variam de 0 até 1,0, a fim de delimitar o 
percentual de titulação e os equivalentes de OH- adicionados. No eixo Y (vertical), os valores variam de 0 até 9, com o intuito de indicar 
os valores de pH. Uma linha ondulada identifica a variação de pH. No centro da figura, um retângulo azul indica a região de tampo-
namento, que varia entre o pH de 5,76 e 3,76, e pKa com valor de 4,76. Há retângulos que mostram as formas iônicas predominantes 
nos pontos designados.
Figura 11 - Curva de titulação do ácido acético / Fonte: Nelson e Cox (2014, p. 60).
0
0
1
0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6 0,7 0,8 0,9 1,0
2
3
4
5
6
7
8
9
pH
pH = pKa = 4.76
CH3COOH
CH3COO
-
[CH3COOH] = [CH3COO
-]
pH 5,76
pH 3,76
Região de
tamponamento
0 50 100%
Percentual de titulação
OH- adicionado (equivalentes)
UNIDADE 1
33
A Figura 12 compara a curva de titulação de três ácidos fracos diferentes. Nela, podemos observar 
claramente que um par conjugado ácido-base pode agir como um tampão.
Descrição da Imagem: trata-se de um gráfico que apresenta a curva de três ácidos nas cores azul, preta e vermelho. No eixo X (hori-
zontal), temos os equivalentes de OH- adicionados, enquanto, no eixo Y (vertical), encontram-se os valores de pH. De baixopara cima, 
a primeira curva, que tem a cor azul, ilustra a titulação do acetato, que se inicia em pH 2, tem o pKa em 4,76 e está totalmente titulado 
em pH próximo de 8. A região de tamponamento é identificada à esquerda do gráfico, com valores entre 3,76 e 5,76 de pH. A curva 
central, que está em preto, ilustra a titulação do fosfato, que se inicia em pH 4, tem a região de tamponamento entre 5,86 e 7,86, e pKa 
em 6,86. Ele está totalmente titulado em pH 10. A curva mais superior, em vermelho, indica a titulação da amônia, que se inicia em pH 
6, tem a região de tamponamento entre 8,25 e 10,25, pKa em 9,25 e totalmente titulado em pH 12.
Figura 12 - Comparação das curvas de titulação de três ácidos fracos / Fonte: Nelson e Cox (2014, p. 63).
50
0
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
14
13
12
11
10
0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6 0,7 0,8 0,9 1,0
pH
Percentual de titulação
0 100%
OH- adicionado (equivalentes)
CH3COOH
[CH3COOH] = [CH3COO
-]
H2PO
-
4
NH+4
[H2PO
-
4] = [HPO
2-
4]
HPO2-4
[NH+4] = [NH3]
NH3
pKa = 9,25
pKa = 6,86
pKa = 4,76
Ponto central
da titulação
Regiões de
tamponamento
10,25
CH3COO-
NH3
8,25
7,86
5,86
5,76
3,76
Fosfato
Acetato
UNICESUMAR
34
Os tampões são sistemas aquosos que apresentam a tendência de resistir às mudanças de pH 
quando pequenas quantidades de H+ ou OH- são adicionadas. Praticamente todos os processos 
orgânicos do corpo humano e de outros seres vivos são dependentes do pH. As mudanças nos 
valores de pH, mesmo que pequenas, podem produzir grandes variações na velocidade das rea-
ções metabólicas (VOET; VOET, 2013). Isso se aplica não somente às muitas reações das quais os 
prótons têm efeitos diretos, mas também a aquelas que, aparentemente, não têm um determinado 
papel. As enzimas, que discutiremos na Unidade 3, dependem de valores precisos de pH para 
que possam atuar. As células mantêm o pH citoplasmático constante e específico, mantendo as 
biomoléculas nos estados iônicos otimizados. O pH dos fluidos extracelulares é rigorosamente 
regulado no corpo humano. 
Dentro de nosso corpo, existem sistemas tampões que mantêm cons-
tantes os valores de pH e permitem que o equilíbrio entre as reações 
metabólicas possa ser mantido. Você conhece esses sistemas e sabe 
como eles atuam? Você conhece as células que produzem esses tam-
pões? Você sabe as implicações que a ausência desses tampões poderia 
causar? Acesse o QR Code e ouça o podcast desta unidade. Você en-
tenderá, na prática, como os tampões são fundamentais para a nossa 
saúde e o nosso bem-estar.
As constâncias de pH são atingidas pela constituição química dos sistemas tampões. Observe 
a Figura 11, que apresenta a titulação do ácido acético (NELSON; COX, 2014). Nela, você iden-
tificará que a curva de titulação apresenta uma zona relativamente plana, a qual se estende 
por cerca de uma unidade de pH do ponto central, de 3,76 a 5,76. Nessa região, você poderá 
adicionar dadas quantidades de H+ e OH- e observará que eles terão menores efeitos nos valores 
de pH que a mesma quantidade adicionada fora da região. Essa região relativamente plana é 
chamada de região de tamponamento do ácido acético-acetato. No ponto central da região, a 
força de tamponamento do sistema aquoso é máxima, ou seja, os valores de pH variarão pouco 
em detrimento da adição de H+ ou OH-. 
Esse processo acontece justamente porque o tamponamento da solução é resultado do equi-
líbrio entre duas reações reversíveis entre os doadores e os aceptores de prótons (Figura 13). 
Na prática, sempre que H+ ou OH- são adicionados em um sistema tampão, o resultado é uma 
leve mudança na razão entre as concentrações dos ácidos fracos e os ânions. Obedecendo à cons-
tante de equilíbrio, o decréscimo na concentração de um dos componentes do sistema aquoso é 
equilibrado pelo aumento do outro. A soma dos componentes do sistema não muda, somente a 
razão (VOET; VOET, 2013). 
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UNIDADE 1
35
Caro(a) aluno(a), nesta unidade, você conheceu as funções de um bem extremamente precioso e que não 
é tão valorizado pela nossa sociedade: a água. Assim, entendeu como ela pode atuar como um solvente 
e como os componentes estruturais dela contribuem para o bom funcionamento do nosso organismo.
Você também compreendeu a importância das características químicas da água para a manutenção 
dos nossos valores internos de pH. Ao longo da construção do nosso conhecimento, você perceberá 
que esses conceitos são essenciais para outros temas que abordaremos e serão de extrema importância 
para outras disciplinas que você terá durante a sua formação.
Com os conhecimentos adquiridos nesta unidade, você já tem capacidade crítica para observar o 
pH de diversas soluções que serão comuns na sua prática clínica ou laboratorial. Qualquer solução 
aquosa que será injetada no seu corpo, como vacinas ou soro fisiológico, precisam apresentar um pH 
tamponado, que não modifique intensamente o seu pH corporal. Pastilhas estomacais e bebidas, tais 
como sucos naturais e cerveja, têm valores de pH característicos. Observe-os na próxima vez que tiver 
contato. Soluções utilizadas em laboratório para a cultura de células, por exemplo, apresentam sucesso 
somente em valores ótimos de pH para determinada reação. 
Kw = [H
+] [OH-]
OH- H2O
HAc Ac-
H+
Ka =
[H+] [Ac-]
[HAc]
Ácido acético
(CH3COOH)
Acetato
(CH3COO-)
Descrição da Imagem: a figura ilustra, na região superior, a constante de equilíbrio dos prótons e das hidroxilas (Kw=[H=][OH-], en-
quanto, na região inferior, é apresentada a constante de equilíbrio do ácido Ka=[H+][Ac-] / [HAc]. À esquerda, temos a fórmula química 
do ácido acético (CH3COOH) e, à direita, a fórmula do acetato (CH3COO-). Uma seta inferior indica a associação de prótons (H+) no 
acetato e a formação do ácido acético. Uma seta superior indica a associação da hidroxila (OH-) no ácido acético, com liberação de 
água (H2O) e formação de acetato. 
Figura 13 - O par ácido acético-acetato como um sistema tampão / Fonte: Nelson e Cox (2014, p. 64).
36
Na próxima unidade, entenderemos os aminoácidos e as proteínas. Saberemos como essas 
moléculas são formadas e a importância delas para o organismo. Conseguiremos, ainda, aplicar o 
conhecimento que tivemos sobre as ligações químicas na formação das estruturas das proteínas.
Antes, testaremos os conhecimentos que foram disponibilizados nesta unidade. O mapa mental a 
seguir apresenta algumas lacunas que você deverá preencher. Primeiro, procure preenchê-lo sem con-
sultar o material disponibilizado. Dessa maneira, você poderá identificar as lacunas presentes em seu 
conhecimento e corrigir elas antes de trabalharmos os assuntos da próxima unidade. Mãos à obra! 
Par conjugado
Ácido doador
de H
+
Ionização 
H
+
H
idrogênio com
carga positiva
D
ipolo
elétrico
Escala
de Ph
Vinagre
Água
sanitária
N
eutra
Três estados
físicos
Líquido
A
lta m
ovim
entação
e desorganização
Sólido
A
lta m
ovim
entação e
alta desorganização
Propriedades
coligavas
Pressão
do vapor
Ponto de
fusão
D
eterm
ina
a osm
ose
Solução isotônica:
�ui livrem
ente
Solução hipertonia:
saída
Á
G
U
A
Básica
37
1. A água é a substância química mais abundante do Planeta Terra. Nos organismos vivos, ela 
constitui cerca de 70 a 85% do peso corporal. Além disso, desempenha importantes papéis, 
como a dissolução de íons ingeridos na dieta. Ela apresenta essas características devido às 
próprias propriedades físicas e químicas, que a tornam importante para a nossa sobrevivência. 
Sobre as características físicas e químicas da molécula de água, analise as afirmativas a seguir:
I) A água tem pontos de fusão e ebulição, e calor de vaporização mais altos que os outros sol-
ventes comuns. Essas propriedades são uma consequência da atração entre as moléculas de 
água adjacentes que oferecem grande coesão interna à água líquida.
II) Cada átomo de hidrogênio da molécula de água compartilha um par de elétrons com o átomo 
central do oxigênio. O formatoespacial, como um tetraedro, dá-se com um átomo de hidrogê-
nio presente em cada um dos vértices e pares de elétrons não compartilhados nos outros dois.
III) O núcleo do átomo de oxigênio atrai elétrons mais fortemente que o núcleo de hidrogênio, 
sendo o oxigênio mais eletronegativo. Isso significa que os elétrons compartilhados estão 
mais frequentemente nas vizinhanças do hidrogênio que a do oxigênio.
IV) O dipolo elétrico na molécula de água se dá pelo compartilhamento desigual de elétrons entre 
os átomos: um polo elétrico ao longo de cada ligação O-H. Cada hidrogênio carrega uma carga 
parcial negativa e o oxigênio tem uma carga parcial positiva.
V) As biomoléculas polares se dissolvem facilmente em água, porque elas podem substituir 
interações entre as moléculas de água (água-água) por interações energeticamente mais 
favoráveis entre a água e o soluto (água-soluto).
É correto o que se afirma em:
a) I, II e III.
b) II, III e IV.
c) III, IV e V.
d) I, IV e V.
e) I, II e V.
2. A água é considerada um ótimo solvente pela capacidade dela de interagir com os solutos. 
Solutos de todos os tipos podem modificar as propriedades coligativas da água, como a pressão 
do vapor, a pressão osmótica e os pontos de ebulição e de fusão. A concentração dos solutos 
no meio aquoso pode determinar, inclusive, o movimento das moléculas de água no ambiente.
Sobre as interações que ocorrem entre a água e os solutos, analise as afirmativas a seguir:
I) O efeito da concentração do soluto nas propriedades coligativas da água é independente das 
propriedades químicas do soluto, dependendo somente do número de partículas de soluto 
para uma dada quantidade de água.
II) As moléculas de água tendem a se mover de uma região com menor concentração de água 
para uma área com maior concentração, de acordo com a tendência do universo para um 
sistema se tornar desordenado.
38
III) As soluções com osmolaridade igual à do citosol de célula são ditas isotônicas em relação 
àquela célula. Circundada por uma solução isotônica, uma célula nunca ganha ou perde água, 
porém o movimento da água pode ser constante.
IV) Em uma solução hipotônica, a célula pode murchar devido à maior osmolaridade da solução 
em relação à osmolaridade do citosol. Nesse tipo de solução, a água se move para fora da 
célula e segue em direção ao ambiente que apresenta menor concentração de água.
V) Nas soluções hipertônicas, que apresentam menores osmolaridades, quando comparadas às 
osmolaridades do citoplasma da célula, o movimento de água ocorre da solução para dentro 
da célula. Essa entrada descontrolada de água pode promover osmólise.
É correto o que se afirma em:
a) I e III.
b) II, III e IV.
c) III, IV e V.
d) I, IV e V.
e) I, II e V.
3. Embora muitas propriedades dos solventes da água possam ser explicadas em termos de mo-
lécula de água não carregada, o pequeno grau de ionização da água nos íons H+ e OH- deve ser 
levado em consideração. Os ácidos fracos contribuem com um H+, enquanto as bases fracas 
consomem o H+. A concentração total de íons hidrogênio é experimentalmente mensurável 
e expressa como o pH da solução. 
Sobre a escala de pH, analise as afirmativas a seguir:
I) A escala de pH é um meio conveniente de designar a concentração de H+ (e, portanto, de OH-) 
em qualquer solução aquosa.
II) Soluções aquosas com pH maior que 7 são chamadas de básicas ou alcalinas, com concen-
tração de OH- maior que a concentração de H+.
III) Soluções aquosas com pH menor que 7 são soluções ácidas, como o suco de limão e o café 
preto, com altas concentrações de prótons.
IV) Soluções consideradas neutras, como a água pura, apresentam valores diferentes de prótons 
e hidróxidos.
V) Se duas soluções se diferem em pH por uma unidade, isso significa que uma solução apresenta 
duas vezes mais prótons do que a outra.
É correto o que se afirma em:
a) I e III.
b) II, III e IV.
c) III, IV e V.
d) I, IV e V.
e) I, II e III.
2
Olá, caro(a) aluno(a)! Nesta unidade, conheceremos as característi-
cas e as funções das macromoléculas biológicas mais abundantes 
das nossas células: as proteínas. Começaremos os nossos estudos 
pelos aminoácidos, as unidades fundamentais das proteínas. As-
sim, entenderemos como eles se associam para a formação dos 
peptídeos e das proteínas. Também compreenderemos como as 
proteínas se organizam e formam estruturas complexas. Aprende-
remos a importância dessas estruturas para as funções das proteí-
nas e saberemos como todas essas moléculas são produzidas pelo 
organismo. Preparado(a)?
Aminoácidos e 
Proteínas
Me. Rodrigo Vargas
UNICESUMAR
40
Estamos acompanhando a história do Bernardo, 
um menino muito curioso e que viajou de férias para 
os sítios dos avós. Ele está intrigado com as várias si-
tuações que tem vivenciado. Durante o primeiro dia 
no sítio, Bernardo ficou curioso em relação à mudança 
na vegetação, fato que foi causado pela chuva. Diante 
disso, buscou pelas propriedades da água. 
Na manhã seguinte, Bernardo sabia que preci-
sava acordar cedo, pois a avó sempre o convidava 
para ajudar a tirar leite das vacas. Enquanto tirava 
leite, a avó explicou a importância daquela ação. 
Também relatou que utilizava o leite para produzir 
queijos e o lembrou que o leite é uma importante 
fonte de proteínas. 
Depois disso, Bernardo ajudou a avó a coletar 
ovos. Naquele momento, novamente, falou sobre 
as proteínas, agora, presentes nos ovos. Antes de 
voltarem para dentro de casa, a avó colheu algumas 
ervilhas, salientando a Bernardo que ele comeria 
muita proteína naquele dia. O menino ficou intri-
gado com tamanha informação! Ele já sabia que os 
animais e os derivados deles eram fontes de proteí-
na, mas as plantas também? Quantas outras fontes 
de proteínas poderiam estar presentes nas refeições 
de um único dia? Você já fez essa pergunta?
Certamente, você já conhecia diversas fontes de 
proteínas. O leite é um alimento com grande quan-
tidade de proteína, assim como é na grande maioria 
dos derivados dele. Os ovos estão presentes na vida 
de diversos animais, assim como nas dietas deles. 
Eles são uma fonte fácil e barata de proteínas para 
a dieta humana.
Também podem ser consideradas as carnes in-
geridas nas mais variadas preparações. Além disso, 
diversos vegetais podem ser fontes de proteínas, 
como o grão-de-bico, a ervilha, a aveia, as nozes, o 
arroz e o feijão, dois elementos que não faltam no 
prato dos brasileiros. Talvez, realmente, este seja 
o momento de entendermos melhor a função das 
proteínas no nosso corpo, não é mesmo?
UNIDADE 2
41
Você já se perguntou do que as proteínas são for-
madas? Quais são os elementos fundamentais para a 
construção de uma proteína? Como esses elementos 
se organizam para construir os mais variados tipos 
de estruturas? Quais estruturas são formadas de pro-
teínas nos corpos de animais e plantas? Pare a leitura 
por um momento e busque por essas informações 
na internet. Você perceberá que existe um mundo de 
possibilidades e as proteínas estarão presentes. 
Em sua busca, você deve ter percebido que as pro-
teínas são formadas por aminoácidos, que se associam 
por diversos tipos de ligações químicas e, inclusive, 
utilizam as ligações de hidrogênio. Você também deve 
ter observado que as proteínas dependem de formas 
organizadas para desempenhar as funções delas. 
As proteínas podem estar presentes nas enzimas, 
nos hormônios, nos anticorpos, nas fibras musculares, 
nas penas, nas teias de aranha, nos chifres de rinoce-
rontes e nos antibióticos, por exemplo. Praticamente 
todas as formas de vida dependem de proteínas para 
estrutura, função e sobrevivência. Isso não é incrível? 
Para não se esquecer de nenhum detalhe, utilize o seu 
diário de bordo. Anote todas as informações que você 
encontrou em sua pesquisa.
UNICESUMAR
42
As proteínas estão em praticamente qualquer pro-
cesso que possa ocorrer dentro ou fora de uma 
célula e têm uma diversidade infinita de funções. 
Para compreender um processoque ocorre no 
corpo humano, você precisa estudar a função de 
uma ou mais proteínas. Milhares de proteínas dife-
rentes podem estar presentes em uma única célula. 
Além disso, todas as características que herdamos 
dos nossos antecessores são expressas por meio de 
proteínas que são construídas com as instruções 
presentes no nosso DNA (ALBERTS et al., 2017).
Todas as proteínas presentes em qualquer forma 
de vida são elaboradas a partir do mesmo conjunto 
complexo de 20 aminoácidos covalentemente 
ligados em estruturas lineares. Os aminoácidos 
são as unidades fundamentais das proteínas, assim 
como as letras do alfabeto são essenciais para a 
construção de todas as palavras que utilizamos. 
Contudo, diferentemente das letras do alfabeto, 
existem apenas 20 aminoácidos diferentes, cada 
qual com características químicas específicas. Da 
mesma maneira que as palavras da língua portu-
guesa, as proteínas podem ser construídas com os 
mais variados tamanhos e significações. 
Os 20 tipos de aminoácidos comuns são α-ami-
noácidos. Eles apresentam um grupamento ami-
no e um grupo carboxil ligados quimicamente ao 
mesmo átomo de carbono, o chamado carbono α 
(Figura 1). Os aminoácidos se diferem entre si pelas 
cadeias laterais, também chamadas de grupos R 
(R = radical). Os grupos R se diferem em estrutu-
ra, tamanho e carga elétrica, podendo influenciar 
na interação dos aminoácidos com a água. Outros 
aminoácidos estão presentes nos organismos vivos, 
mas não fazem parte da estrutura de proteínas e não 
integram os 20 mais conhecidos. Os mais comuns 
são designados com abreviações de uma ou de três 
letras, a fim de facilitar a indicação da composição 
de proteínas e, mais importante, a sequência correta 
dos aminoácidos polimerizados nessas proteínas 
(Tabela 1) (NELSON; COX, 2014). Nós entende-
remos que a sequência correta de aminoácidos em 
uma proteína é fundamental para a função dela no 
organismo vivo.
UNIDADE 2
43
Descrição da Imagem: a figura apresenta a estrutura química de um aminoácido qualquer por meio de quadros. O primeiro quadro, 
à esquerda, representa o grupamento amino. Nele, há uma bola azul com um “N”, a fim de simbolizar o nitrogênio, o qual se liga a 
duas bolas cinzas com um “H”, com o intuito de representar os hidrogênios, presentes à esquerda. À direita, uma bola preta com um 
“C” no centro representa o carbono, o qual se liga a bolas vermelhas com um “O”, que representam o oxigênio. Em uma das bolas, há 
dois traços de ligação representando uma ligação dupla. Na outra, há um único traço representando uma ligação simples. Na bola 
vermelha de ligação simples, encontra-se uma bola cinza ligada, a fim de simbolizar o hidrogênio. Todas as estruturas à direita estão 
envolvidas por um quadrado que representa o grupamento carboxila. No centro inferior da imagem, um quadrado verde com um “R” 
no centro representa o grupo R. Ele está envolto por um retângulo que simboliza a cadeia lateral. No centro da imagem, uma bola 
preta com um “C” no centro representa o carbono alfa. Ele se liga a uma bola cinza, que simboliza o hidrogênio, ao grupo amino, ao 
grupo carboxila e à cadeia lateral.
Figura 1 - Estrutura geral de um aminoácido
GRUPO AMINO CADEIA
LATERAL
GRUPO CARBOXILA
Aminoácido Abreviação Símbolo Ocorrência em proteínas (%)
Grupos R alifáticos, apolares
Glicina Gly G 7,2
Alanina Ala A 7,8
Prolina Pro P 5,2
Valina Val V 6,6
Leucina Leu L 9,1
Isoleucina Ile I 5,3
Metionina Met M 2,3
UNICESUMAR
44
Aminoácido Abreviação Símbolo Ocorrência em proteínas (%)
Grupos R aromáticos
Fenilalanina Phe F 3,9
Tirosina Thy Y 3,2
Triptofano Trp W 1,4
Grupos R polares, não carregados
Serina Ser S 6,8
Treonina Thr T 5,9
Cisteína Cys C 1,9
Asparagina Asn N 4,3
Glutamina Gln Q 4,2
Grupos R carregados positivamente
Lisina Lys K 5,9
Histidina His H 2,3
Arginina Arg R 5,1
Grupos R carregados negativamente
Aspartato Asp D 5,3
Glutamato Glu E 6,3 
Tabela 1 – Propriedades e convenções associadas aos aminoácidos comuns encontrados em proteínas 
Fonte: adaptada de Nelson e Cox (2014).
Com exceção da glicina, em todos os aminoácidos comuns, 
o carbono α está associado a quatro ligantes diferentes: um 
grupo amino, um carboxil, um hidrogênio e um grupo R. Na 
glicina, o grupo R é outro átomo de hidrogênio. Assim, o car-
bono α é considerado um centro quiral (do grego, chiros, que 
é equivalente à “mão”). Devido à organização espacial dos íons 
ao redor do carbono quiral, os quatro grupos diferentes podem 
ocupar dois lugares possíveis. 
Dessa maneira, os aminoácidos apresentam dois possíveis 
estereoisômeros (Figura 2) (alguns estereoisômeros estão es-
truturalmente relacionados da mesma forma que a mão direita 
está relacionada à esquerda). Esses estereoisômeros são imagens 
especulares um do outro, não sobreponíveis (assim como a mão 
direita não se sobrepõe perfeitamente à mão esquerda), com as 
duas formas representando uma classe de estereoisômeros de-
nominada enantiômeros. Além disso, todas as moléculas que 
têm um centro quiral são opticamente ativas, com a capacida-
de de modificar o plano da luz polarizada (VOET; VOET, 2013).
UNIDADE 2
45
Naturalmente, os compostos biológicos são encontrados somente em uma das formas estereoisoméricas: 
D ou L. Quase todos os resíduos de aminoácidos são encontrados na forma L. Para a construção de pro-
teínas em nosso organismo, é importante que os aminoácidos sejam somente de um tipo estereoquímico. 
Para as suas células, os estereoisômeros L e D são tão diferentes quanto os seus pés direito e esquerdo. 
Essas células têm a capacidade de sintetizar somente os isômeros L. Isso acontece, porque as enzimas 
têm sítios ativos assimétricos, em que somente as reações estereoespecíficas podem ser realizadas 
(VOET; VOET, 2013). Em outras palavras, se as suas enzimas têm um sítio de ligação L, as suas proteínas 
precisarão ser necessariamente L, da mesma forma que o seu pé esquerdo não se encaixa corretamente 
no tênis a ser utilizado pelo pé direito.
Conhecer essas propriedades dos aminoácidos é fundamental para que possamos classificar esses 
compostos de acordo com as propriedades dos grupos R, as polaridades ou as tendências, ao interagi-
rem com a água em pH neutro (7,0). A polaridade dos grupamentos R podem variar de hidrofóbicos 
a extremamente hidrofílicos. Cinco classes principais podem ser identificadas. Em cada uma, existem 
graduações de polaridade, tamanho e formato do grupo R (Figura 3) (NELSON; COX, 2017).
Descrição da Imagem: a figura apresenta a estrutura química (presente na parte superior) e a disposição espacial (presente na parte 
inferior) do aminoácido serina. Nos esquemas, encontram-se os mesmos constituintes químicos. Contudo, as duas imagens à direita 
são um reflexo espelhado das imagens presentes à esquerda. Nas figuras inferiores, encontram-se bolas coloridas, unidas por hastes 
pretas, a fim de representar os diferentes íons que fazem parte da estrutura da serina.
Figura 2 - Estereoisomerismo no aminoácido serina
L-SERINA D-SERINA
UNICESUMAR
46
Descrição da Imagem: a figura apresenta os 20 aminoácidos comumente encontrados em proteínas. Os 20 aminoácidos estão agrupados 
em cinco retângulos distintos, de acordo com a propriedade das cadeias químicas. Dentro dos “Grupos R apolares alifáticos”, há sete 
cadeias químicas dos aminoácidos: glicina, alanina, prolina, valina, leucina, isoleucina e metionina. Dentro dos “Grupos R aromáticos”, 
há três fórmulas químicas dos aminoácidos: fenilalanina, tirosina e triptofano. Dentro dos “Grupos R carregados positivamente”, há 
três fórmulas químicas dos aminoácidos: lisina, arginina e histidina. Dentro dos “Grupos R polares não carregados”, há sete fórmulas 
químicas dos aminoácidos: serina, treonina, cisteína, asparagina e glutamina. Dentro dos “Grupos R carregados negativamente”, há 
duas fórmulas químicas dos aminoácidos: aspartato e glutamato. Por fim, ainda é indicado que, na parte superior de cada cadeia quí-
mica, existem composições comuns