Capítulo 2 - A Base Química da Vida

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A Base Química
da Vida
Imagem a cores de microscopia electrónica de
varrimento (SEM [Scanning electron micrograph]) de
feixes de fibras de colagénio (a castanho) e de fibras
elásticas (a azul). A composição química destas fibras
determina as suas funções no organismo.
Todas as estruturas do organismo
são compostas por substâncias quí-
micas e todas as funções resultam de
reacções químicas. Por exemplo, os
processos fisiológicos da digestão,
contracção muscular, metabolismo e
criação de impulsos nervosos podem ser
descritos do ponto de vista químico. Muitas
doenças e o seu tratamento podem também ser
explicadas em termos químicos. Por exemplo, a doença
de Parkinson, que tem como um dos sintomas tremores musculares in-
voluntários, é resultante da diminuição de uma substância química chamada
dopamina em determinadas células nervosas do cérebro. Esta doença é tratada
administrando aos doentes uma outra substância química que é convertida em
dopamina pelas células cerebrais.
Para a compreensão da anatomia e da fisiologia são essenciais conheci-
mentos básicos de química – a disciplina científica que estuda a composição
atómica e estrutural das substâncias e as reacções a que estão sujeitas. Este
capítulo descreve em linhas gerais a química básica (28), as reacções químicas
e energia (35), a química inorgânica (41) e a química orgânica (44). Não se trata
de uma revisão detalhada da ciência química, mas revêem-se alguns dos prin-
cípios básicos. O leitor deve remeter-se a este capítulo sempre que forem dis-
cutidos fenómenos químicos neste livro.
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C A P Í T U L O
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Parte 1 Organização do Corpo Humano28
O quilograma (kg) é a massa de um cilindro de irídio guar-
dado no Instituto Internacional de Pesos e Medidas em França, e
constitui a unidade internacional de massa. A massa de todos os
outros objectos é comparada com este cilindro. Por exemplo, 1
litro (l) de água têm, aproximadamente, a massa de 1 kg. Um
objecto com 1/1000 da massa de um quilograma é definido como
tendo a massa de 1 grama (g).
Os químicos utilizam uma balança para determinar a mas-
sa dos objectos. Embora geralmente nos refiramos à pesagem de
um objecto numa balança, estamos determinar a sua massa dado
que a balança compara objectos de massa desconhecida com
objectos de massa conhecida. Quando a massa desconhecida e a
massa conhecida se equilibram a força gravitacional da terra em
ambos é a mesma. Assim, o efeito da força da gravidade na mas-
sa desconhecida é contrariado pelo efeito da gravidade na massa
conhecida. As avaliações obtidas no alto de uma montanha e ao
nível do mar são iguais uma vez que não importa se a força
gravitacional é forte ou fraca, mas sim se o efeito da gravidade
em ambos os corpos (massas desconhecida e conhecida) é o
mesmo.
Elementos e Átomos
Um elemento é o tipo mais simples de matéria com proprieda-
des químicas únicas. Até à data são conhecidos 112 elementos.
Química Básica
Objectivos
■ Definir os termos matéria, massa, peso, elemento e átomo.
■ Descrever as partículas constituintes de um átomo e explicar
como determinam o número atómico, o número de massa,
os isótopos e o peso atómico.
■ Descrever os tipos de ligações químicas e relacioná-los com
as forças intermoleculares.
■ Distinguir entre uma molécula e um composto e descrever a
sua dissolução na água.
Matéria, Massa e Peso
Todos os seres vivos e não vivos são compostos de matéria, algo
que ocupa espaço e tem massa. A massa é a quantidade de maté-
ria de um objecto e o peso é o resultado da acção da força gra-
vitacional sobre um objecto com uma determinada massa. O peso
de uma maçã, por exemplo, resulta da força da gravidade que
actua sobre a massa da maçã.
E X E R C Í C I O
A diferença entre massa e peso pode ser ilustrada considerando
um astronauta. Como comparar a massa e o peso de um astronauta
no espaço com a sua massa e o seu peso na superfície terrestre?
Quadro 2.1 Elementos Químicos Comuns
Percentagem em nº
Número Número Peso Percentagem em Peso de Átomos no Corpo
Elemento Símbolo Atómico de Massa Atómico no Corpo Humano (%) Humano (%)
Hidrogénio H 1 1 1,008 9,5 63,0
Carbono C 6 12 12,01 18,5 9,5
Azoto N 7 14 14,01 3,3 1,4
Oxigénio O 8 16 16 65,0 25,5
Flúor F 9 19 19,00 Vestígios Vestígios
Sódio Na 11 23 22,99 0,2 0,3
Magnésio Mg 12 24 24,31 0,1 0,1
Fósforo P 15 31 30,97 1,0 0,22
Enxofre S 16 32 32,07 0,3 0,05
Cloro Cl 17 35 35,45 0,2 0,03
Potássio K 19 39 39,10 0,4 0,06
Cálcio Ca 20 40 40,08 1,5 0,31
Crómio Cr 24 52 51,00 Vestígios Vestígios
Manganês Mn 25 55 54,94 Vestígios Vestígios
Ferro Fe 26 56 55,85 Vestígios Vestígios
Cobalto Co 27 59 58,93 Vestígios Vestígios
Cobre Cu 29 63 63,55 Vestígios Vestígios
Zinco Zn 30 64 65,39 Vestígios Vestígios
Selénio Se 34 80 78,96 Vestígios Vestígios
Molibdénio Mo 42 98 95,94 Vestígios Vestígios
Iodo I 53 127 126,9 Vestígios Vestígios
Capítulo 2 A Base Química da Vida 29
No quadro 2.1 é apresentada uma lista dos elementos habitual-
mente presentes no corpo humano. Cerca de 96% do peso corpo-
ral deriva dos elementos oxigénio, carbono, hidrogénio e azoto.
Um átomo é a menor partícula de um elemento que pos-
sui as propriedades químicas desse mesmo elemento. Um ele-
mento é composto por átomos de uma única espécie. Por exem-
plo, o elemento carbono é composto apenas por átomos de car-
bono e o elemento oxigénio é composto apenas por átomos de
oxigénio.
Um elemento, ou um átomo desse elemento, representa-se
frequentemente por um símbolo. Normalmente são usadas a
primeira ou primeiras letras do nome do elemento: C para car-
bono, H para hidrogénio, Ca para cálcio e Cl para cloro. Por ve-
zes, o símbolo químico para o elemento deriva do nome latino,
grego ou árabe: Na, por exemplo, deriva da palavra latina natrium
e é o símbolo químico do sódio.
Estrutura do Átomo
As características da matéria viva e não viva resultam da estrutu-
ra, organização e comportamento dos átomos (figura 2.1). Os
átomos são compostos por partículas sub-atómicas, algumas das
quais com carga eléctrica. Os três principais tipos de partículas
que compõem os átomos são os neutrões, protões e electrões. Os
neutrões não têm carga eléctrica, os protões têm carga positiva
e os electrões têm carga negativa. A carga positiva de um protão
é igual, em grandeza, à carga negativa de um electrão. Uma vez
que existe igual número de protões e electrões num átomo, as
cargas individuais anulam-se mutuamente e o átomo é electri-
camente neutro.
Os protões e os neutrões formam o núcleo, em torno do
qual se movem os electrões (ver figura 2.1). O núcleo correspon-
de a 99,7% da massa do átomo e apenas 10-7 do seu volume. A
maior parte do volume de um átomo é ocupada pelos electrões.
Embora seja impossível determinar a posição exacta de um de-
terminado electrão num dado momento, a região onde será mais
provável encontrá-lo denomina-se nuvem electrónica. A pro-
babilidade de se localizar um electrão num ponto específico de
uma região correlaciona-se com o escurecimento dessa mesma
região na figura. Quanto mais carregada (escura) for a cor, maior é
probabilidade de o electrão lá se encontrar em qualquer mo-
mento.
Número Atómico e Número de Massa
O número atómico de um elemento é igual ao número de
protões em cada átomo e, uma vez que o número de elec-
trões e protões é igual, este também indica o número de elec-
trões. O número de protões do átomo é característico de cada
elemento. Por exemplo, apenas os átomos de hidrogénio têm
um protão, apenas os átomos de carbono têm seis protões e
apenas os átomos de oxigénio têm oito protões (figura 2.2;
ver quadro 2.1).
Os cientistas têm criado novos elementos alterando o
número de protões do núcleo dos elementos existentes. Os
protões, neutrões, ou electrõesde um átomo são acelerados
até atingirem velocidades muito elevadas e chocam com o
núcleo de outro átomo. As alterações resultantes no núcleo
produzem um novo elemento com um novo número atómico.
Até à data, utilizando esta técnica, já foram sintetizados 20
elementos com um número atómico superior a 92. Estes no-
vos elementos são muito instáveis e convertem-se rapidamen-
te noutros mais estáveis.
Os protões e os neutrões têm praticamente a mesma
massa e são responsáveis pela maior parte da massa dos áto-
mos. Por outro lado, os electrões têm uma massa muito pe-
quena. O número de massa de um elemento é igual ao nú-
mero de protões mais o número de neutrões de cada átomo.
Por exemplo, o número de massa do carbono é 12 uma vez
que este tem seis protões e seis neutrões.
E X E R C Í C I O
O número atómico do potássio é 19 e o seu número de massa é 39.
Qual o número de protões, neutrões e electrões de um átomo de
potássio?
Isótopos e Peso Atómico
Os isótopos são duas ou mais formas do mesmo elemento
que têm o mesmo número de protões e electrões, mas um
número diferente de neutrões. Assim, os isótopos têm o mes-
mo número atómico mas números de massa diferentes. Há
três isótopos de hidrogénio: hidrogénio, deutério e trítio. To-
dos eles têm um protão e um electrão, mas o hidrogénio não
têm neutrões no seu núcleo; o deutério tem um neutrão e o
trítio tem dois (figura 2.3). Os isótopos podem ser representados
 Protão
(carga positiva)
Neutrão
(sem carga)
Núcleo
Átomo
Nuvem electrónica ocupada por
electrões carregados negativamente
Figura 2.1 Modelo de Um Átomo
O núcleo, pequeno e denso, é constituído por protões com carga positiva e
neutrões sem carga. A maior parte do volume do átomo é ocupada pelo
movimento rápido dos electrões com carga negativa, que pode ser represen-
tada como uma nuvem electrónica. A localização provável de um electrão é
indicada pela cor da nuvem electrónica. Quanto mais carregada for a cor na
nuvem electrónica, maior é a probabilidade de o electrão aí se encontrar.
Parte 1 Organização do Corpo Humano30
3. Refira a carga e localização de cada partícula de um átomo.
Quais as partículas mais responsáveis pela massa e volume
de um átomo? Que partículas determinam o número
atómico e o número massa?
4. Defina isótopos e dê um exemplo. Defina peso atómico. Por
que é que o peso atómico da maioria dos elementos não é
exactamente igual ao seu número de massa?
Electrões e Ligações Químicas
O comportamento químico de um átomo é determinado em
grande parte pelos electrões que se situam na camada mais ex-
terna. As ligações químicas formam-se quando os electrões desta
camada são transferidos ou partilhados por átomos. Os dois prin-
cipais tipos de ligações químicas são as ligações iónicas e as liga-
ções covalentes.
Ligações Iónicas
Um átomo é electricamente neutro porque tem um número igual
de protões e electrões. Se um átomo perde ou ganha electrões, o
número de protões e electrões deixa de ser igual e forma-se uma
partícula com carga, chamada ião. Quando um átomo perde um
electrão passa a ter mais um protão em relação ao número de
electrões e fica com carga positiva. O átomo de sódio (Na) pode
perder um electrão para se transformar num ião sódio (Na+) com
carga positiva (figura 2.4a). Depois de um átomo adquirir um
electrão, passa a ter mais um electrão em relação ao número de
protões e fica com carga negativa. O átomo de cloro (Cl) pode
Átomo de
carbono
6p+
6n0
6e–
Átomo de
oxigénio
8p+
8n0
8e–
Átomo de
hidrogénio
1e–
1p+
Figura 2.2 Átomos de Hidrogénio, Carbono e Oxigénio
Dentro do núcleo está indicado o número de protões, com carga positiva (p+), e de neutrões, sem carga (n0). Os electrões, de carga negativa (e-), encontram-se em
redor do núcleo. Os átomos são, assim, electricamente neutros uma vez que o número de protões e de electrões no seu interior é igual.
1e–
p+
(a) Hidrogénio (1H) (b) Deutério (2H)
1e–
p+
n0
1e–
(c) Trítio (3H)
p+
n0n0
Figura 2.3 Isótopos do Hidrogénio
(a) O hidrogénio tem um protão e nenhum neutrão no núcleo. (b) O deutério tem um protão e um neutrão no núcleo. (c) O trítio tem um protão e dois neutrões no
núcleo.
através do símbolo do elemento precedido pelo número massa
(número de protões e neutrões) do isótopo. Assim, será 1H para
o hidrogénio é, 2H para o deutério e 3H para o trítio.
Os átomos isolados têm uma massa muito pequena. Um
átomo de hidrogénio tem uma massa de 1,67 x 10-24 g (ver o
apêndice B para uma explicação da notação científica dos nú-
meros). Para evitar usar números tão pequenos, utiliza-se um
sistema de massa atómica relativa. Neste sistema, uma unidade
de massa atómica unificada (u), ou dalton (D), corresponde a
1/12 da massa do 12C, um átomo de carbono com seis protões e
seis neutrões. Assim, o 12C tem um peso atómico de exactamente
12 u. Contudo, uma amostra de carbono natural contém, prin-
cipalmente, 12C mas também uma pequena quantidade de ou-
tros isótopos de carbono, como o 13C, com seis protões e sete
neutrões. O peso atómico de um elemento é a massa média dos
seus isótopos naturais, levando em conta a abundância relativa
de cada um deles. Por exemplo, o peso atómico do elemento car-
bono é 12,01 u (ver quadro 2.1), o que é ligeiramente maior do
que 12 u devido à massa adicional de uma pequena quantidade
de outros isótopos de carbono. Como o peso atómico é um valor
médio, uma qualquer amostra de carbono pode ser tratada como
se todos os átomos de carbono tivessem um peso atómico de
12,01 u.
1. Defina matéria. Em que diferem a massa e a matéria de um
objecto?
2. Defina elemento e átomo. Quais os quatro elementos mais
abundantes nos humanos?
Capítulo 2 A Base Química da Vida 31
Cl–
Na+
Ião Cloro (Cl– )
18e–
Cloreto
de sódio
11p+
12n0
11p+
12n0
Perde um electrão
Ganha um ele
ctrão
17e–
Átomo de cloro (Cl)
17p+
18n0
Átomo de sódio (Na)
11e–
17p+
18n0
10e–
e–
Ião sódio (Na+ )
(a)
(b)
(c)
Figura 2.4 Ligações Iónicas 
(a) O átomo de sódio perde um electrão e torna-se um pequeno ião positivo, o
cloro ganha um electrão e torna-se um grande ião negativo. A atracção entre
dois iões de cargas opostas resulta na formação de uma ligação iónica e na
formação de cloreto de sódio. (b) Os iões sódio e cloro organizam-se sob a
forma de um cristal cúbico de sal. (c) Microfotografia de cristais de sal na qual
é visível a forma cúbica do arranjo iónico.
Quadro 2.2 Iões Importantes
Iões Símbolo Funções
Cálcio Ca2+ Formação de ossos e dentes,
coagulação sanguínea, contracção
muscular e libertação de
neurotransmissores
Sódio Na+ Potenciais de membrana, equilíbrio
hídrico
Potássio K+ Potenciais de membrana
Hidrogénio H+ Equilíbrio ácido-base
Hidróxido OH– Equilíbrio ácido-base
Cloro Cl– Equilíbrio hídrico
Bicarbonato HCO3 
– Equilíbrio ácido-base
Amónio NH4
+ Equilíbrio ácido-base
Fosfato PO4
3 – Formação de ossos e dentes, trocas
energéticas, equilíbrio ácido-base
Ferro Fe2+ Formação de eritrócitos
Magnésio Mg2+ Necessário às enzimas
Iodo I– Presente nas hormonas da tiroideia
aceitar um electrão para se transformar num ião cloro com car-
ga negativa (Cl-).
Os iões carregados positivamente são denominados catiões
e os iões carregados negativamente são denominados aniões.
Dado que os iões com cargas opostas se atraem, os catiões e os
aniões tendem a manter-se juntos. As ligações que resultam des-
ta atracção forte são chamadas ligações iónicas. Por exemplo,
os iões sódio e cloro ligam-se através de ligações iónicas para
formar o cloreto de sódio, ou sal de mesa (ver figura 2.4b e c). No
quadro 2.2 apresentam-se alguns dos iões vulgarmente encon-
trados no corpo humano.
Ligações Covalentes
As ligações covalentes surgem quando um átomo partilha um
ou mais pares de electrões. A combinaçãode átomos forma uma
molécula. A ligação covalente entre dois átomos de hidrogénio
para formar a molécula de hidrogénio (figura 2.5) é disso exem-
plo. Cada átomo de hidrogénio tem um electrão. À medida que
os dois átomos se aproximam, a carga positiva do núcleo de cada
um dos átomos atrai o electrão de outro átomo. A uma distân-
cia óptima, os dois núcleos atraem mutuamente os dois elec-
trões e cada electrão é partilhado por ambos os núcleos. Os dois
átomos de hidrogénio estão agora ligados por uma ligação co-
valente.
Parte 1 Organização do Corpo Humano32
Quando um par de electrões é partilhado entre dois áto-
mos ocorre uma ligação covalente simples. Este tipo de ligação
pode ser representada através de um traço entre os símbolos dos
átomos envolvidos (por exemplo, H—H). Dá-se uma ligação
covalente dupla quando dois átomos partilham dois pares de
electrões. Quando um átomo de carbono se combina com dois
átomos de oxigénio para formar dióxido de carbono formam-se
duas ligações covalentes duplas. As ligações covalentes duplas
representam-se através de um traço duplo entre os átomos (por
exemplo, O=C=O).
Quando os electrões são igualmente partilhados entre os
átomos, como na molécula de hidrogénio, as ligações são deno-
minadas ligações covalentes apolares. Contudo, os átomos que
se ligam através de uma ligação covalente nem sempre partilham
os seus electrões de forma igual, porque o núcleo de um átomo
atrai os electrões mais fortemente do que o núcleo do outro. As
ligações deste tipo denominam-se ligações covalentes polares
e são muito comuns, quer na matéria viva quer na matéria não
viva.
As ligações covalentes polares podem dar origem a moléculas
polares electricamente assimétricas. Por exemplo, os átomos
de oxigénio atraem electrões mais fortemente do que os átomos
de hidrogénio. Quando as ligações covalentes entre um átomo
de oxigénio e dois átomos de hidrogénio originam uma molécu-
la de água, os electrões situam-se perto do núcleo do oxigénio e
não do núcleo do hidrogénio. Como os electrões têm uma carga
Não existe interacção entre os dois átomos de hidrogénio porque
estão demasiado afastados.
Os núcleos, com carga positiva, de cada um dos átomos de hidrogénio
atraem o electrão do outro átomo.
Forma-se uma ligação covalente quando os electrões são partilhados
pelos núcleos, porque os electrões são igualmente atraídos por cada
um dos núcleos.
e–
p+
e–
p+
e–
p+
e–
p+
e–
p+
e–
p+
Figura 2.5 Ligações Covalentes
negativa, o lado do oxigénio da molécula é ligeiramente mais
negativo do que o lado do hidrogénio (figura 2.6).
Moléculas e Compostos
Uma molécula resulta da combinação química de dois ou mais
átomos numa estrutura que funciona como uma unidade. Os
átomos que se combinam para formar a molécula podem ser do
mesmo tipo, como os dois átomos de hidrogénio que se combi-
nam para formar uma molécula de hidrogénio. Habitualmente,
uma molécula é constituída por dois ou mais tipos de átomos
diferentes, como os dois átomos de hidrogénio e o átomo de oxi-
génio quando formam água. Assim, um copo de água consiste
numa grande quantidade de moléculas individuais de água
posicionadas junto umas das outras.
Um composto é uma substância formada por dois ou mais
tipos de átomos diferentes que estão quimicamente combinados.
Nem todas as moléculas constituem compostos. Por exemplo,
uma molécula de hidrogénio não é um composto porque não
contém átomos diferentes. Contudo, muitas moléculas formam
compostos. A maioria das substâncias covalentes é formada por
H
O
H
H
H
O
+
–
δ
δ
(a)
(b)
Figura 2.6 Ligações Covalentes Polares
(a) Forma-se uma molécula de água quando dois átomos de hidrogénio se
ligam por ligações covalentes a um átomo de oxigénio. (b) Os pares de
electrões (pontos negros) são partilhados pelos átomos de hidrogénio e pelo
átomo de oxigénio. Os electrões são partilhados de uma forma desigual,
como se vê pela nuvem electrónica (amarelo), não coincidindo com a linha
tracejada. Assim, o lado da molécula onde se encontra o átomo de oxigénio
tem uma carga ligeiramente negativa (indicada por δ–) e o lado dos átomos de
hidrogénio tem uma carga ligeiramente positiva (indicada por δ+).
Capítulo 1 O Organismo Humano 33
moléculas porque os seus átomos formam unidades distintas,
em resultado da união dos átomos uns aos outros por partilha
de um par de electrões. Por exemplo, a molécula da água é um
composto covalente.
Por outro lado, os compostos iónicos não são moléculas
uma vez que os iões são agrupados pela força de atracção entre
cargas opostas. Uma porção de cloreto de sódio não é constituí-
da por moléculas de cloro de sódio justapostas, mas sim por um
conjunto organizado de iões sódio e de iões cloro, no qual cada
ião carregado está envolvido por outros iões de com carga opos-
ta (ver figura 2.4b). O cloreto de sódio é um exemplo de uma
substância que é um composto mas que não é uma molécula.
Os tipos e número de átomos (ou iões) de uma molécula
ou composto podem ser representados por uma fórmula consti-
tuída pelos símbolos dos átomos (ou iões), indicando o número
Perspectiva Clínica Isótopos Radioactivos e Raios X
Os protões, os neutrões e os electrões são
responsáveis pelas propriedades químicas
dos átomos, mas têm ainda outras proprie-
dades muito úteis para aplicação clínica.
São usados, por exemplo, para desenvol-
ver métodos para a observação do interior
do corpo. Os isótopos radioactivos são
muito utilizados na clínica e na investiga-
ção, uma vez que a sua actividade radioac-
tiva pode ser detectada através de equipa-
mento específico, mesmo quando em quan-
tidades diminutas.
Os isótopos radioactivos têm núcleos
instáveis que se alteram espontaneamen-
te, formando núcleos mais estáveis, forman-
do-se novos isótopos ou novos elementos.
Neste processo de alteração nuclear são
emitidos três tipos de radiações a partir dos
núcleos dos isótopos radioactivos: raios
alfa, beta e gama. Os raios alfa (α) são iões
hélio carregados positivamente (He2+),
constituídos por dois protões e dois neu-
trões. Os raios beta (β) são electrões forma-
dos quando os neutrões passam a protões.
Os electrões são ejectados do núcleo, onde
permanecem os protões produzidos. Os
raios gama (γ) são uma forma de radiação
electromagnética (fotões de alta energia) li-
bertada pelo núcleo quando este perde
energia.
Todos os isótopos de um elemento têm
o mesmo número atómico e o seu compor-
tamento químico é muito semelhante. Por
exemplo, o trítio, 3H, pode substituir o hi-
drogénio e tanto o 125I como o 131I podem
substituir o 126I em reacções químicas.
Os métodos utilizados para determinar a
concentração de substâncias, como as hor-
monas, dependem da incorporação de peque-
nas quantidades de isótopos radioactivos,
tais como o 125I, nas substâncias a cuja quan-
tificação se quer proceder. A utilização des-
tas técnicas ajuda a um diagnóstico mais pre-
ciso de disfunções da glândula tiroideia, da
glândula supra-renal e dos órgãos reprodu-
tores.
Os isótopos radioactivos também podem
ser utilizados para tratamento do cancro. Al-
gumas das partículas libertadas pelos isótopos
têm um elevado conteúdo energético, poden-
do penetrar e destruir tecidos. Desta forma, os
isótopos radioactivos podem ser utilizados
para destruir tumores de crescimento rápido
já que estes são mais sensíveis à radiação que
as células saudáveis. A radiação pode ainda
ser utilizada para esterilizar material que não
possa ser exposto a temperaturas elevadas
(como por exemplo, alguns tecidos e plásticos
usados em cirurgia). Para além destas utiliza-
ções, as emissões radioactivas podem ser uti-
lizadas para esterilizar bebidas, comidas e
outros.
Os raios X são radiações electromagnéti-
cas com comprimento de onda muito inferior
ao da luz visível. Quando a corrente eléctrica é
utilizadapara aquecer um filamento a tempe-
raturas muito elevadas, a energia dos electrões
torna-se tão elevada que alguns deles são
emitidos do filamento. Quando estes electrões
atingem um eléctrodo positivo a grande velo-
cidade, libertam alguma da sua energia sob a
forma de raios X.
Os raios X não penetram materiais den-
sos tão facilmente como o fazem com mate-
riais menos densos e podem impressionar
películas fotográficas. Consequentemente,
um feixe de raios X pode atravessar o corpo
e projectar-se numa película fotográfica. Os
tecidos densos do corpo humano absorvem
os raios X e, nestas regiões, a película é sub-
exposta, ficando branca na película. Por ou-
tro lado, os raios X passam facilmente atra-
vés de tecidos menos densos e a película,
nestas regiões, fica sobre-exposta, ficando
negra. Por exemplo, numa radiografia do
esqueleto, os ossos densos são brancos e
os tecidos menos densos são escuros, fre-
quentemente tão escuros que é impossível
observar pormenores. Dado que o material
ósseo denso é claramente visível, os raios X
podem ser utilizados para avaliar fracturas
e outras anomalias.
Os tecidos moles podem ser fotografa-
dos usando raios X de baixa energia. As
mamografias são obtidas com recurso a raios
X de baixa energia para detectar tumores
mamários, uma vez que estes são ligeira-
mente mais densos que os tecidos normais.
As substâncias radiopacas são consti-
tuídas por materiais densos que absorvem
os raios X. Se for administrada uma subs-
tância radiopaca líquida a um doente, o lí-
quido assume a forma do órgão em que foi
introduzido. Por exemplo, se for ingerida
uma solução de bário, o contorno da zona
superior do tubo digestivo pode ser visua-
lizada usando raios X (radiografada) para
detectar anomalias, tais como úlceras.
de cada tipo de átomo (ou ião) em subscrito. Assim, a fórmula
para a glicose (um açúcar) é C
6
H
12
O
6
, indicando que a glucose
tem 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrogénio e 6 átomos
de oxigénio (quadro 2.3).
O peso molecular de uma molécula ou composto pode
ser determinado somando os pesos atómicos dos seus átomos
(ou iões). Por convenção, também se utiliza o termo peso
molecular para os compostos iónicos, apesar de não constituí-
rem moléculas. Por exemplo, a massa atómica do sódio é 22,99 e
a do cloro é 35,45. O peso molecular do NaCl é, assim, 58,44
(22,99 + 35,45).
5. Descreva como ocorrem as ligações iónicas. O que é um
catião? E um anião?
6. Descreva como ocorrem as ligações covalentes. Qual é a
diferença entre ligações polares e apolares?
Capítulo 2 A Base Química da Vida
Parte 1 Organização do Corpo Humano34
7. Diferencie uma molécula de um composto. Todas as
moléculas são compostos? Todos os compostos são
moléculas?
8. Defina peso molecular.
E X E R C Í C I O
Qual é o peso molecular de uma molécula de glicose? (utilizar o
quadro 2.1).
Forças Intermoleculares
As forças intermoleculares resultam da fraca atracção elec-
trostática entre as partes de moléculas com cargas opostas, ou
entre iões e moléculas. As forças intermoleculares são muito mais
fracas do que as forças que produzem ligações químicas.
Ligações por Pontes de Hidrogénio
As moléculas com ligações covalentes polares têm extremidades
positivas e negativas. A força intermolecular resulta da atracção
da extremidade positiva de uma molécula polar pela extremi-
dade negativa de outra molécula polar. Quando o hidrogénio
forma uma ligação covalente com o oxigénio, o azoto ou o flúor,
a molécula resultante é muito polarizada. Se a molécula de hi-
drogénio com carga positiva de uma molécula for atraída por
uma molécula de oxigénio, azoto ou flúor com carga negativa,
forma-se uma ligação por pontes de hidrogénio. Por exemplo,
na molécula da água, os átomos de hidrogénio carregados posi-
Quadro 2.3 Grafismo Molecular
Representação Hidrogénio Dióxido de Carbono Glicose
Fórmula Química
Representa o tipo e
o número de
átomos presentes.
Fórmula Electrão-Ponto
Os electrões de
ligação estão
representados por
pontos entre os
símbolos dos
átomos.
Fórmula linha-ligação
Os electrões de
ligação estão
representados por
linhas entre os
símbolos dos
átomos.
Modelos
Os átomos estão
representados como
esferas de diferen-
tes tamanhos e
cores.
H
2
H:H
Ligação covalente simples
H–H
Ligação covalente simples
CO
2
O::C::O
Ligação covalente dupla
O=C=O
Ligação covalente dupla
C
6
H
12
O
6
Não utilizada para moléculas
complexas
Átomo de
 hidrogénio
Átomo de
carbono
Átomo de
oxigénio
Ponte de hidrogénio
Hidrogénio Oxigénio
Molécula de água
Figura 2.7 Pontes de Hidrogénio
A zona positiva de uma molécula de água forma uma ligação por ponte de
hidrogénio (linha vermelha pontilhada) com a zona negativa do oxigénio de
outra molécula de água. Como resultado, as ligações por pontes de hidrogé-
nio mantêm as moléculas de água juntas.
OH
HO
OH
OH
CH2OH
O
Capítulo 2 A Base Química da Vida 35
Quadro 2.4 Comparação Entre Ligações
Definição Distribuição das Cargas Exemplo
Ligação Iónica
Transferência completa de
electrões entre dois átomos
Ligação Covalente Polar
Partilha desigual dos electrões
entre dois átomos
Ligação Covalente Apolar
Partilha igual dos electrões entre
dois átomos
Ligação por Pontes de Hidrogénio
Atracção das extremidades com
cargas opostas de duas
moléculas polares
Iões positivos e negativos
separados
Ligeiramente positivos (δ+) numa
e ligeiramente negativos (δ-)
na outra extremidade da
molécula
A carga é uniformemente distribuí-
da entre os átomos da molécula
A distribuição da carga nas
moléculas polares é resultado
das ligações covalentes polares
Na+Cl-
Cloreto de sódio
Água
Metano
Moléculas de água
 H
�� O��
 H
O
O
H
HOCOH
H
O
O
H
 O.....HOO
H H
O
O O
tivamente formam pontes com os átomos de oxigénio, carrega-
dos negativamente, de outras moléculas da água (figura 2.7).
As ligações por pontes de hidrogénio desempenham um
papel importante na determinação da configuração de molécu-
las complexas, uma vez que são estas ligações entre diferentes
partes polares da molécula que mantêm a estrutura na sua for-
ma tridimensional normal (ver “Proteínas” e “Ácidos Nucleicos:
ADN e ARN” mais à frente neste capítulo).
O quadro 2.4 resume as principais características das liga-
ções químicas (iónica e covalente) e forças intermoleculares (li-
gações por pontes de hidrogénio).
Solubilidade e Dissociação
Solubilidade é a capacidade de uma substância para se dissolver
noutra, como quando se dissolve açúcar na água. Substâncias
carregadas, como o cloreto de sódio e substâncias polares como
a glicose, dissolvem-se rapidamente na água, ao passo que
substâncias apolares tais como o óleo não. Todos nós vemos como
o óleo flutua na água. As substâncias dissolvem-se na água quando
ficam envolvidas por moléculas de água. Quando as extremida-
des positivas e negativas das moléculas de água são mais atraídas
pelas extremidades carregadas de outras moléculas do que umas
pelas outras, as ligações por pontes de hidrogénio entre as extre-
midades das moléculas de água quebram-se e as moléculas de
água envolvem as outras moléculas que ficam dissolvidas na água.
Quando os compostos iónicos se dissolvem na água, os seus
iões dissociam-se, ou separam-se uns dos outros, porque os
catiões são atraídos pela extremidade negativa das moléculas de
água e os aniões são atraídos pela extremidade positiva das molé-
culas de água. Quando o cloreto de sódio se dissocia na água, os
iões sódio e cloro separam-se e as moléculas de água envolvem e
isolam os iões, conservando-os assim em solução (figura 2.8).
Quando as moléculas (compostos covalentes) se dissolvem
na água, geralmente permanecem intactos, mesmo estandoen-
volvidos por moléculas de água. Assim, numa solução de glicose,
as moléculas de glicose são envolvidas por moléculas de água.
Os catiões e os aniões que se dissociam na água são por
vezes chamados electrólitos porque têm a capacidade de con-
duzir uma corrente eléctrica, o fluxo das partículas com carga.
Um electrocardiograma (ECG) é o registo gráfico da corrente
eléctrica produzida pelo coração. Esta corrente pode ser detecta-
da por eléctrodos à superfície do corpo, uma vez que os iões dos
líquidos corporais conduzem correntes eléctricas. As moléculas
que não se dissociam formam soluções que não conduzem elec-
tricidade, e são denominadas não electrólitos.
9. Defina ligação por pontes de hidrogénio e explique o
modo como mantêm as moléculas polares, tais como as da
água, juntas. Como é que as ligações por pontes de
hidrogénio afectam a forma de uma molécula?
10. Defina solubilidade. Como é que compostos iónicos e
covalentes se dissolvem na água?
11. Distinga electrólitos de não electrólitos.
Reacções Químicas e Energia
Objectivos
■ Descrever e dar exemplos dos tipos de reacções químicas
que ocorrem no corpo.
■ Definir energia potencial e cinética. Descrever as formas
como as energias mecânica, química e térmica intervêm no
corpo humano.
■ Enumerar os factores que afectam a velocidade de uma
reacção química.
Numa reacção química, os átomos, os iões e as moléculas ou
compostos, interagem para formar e quebrar ligações químicas.
As substâncias que entram numa reacção química tomam o nome
de reagentes e as substâncias que resultam de uma reacção quí-
mica chamam-se produtos.
Parte 1 Organização do Corpo Humano36
De acordo com os objectivos propostos é importante real-
çar três aspectos das reacções químicas. Primeiro, nalgumas reac-
ções os reagentes menos complexos combinam-se para formar
um produto maior e mais complexo. Um exemplo é a síntese de
moléculas complexas do corpo humano a partir dos elementos
básicos obtidos através da alimentação (figura 2.9a). Segundo,
noutras reacções, um reagente pode desdobrar-se em produtos
mais simples e menos complexos. Um exemplo é o desdobra-
mento das moléculas dos alimentos nos seus elementos básicos
(figura 2.9b). Terceiro, os átomos estão geralmente associados a
outros átomos através de ligações químicas ou forças intermo-
leculares; além disso, para obter novos produtos ou quebrar
reagentes é necessário alterar as relações entre átomos.
Reacções de Síntese
Quando dois ou mais reagentes se combinam para formar um
produto novo e maior, o processo denomina-se reacção de sín-
tese. Um exemplo de uma reacção de síntese é a combinação de
dois aminoácidos para formar um dipéptido (figura 2.10a). Neste
tipo particular de reacção de síntese a água é removida dos
aminoácidos à medida que estes se ligam. As reacções de síntese
em que a água é um produto denominam-se reacções de de-
sidratação. É de referir que nas reacções de síntese as ligações
Cristal de sal
Sal
Moléculas
de água
Na+
Cl–
Cl–
Na+
Figura 2.8 Dissociação
Cloreto de sódio (sal de mesa) a dissociar-se na água. Os iões positivos (Na+) são atraídos pelas extremidades negativas do oxigénio (vermelho) da molécula de
água e os iões negativos (Cl–) são atraídos pelas extremidades positivas do hidrogénio (azul) da molécula de água.
Reacção
de síntese
Aminoácidos
(a)
(b)
Molécula proteica
Reacção de
decomposição
Molécula de glícido Moléculas de glicose
Figura 2.9 Reacções de Síntese e de Decomposição
(a) Reacção de síntese em que vários aminoácidos, as estruturas básicas que
constituem as proteínas, se combinam para formar uma molécula proteica.
(b) Reacção de decomposição em que um glícido complexo se decompõe em
pequenas moléculas de glicose, as estruturas básicas que constituem os
glícidos.
Capítulo 2 A Base Química da Vida 37
químicas antigas se quebram e vão-se formando outras à medi-
da que os átomos se rearranjam.
Um outro exemplo de uma reacção de síntese no corpo é a
formação de adenosina trifosfato (ATP). Na sigla ATP, o A signi-
fica adenosina, o T tri ou três, e o P significa grupo fosfato (PO
4
3-).
Assim, o ATP é composto por adenosina e três grupos fosfato
(ver mais à frente, neste capítulo, os detalhes da estrutura do
ATP). O ATP é sintetizado a partir da adenosina difosfato (ADP)
que tem dois grupos fosfato e um fosfato inorgânico (H
2
PO
4
-),
geralmente representado por P
i
.
A-P-P � P
i
n A-P-P-P
(ADP) (Fosfato (ATP)
inorgânico)
As reacções de síntese produzem as moléculas característi-
cas da vida, tais como o ATP, proteínas, glícidos, lípidos e ácido
nucleicos. Todas as reacções de síntese que ocorrem no corpo
são designadas colectivamente por anabolismo. O crescimento,
manutenção e reparação do corpo não ocorreriam sem reacções
anabólicas.
Reacções de Decomposição
Decompor significa separar em partes menores. Uma reacção de
decomposição é o inverso de uma reacção de síntese – um
reagente maior decompõe-se quimicamente em dois ou mais
produtos de menores dimensões. Por exemplo, a decomposição
de um dissacárido (um tipo de glícido) em moléculas de glicose
(figura 2.10b). É de referir que este tipo de reacção requer que a
água seja dividida em duas partes e que cada uma delas contri-
bua para uma das moléculas de glicose. As reacções em que a
água é utilizada deste modo são denominadas de reacções de
hidrólise (dissolução da água).
A decomposição da molécula de ATP em ADP e um fosfato
inorgânico é outro exemplo de uma reacção de decomposição.
A-P-P-P n A-P-P � P
i
(ATP) (ADP) (fosfato
inorgânico)
As reacções de decomposição que ocorrem no corpo hu-
mano tomam colectivamente o nome de catabolismo. Incluem
a digestão das moléculas de alimentos no intestino e dentro das
células, a decomposição de gorduras de reserva e a decomposi-
ção de materiais estranhos e microrganismos em determinadas
células sanguíneas, com o intuito de proteger o organismo. O
conjunto de reacções anabólicas e catabólicas do corpo humano
toma a designação de metabolismo.
Reacções Reversíveis
Uma reacção reversível é uma reacção química em que a reac-
ção tanto pode ter origem nos reagentes como nos produtos.
Quando o ritmo de formação dos produtos é igual ao ritmo da
reacção inversa, o sistema de reacção diz-se estar em equilíbrio.
Em equilíbrio, a quantidade de reagentes relativa à quantidade
de produtos permanece constante.
A analogia que se segue pode ajudar a clarificar o conceito
de reacção reversível e de equilíbrio. Imagine uma tina com água,
dividida em dois compartimentos por uma membrana que con-
tém orifícios que permitem que a água se mova livremente entre
os dois compartimentos. Como a água se pode mover em qualquer
direcção, o mecanismo é semelhante ao das reacções reversíveis.
C
H
Aminoácido
Reacção de síntese (desidratação)
Reacção de decomposição (hidrólise)
Aminoácido Dipéptido Água (H2O)
Dissacárido Glicose GlicoseÁgua (H2O)
N C
O
OHH
H
R1
H+ +OHOOHHO
OH
CH2OH
OOH
OH
CH2OH
C
H
N C
O
OHH+ +
H
R2
C
H
N C
O
H
H
R1
C
H
N C OH
O
R2
H OH
O O
O HOHHO
OH
CH2OH
O
OHOHHO
OH
CH2OH
O
Figura 2.10 Reacções de Síntese (desidratação) e de Decomposição (hidrólise)
(a) Reacção de síntese na qual se combinam dois aminoácidos para formar um dipéptido. Esta reacção é também uma reacção de desidratação porque se dá a
remoção de uma molécula de água dos aminoácidos. (b) Reacção de decomposição na qual um dissacárido se desdobra para formar moléculas de glicose. Esta é
também uma reacção de hidrólise uma vez que envolve o desdobramento de uma molécula de água.
(a)
(b)
Parte 1 Organização do Corpo Humano38
13. Descreva uma reacção de desidratação e uma reacção de
hidrólise.
14. Descreva as reacções reversíveis.O que se quer dizer com
condição de equilíbrio em reacções reversíveis?
15. O que é uma reacção de oxidação-redução?
E X E R C Í C I O
Quando os gases hidrogénio e oxigénio se combinam para formar
água, o hidrogénio é reduzido ou oxidado? Justifique.
Energia
A energia, contrariamente à matéria, não ocupa espaço e não
tem massa. A energia define-se como a capacidade de realizar
trabalho, ou seja, de mover matéria. A energia pode ser dividida
em energia potencial e energia cinética. A energia potencial é
energia armazenada que pode ser utilizada para realizar traba-
lho mas que ainda não o está a realizar. A energia cinética é
uma forma de energia que realiza trabalho e move matéria. Uma
bala numa arma direccionada para o chão tem energia poten-
cial. Não se liberta nenhuma energia enquanto a bala se manti-
ver imobilizada. Se a bala for disparada para o chão, terá energia
cinética.
Segundo o princípio de conservação de energia, esta não é
criada nem destruída. Contudo, a energia potencial pode ser con-
vertida em energia cinética e a energia cinética pode ser convertida
em energia potencial. Por exemplo, a energia potencial contida na
bala é convertida em energia cinética quando aquela é disparada
para o chão. Do mesmo modo, a energia cinética necessária para
levantar a bala do chão é convertida em energia potencial.
A energia potencial e a energia cinética podem existir sob for-
mas muito diferentes. A energia mecânica é a energia que resulta
da posição ou do movimento dos objectos. Muitas das actividades
do corpo humano, tais como movimentar um membro, respirar,
ou a circulação sanguínea, envolvem energia mecânica. Outras for-
mas de energia são a energia química, a energia térmica, a energia
eléctrica e a energia electromagnética (radiação).
Energia Química
A energia química de uma substância é uma forma de energia
potencial existente nas ligações químicas. Em qualquer reacção
química, a energia potencial contida nas ligações químicas dos
reagentes pode ser comparada com a energia potencial das liga-
ções químicas dos produtos. Se a energia potencial das ligações
químicas dos reagentes for menor do que a dos produtos, será
necessário um aporte de energia para que ocorra a reacção. Por
exemplo, na síntese de ATP a partir de ADP.
ADP + H
2
PO
4
- � Energia n ATP + H
2
O
(Menos energia (Mais energia
potencial nos reagentes) potencial nos produtos)
Para simplificar, a H
2
O muitas vezes não é mostrada nesta
reacção e utiliza-se P
i
 para representar o fosfato inorgânico
(H
2
PO
4
-). Para que esta reacção ocorra, as ligações do H
2
PO
4
-
são quebradas formando-se outras no ATP e na H
2
O. Como con-
sequência da quebra das ligações existentes, da formação de no-
vas ligações e da entrada de energia, estes produtos têm mais
energia potencial do que os reagentes (figura 2.11a).
Considerando a água do compartimento esquerdo o reagente e
a água do compartimento direito o produto: em equilíbrio, a
quantidade de reagente relativo à quantidade de produto em cada
compartimento é sempre o mesmo porque a parede deixa passar
a água entre os dois compartimentos até o nível da água ser o
mesmo em ambos os compartimentos; se se adicionar água ao
compartimento do reagente, a água flúi através da membrana
deste para o compartimento do produto, até que o nível da água
seja o mesmo em ambos os compartimentos. De igual modo, se
se adicionar reagente a um sistema de reacção, uma parte vai
formar produto, até o equilíbrio ser restabelecido. Contudo, esta
analogia não é perfeita, pois a quantidade de reagente compara-
da com a quantidade de produto da maioria das reacções rever-
síveis não é de um para um. Dependendo da especificidade da
reacção pode existir uma relação de uma parte de reagente para
duas partes de produto, duas partes de reagente para uma parte
de produto, ou outras combinações.
Uma reacção reversível muito importante no corpo huma-
no é a que envolve dióxido de carbono e iões de hidrogénio. A
reacção entre dióxido de carbono (CO
2
) e água (H
2
O) para for-
mar ácido carbónico (H
2
CO
3
) é reversível. O ácido carbónico
separa-se então através de uma reacção de sentido inverso para
formar iões hidrogénio (H+) e iões bicarbonato (HCO
3
-).
CO
2 
� H
2
O 7 H
2
CO
3
 7 H+ � HCO
3
-
Se for adicionado CO
2
 à H
2
O, forma-se mais H
2
CO
3
 que,
por sua vez, origina mais H+ e HCO
3
-. Desta forma, a quantidade
de H+ e HCO
3
- relativamente à de CO
2
 mantém-se constante.
Para o funcionamento adequado do sistema nervoso é necessá-
rio manter um nível constante de H+, o que em parte pode ser
conseguido através do controlo dos níveis de CO
2
 no sangue.
Por exemplo, diminuir a frequência respiratória faz aumentar os
níveis de dióxido de carbono no sangue.
E X E R C Í C I O
Se a frequência respiratória aumentar o CO2 é eliminado do sangue.
Que efeito tem esta alteração nos níveis do ião H+ no sangue?
Reacções de Oxidação-Redução
As reacções químicas que resultam da troca de electrões entre
os reagentes são denominadas reacções de oxidação-redução.
Quando o sódio e o cloro reagem para formar cloreto de sódio,
o átomo de sódio perde um electrão e o átomo de cloro ganha
um electrão. A perda de um electrão por um átomo é denomi-
nada oxidação e o ganho de um electrão por um átomo redu-
ção. A transferência de um electrão pode ser completa, resul-
tando numa ligação iónica, ou parcial, resultando numa ligação
covalente. Uma vez que a perda parcial ou completa de um elec-
trão por um átomo é acompanhada do ganho de um electrão
por outro átomo, estas reacções tomam o nome de reacções de
oxidação-redução. As reacções de síntese ou decomposição
podem ser reacções de oxidação-redução. Assim, é possível uma
reacção química ser descrita em mais do que um sentido.
12. Defina reacção química e compare as reacções de síntese
e decomposição. Como se relacionam o anabolismo, o
catabolismo e o metabolismo com as reacções de síntese e
de decomposição?
Capítulo 2 A Base Química da Vida 39
P
ATP
P
PRODUTOS
ADP
P
ATP
P
P
P
P REAGENTES
ADP
PP
ATP
ATP
P
P
iP
REAGENTEPRODUTO
Energia 
libertada
Aporte 
de energia
Menos energia
potencial
Mais energia
potencial
Menos energia
potencial
Mais energia
potencial
i
ADP + Pi + Energia ADP + Pi + Energia 
Figura 2.11 Energia e Reacções Químicas
Em cada figura a prateleira de cima representa um nível superior de energia e a prateleira de baixo representa um nível inferior de energia. (a) Reacção na qual é
necessária energia para a reacção de síntese de ATP. (b) Reacção na qual a energia libertada resulta da reacção de decomposição do ATP.
(a) (b)
Se a energia potencial nas ligações químicas dos reagentes for
maior do que nos produtos, a reacção liberta energia. Por exemplo,
as ligações químicas das moléculas dos alimentos contêm mais ener-
gia potencial do que os produtos de excreção que são produzidos
quando as moléculas alimentares são decompostas. A energia li-
bertada a partir das ligações químicas das moléculas dos alimentos
é utilizada pelos sistemas vivos para sintetizar ATP. Após a produ-
ção de ATP, o seu desdobramento em ADP liberta energia.
ATP + H
2
O n ADP + H
2
PO
4
- � Energia
(Mais energia (Menos energia
potencial nos reagentes) potencial nos produtos)
Para que esta reacção ocorra, as ligações do ATP e da H
2
O
quebram-se e formam-se ligações no H
2
PO
4
-. Como consequên-
cia da quebra das ligações existentes e da formação de novas li-
gações, estes produtos têm menos energia potencial do que os
reagentes e é libertada energia (figura 2.11b). É de referir que a
energia libertada não provém da quebra das ligações do fosfato
do ATP, porque para quebrar uma ligação químicaé necessária
entrada de energia. Contudo, é normalmente aceite que o des-
dobramento do ATP origina uma libertação de energia, o que é
verdadeiro quando se considera a reacção na sua globalidade. A
energia libertada quando o ATP se desdobra pode ser utilizada
na síntese de outras moléculas, para desenvolver trabalho, como
na contracção muscular, ou para produzir calor.
Energia Térmica
O calor é a energia que flúi entre objectos com diferentes tem-
peraturas. Por exemplo, quando se toca em alguém que tem fe-
bre pode-se sentir o aumento de calor proveniente do corpo dessa
pessoa. A temperatura é uma medida que indica a relação quen-
te ou frio de uma substância relativamente a outra. O calor é
sempre transferido de um objecto muito quente para um objec-
to muito frio, tal como de um forno quente para a ponta de um
dedo.
Todas as outras formas de energia podem ser convertidas
em energia térmica. Por exemplo, quando um objecto em movi-
mento pára, a energia cinética é convertida em energia térmica
por fricção. Alguma da energia potencial presente nas ligações
químicas liberta-se sob a forma de energia térmica (calor) du-
rante as reacções químicas. A temperatura do corpo humano é
mantida através de calor produzido desta forma.
16. Como se distingue energia de matéria? Como se diferen-
ciam a energia potencial e a energia cinética?
17. Defina energia mecânica, energia química e energia
térmica. Como se converte energia química em energia
mecânica e energia térmica no corpo?
18. Refira a libertação ou entrada de energia nas reacções
químicas recorrendo ao ATP e ao ADP.
E X E R C Í C I O
A energia do desdobramento do ATP fornece energia cinética ao
movimento muscular. Porque é que a temperatura do corpo
aumenta durante o exercício?
Velocidade das Reacções Químicas
As moléculas estão constantemente em movimento e além disso
têm energia cinética. Só ocorre uma reacção química quando
Parte 1 Organização do Corpo Humano40
colidem moléculas com energia cinética suficiente. Quando duas
moléculas se aproximam, a nuvem electrónica carregada negati-
vamente de uma repele a nuvem electrónica com carga negativa
da outra. Se as moléculas tiverem energia cinética suficiente, ul-
trapassam esta força de repulsão e permanecem juntas. O nú-
cleo nalguns átomos atrai os electrões de outros átomos, ocor-
rendo quebras e formação de novas ligações químicas. A ener-
gia de activação é a energia mínima requerida aos reagentes para
iniciarem uma reacção química (figura 2.12a). Mesmo nas reac-
ções em que ocorre libertação de energia devem vencer a barrei-
ra da energia de activação para que a reacção se dê. Por exemplo,
é requerido calor na forma de uma faísca para iniciar a reacção
entre oxigénio e vapor de gasolina. Logo que algumas moléculas
de oxigénio reagem com a gasolina, a energia libertada inicia reac-
ções adicionais.
Em qualquer população de moléculas existem algumas com
mais energia cinética e que se movimentam mais depressa do
que as outras. Mesmo assim, a temperaturas corporais normais
a maioria das reacções químicas necessárias à vida desenvolvem-se
demasiado lentamente para suportar a vida, porque poucas mo-
léculas têm energia suficiente para iniciar uma reacção química.
Os catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade
das reacções químicas sem sofrerem alterações. As enzimas, abor-
dadas em maior detalhe mais à frente neste capítulo, são pro-
teínas catalisadoras. Aumentam a velocidade das reacções quí-
Efeito da 
enzima
ATP
ATP ADP + P + Energy
Enzima
i
ATP ADP + P + Energiai
ADP
Energia de 
activação 
na presença 
da enzima
Energia de 
activação
ATP
ADP
Menos energia
potencialMenos energia
potencial
Mais
energia
potencial
Mais
energia
potencial
P P P
Pi
P
P
Pi
P
P
P
P
P
(a) (b)
Figura 2.12 Energia de Activação e Enzimas
(a) É necessária energia de activação para transformar o ADP em ATP. A prateleira de cima representa um nível superior de energia e a prateleira de baixo representa
um nível inferior de energia. A “parede” que se prolonga para além da prateleira superior representa a energia de activação. Mesmo que a energia tenha tendência
para se deslocar da prateleira superior para a inferior, a “parede” da energia de activação tem de ser ultrapassada para que a reacção prossiga. (b) A enzima
diminui a energia de activação, facilitando a ocorrência da reacção.
micas diminuindo a energia de activação necessária para o iní-
cio da reacção (figura 2.12b). Como resultado, passam a existir
mais moléculas com energia suficiente para sofrerem reacções
químicas. Com uma enzima, a velocidade de uma reacção quí-
mica pode ocorrer um milhão de vezes mais depressa do que na
sua ausência.
A temperatura pode também afectar a velocidade das reac-
ções químicas. À medida que a temperatura aumenta os reagentes
têm mais energia cinética, movimentam-se com maior veloci-
dade, e colidem com uns com os outros mais frequentemente e
com maior força, aumentando a possibilidade de ocorrência de
uma reacção química. Com uma febrícula, ocorrem reacções
corporais aceleradas, provocando um aumento da actividade no
sistema orgânico, como o aumento das frequências cardíaca e
respiratória. Quando a temperatura do corpo desce, vários pro-
cessos metabólicos diminuem de velocidade. Com tempo frio
diminui a agilidade dos dedos devido à diminuição da velocida-
de das reacções químicas no tecido muscular.
Dentro de certos limites, quanto maior a concentração de
reagentes maior a velocidade da reacção. Isto acontece porque,
como a concentração de reagentes aumenta, a probabilidade de
entrarem em contacto uns com os outros é maior. Por exemplo,
a concentração normal de oxigénio dentro das células faz com
que o oxigénio entre em contacto com outras moléculas e pro-
duza as reacções químicas necessárias à vida. Se a concentração
Capítulo 2 A Base Química da Vida 41
temperatura; desta forma a água tolera grandes variações de tem-
peratura. Quando a água evapora, passa do estado líquido ao
estado gasoso e, uma vez que é necessário calor para este proces-
so, a evaporação de água na superfície do corpo retira a este o
excesso de calor.
Protecção
A água é um lubrificante eficaz que protege dos danos resultan-
tes da fricção. Por exemplo, as lágrimas protegem a superfície do
olho da fricção das pálpebras. A água também forma uma almo-
fada líquida em torno dos órgãos, protegendo-os de alguns trau-
matismos. O líquido cefalorraquidiano que envolve o cérebro é
um exemplo de protecção.
Reacções Químicas
Muitas das reacções químicas necessárias à vida não ocorrem
sem as moléculas reagentes se encontrarem dissolvidas na água.
O cloreto de sódio, por exemplo, tem de se dissociar na água em
iões sódio e cloro, antes de poder reagir com outros iões. A água
também participa directamente em muitas reacções químicas. A
reacção de desidratação é uma reacção de síntese, com produção
de água; e, a reacção de hidrólise é uma reacção de decomposição
que necessita de uma molécula de água (ver figura 2.10).
Meio Solvente
Uma mistura é uma combinação de duas ou mais substâncias
mantidas em conjunto física mas não quimicamente. Uma solu-
ção é qualquer líquido, gás ou sólido que contenha substâncias
uniformemente distribuídas sem limites visíveis entre elas. Por
exemplo, uma solução de sal consiste em sal dissolvido na água,
o ar é uma solução contendo uma variedade de gases e a cera é
uma solução sólida de várias substâncias gordas. As soluções são
muitas vezes descritas como uma substância dissolvendo uma
outra. O soluto dissolve-se no solvente. Numa solução de sal, a
água é o solvente e o sal dissolvido é o soluto. O suor é uma
solução salina em que o cloreto de sódio e outros solutos se en-
contram dissolvidas em água.
Uma suspensão é uma mistura que contém materiais que
se separamuns dos outros, a não ser que sejam mantidos em
conjunto por agitação permanente O sangue é uma suspensão
que contém eritrócitos em suspensão num líquido chamado plas-
ma. Enquanto o sangue passa pelos vasos sanguíneos os eri-
trócitos e o plasma estão misturados, estando os eritrócitos em
suspensão. Contudo, se se deixar repousar sangue num recipiente
os glóbulos vermelhos separam-se do plasma.
Um colóide é uma mistura (mistura coloidal) na qual uma
substância dispersa (tipo soluto) é distribuída por uma substân-
cia dispersante (tipo solvente). As partículas dispersas são maio-
res do que uma só molécula, mas suficientemente pequenas para
permanecerem dispersas e não sedimentarem. As proteínas, que
são grandes moléculas, e a água formam misturas coloidais. Por
exemplo, o plasma e o interior líquido das células são misturas
coloidais que contêm muitas proteínas importantes.
Nos organismos vivos os líquidos complexos no interior e
no exterior das células são soluções, suspensões e colóides. O
sangue é um exemplo de todos estes tipos de misturas. É uma
solução que contém dissolvidos nutrientes tal como o açúcar,
de oxigénio diminuir, a velocidade das reacções químicas dimi-
nui. Esta diminuição pode danificar a função da célula e resultar
mesmo em morte.
19. Defina energia de activação, catalisadores e enzimas.
Como é que as enzimas aumentam a frequência das
reacções químicas?
20. Qual o efeito da elevação da temperatura ou da concentra-
ção dos reagentes na velocidade de uma reacção química?
Química Inorgânica
Objectivos
■ Descrever as propriedades da água que a tornam importan-
te para a vida dos organismos.
■ Definir misturas.
■ Definir ácidos, bases, sais e tampões e descrever a escala
do pH.
■ Explicar a importância do oxigénio e do dióxido de carbono
para os organismos vivos.
Antigamente, pensava-se que as moléculas inorgânicas provinham
de fontes não vivas e as moléculas orgânicas provinham dos seres
vivos. Contudo, com o desenvolvimento da ciência química, tor-
nou-se claro que é possível produzir moléculas orgânicas em la-
boratório. Presentemente, a química inorgânica ocupa-se do es-
tudo das moléculas que não contêm carbono e a química orgâni-
ca das moléculas que contêm carbono. Estas definições têm no en-
tanto algumas excepções. O monóxido de carbono (CO), o dióxido
de carbono (CO
2
) e os iões bicarbonato (HCO
3
-), por exemplo, são
classificados como moléculas inorgânicas.
Água
Uma molécula de água é composta por um átomo de oxigénio
ligado a dois átomos de hidrogénio por ligações covalentes. As
moléculas de água são polares, com uma carga parcial positiva
associada aos átomos de hidrogénio e uma carga parcial negati-
va associada ao átomo de oxigénio. Estabelecem-se ligações por
pontes de hidrogénio entre os átomos de hidrogénio de uma mo-
lécula de água, carregados positivamente, e os átomos de oxigé-
nio de outra molécula de água, carregados negativamente. Estas
ligações por pontes de hidrogénio constituem a força que per-
mite que as moléculas de água se mantenham unidas sob a for-
ma de um líquido (ver figuras 2.6 e 2.7).
O peso de uma mulher jovem adulta é constituído por cer-
ca de 50% de água e num homem jovem adulto este valor atinge
os 60%. As mulheres têm uma percentagem de água mais baixa
do que o homens porque, habitualmente, têm mais gordura cor-
poral, a qual contém muito pouca água. O plasma, a parte líqui-
da do sangue, contém 92% de água. A água tem propriedades
físicas e químicas que se adequam às múltiplas funções que de-
sempenha nos organismos vivos. Estas propriedades são abor-
dadas nas secções que se seguem.
Manutenção da Temperatura do Corpo
A água possui um calor específico elevado, ou seja, é necessária
uma quantidade relativamente grande de calor para elevar a sua
Parte 1 Organização do Corpo Humano42
Uma base define-se como uma substância receptora de
protões; qualquer substância que receba protões (iões hidrogé-
nio) é uma base. Muitas bases funcionam como receptores de
protões por libertação de iões hidróxido (OH-) quando se
dissociam. A base hidróxido de sódio (NaOH), por exemplo,
dissocia-se para formar iões sódio e iões hidróxido.
NaOH n
 
Na+ � OH–
Os iões hidróxido são receptores de protões que se combinam
com iões hidrogénio para formar água:
OH- � H+ n H
2
O
Os ácidos e as bases classificam-se como fortes e fracos. Áci-
dos ou bases fortes dissociam-se na água quase completamente.
Assim, libertam praticamente todos os iões hidrogénio e iões
hidróxido. Quanto mais completamente o ácido ou a base se
dissociarem, mais fortes são. O ácido clorídrico, por exemplo, é
um ácido forte porque se dissocia completamente na água.
HCl n H+ � Cl–
Não livremente reversível
Ácidos ou bases fracos só se dissociam parcialmente na água.
Assim, apenas libertam alguns dos seus iões hidrogénio ou
hidróxido. O ácido acético (CH3COOH), por exemplo, quando
dissolvido na água, dissocia-se em parcialmente, mas outra par-
te mantém-se indissociada. É então estabelecido um equilíbrio
entre os iões e o ácido fraco indissociado.
CH
3
COOH 7 CH
3
COO– � H+
Livremente reversível
Para um dado ácido (ou base) fraco a razão entre iões disso-
ciados e o ácido (ou base) fraco é constante.
A Escala de pH
A escala de pH refere-se à concentração de iões hidrogénio numa
solução (figura 2.13). A água pura é definida como uma solução
neutra e tem um pH de 7. Uma solução neutra tem igual con-
centração de iões hidrogénio e iões hidróxido. As soluções com
pH inferior a 7 são consideradas ácidas e têm maior concentra-
ção de iões hidrogénio do que de iões hidróxido. As soluções
alcalinas ou básicas, têm um pH superior a 7 e têm menos iões
hidrogénio do que iões hidróxido.
O símbolo pH representa “poder” (p), ou seja, intensidade,
da concentração de iões hidrogénio (H+). O “p” é um factor 10,
o que significa que a alteração de uma unidade no pH de uma
solução origina uma concentração de iões hidrogénio 10 vezes
uma suspensão na qual se encontram os eritrócitos e um colóide
que contém proteínas.
A capacidade da água para dissolver substâncias torna pos-
sível que funcione como meio de transporte, transportando subs-
tâncias de uma parte do corpo para outra. Os líquidos corporais,
como o plasma, transportam nutrientes, gases e produtos de
excreção, e uma variedade de moléculas envolvidas nas funções
de regulação do corpo.
Concentração de Uma Solução
A concentração de partículas do soluto dissolvidas no solvente
pode ser expressa de muitas maneiras. Uma forma comum é in-
dicar a percentagem em peso de soluto por volume da solução.
Por exemplo, pode obter-se uma solução a 10% de cloreto de
sódio dissolvendo 10 g de cloreto de sódio em água suficiente
para perfazer 100 ml de solução.
Os fisiologistas determinam as concentrações em os-
moles que expressam o número de partículas numa solução.
Uma partícula pode ser um átomo, um ião ou uma molécula.
Um osmole (Osm) corresponde a 6,022 x 1023 partículas de
uma substância num quilograma (kg) de água. Tal como um
merceeiro vende ovos em lotes de 12 (uma dúzia), um quí-
mico agrupa átomos em lotes de 6,022 x 1023. A osmolalidade
de uma solução reflecte o número, e não o tipo, de partículas
numa solução. Por exemplo, uma solução a 1 osm de glicose
e uma solução a 1 osm de cloreto de sódio contêm 6,022x1023
partículas por kg de água. Contudo, a solução de glicose tem
6,022x1023 moléculas de glicose, enquanto que o cloreto de
sódio se dissocia em 3,011x1023 iões sódio e 3,011x1023 iões
cloreto.
Como a concentração de partículas nos líquidos corporais
é baixa, é usada como medida o miliosmole (mOsm), 1/1000 de
um osmole. A maior parte dos líquidos do corpo tem uma con-
centração de cerca 300 mOsm e contém muitos iões e moléculas
diferentes. A concentração dos líquidos do corpo é importante
já que influencia o movimento daágua para dentro e para fora
das células (ver capítulo 3). O Apêndice C contém mais infor-
mações sobre o cálculo de concentrações.
21. Defina química orgânica e química inorgânica.
22. Enumere quatro funções desempenhadas pela água nos
organismos vivos e dê um exemplo de cada uma.
23. Defina soluções, suspensões e colóides e dê um exemplo
de cada uma delas. Defina solvente e soluto.
24. Como se determina a osmolalidade de uma solução? O
que é um miliosmole?
Ácidos e Bases
Muitas moléculas e compostos são classificados como ácidos ou
bases. Para todos os efeitos um ácido define-se como uma subs-
tância dadora de protões. Uma vez que um átomo de hidrogénio
sem o seu electrão é um protão (H+), qualquer substância que
liberte iões hidrogénio é um ácido. Por exemplo, o ácido clorí-
drico (HCl) forma iões hidrogénio (H+) e iões cloro (Cl–) em
solução, sendo por isso considerado um ácido.
HCl n H+ � Cl–
Acidose e Alcalose
A amplitude normal do pH no sangue humano é de 7,35-7,45. Existe
acidose quando o pH do sangue desce abaixo dos 7,35, o que determi-
na uma depressão no sistema nervoso, podendo o indivíduo ficar
desorientado e até comatoso. Existe alcalose quando o pH sobe para
além dos 7,45. Neste caso o sistema nervoso torna-se hiperexcitável e o
indivíduo pode ficar extremamente agitado e apresentar convulsões. A
acidose e a alcalose podem ser fatais.
Capítulo 2 A Base Química da Vida 43
superior à anterior. Uma solução com pH 6 tem uma concentra-
ção de iões hidrogénio 10 vezes superior a uma solução com pH
7 e 100 vezes superior a uma solução com pH 8. Assim, quanto
menor é o valor de pH, maior a quantidade de iões hidrogénio
presente na solução e maior a sua acidez; e, quanto maior é o
valor de pH, menor a quantidade de iões hidrogénio presente na
solução e maior é a sua alcalinidade. O apêndice D aborda este
assunto com maior detalhe.
Sais
Um sal é uma molécula composta por um catião que não o ião
hidrogénio, e um anião que não o ião hidróxido. Os sais for-
mam-se a partir da interacção entre um ácido e uma base nas
quais os iões hidrogénio do ácido são substituídos pelos iões
positivos da base. Por exemplo, quando o ácido clorídrico (HCl)
0 Ácido clorídrico
1 Suco gástrico
2 Sumo de limão
3 Vinagre, coca-cola, cerveja
4 Tomate
5 Café puro
6 Urina
7 Água destilada
8 Água do mar
9 Fermento
10 Great Salt Lake
11 Detergente com amónia
12 Carbonato de sódio
13 Limpa-fornos
(detergente)
14 Hidróxido de sódio
(soda caústica)
100
10–1
10–2
10–3
10–4
10–5
10–6
10–7
10–8
10–9
10–10
10–11
10–12
10–13
10–14
10–14
10–13
10–12
10–11
10–10
10–9
10–8
10–7
10–6
10–5
10–4
10–3
10–2
10–1
100
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
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—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
—
Saliva (6,5)
Neutro
Sangue (7,4)
Concentração em moles/litro
[OH–] [H+] Exemplos de pH
A
ci
d
ez
 c
re
sc
en
te
A
lc
al
in
id
ad
e 
cr
es
ce
nt
e
Figura 2.13 A Escala de pH
Um pH igual a 7 é considerado neutro. Valores inferiores a 7 traduzem
características ácidas (quanto menor o valor, maior a acidez). Valores
superiores a 7 traduzem características alcalinas (quanto maior o valor, maior
a alcalinidade). São apresentados alguns exemplos representativos e os
respectivos valores aproximados de pH.
reage com a base hidróxido de sódio (NaOH) forma-se o sal
cloreto de sódio (NaCl).
HCL � NaOH n NaCl � H
2
O
(Ácido) (Base) (Sal) (Água)
Normalmente, os sais como o cloreto de sódio quando dis-
solvidos na água dissociam-se e dão origem a iões positivos e
negativos (ver figura 2.8).
Tampões
O comportamento químico de muitas moléculas altera-se quan-
do o pH da solução em que se encontram dissolvidas varia. Mui-
tas enzimas, por exemplo, funcionam melhor com pequenas am-
plitudes de pH. A sobrevivência de um organismo depende da
sua capacidade para regular o pH dos líquidos do corpo dentro
uma amplitude estreita. Os desvios aos valores normais de pH
no sangue humano podem implicar risco de vida.
Uma das formas de regular o pH dos líquidos corporais
envolve a acção de tampões, substâncias químicas que compen-
sam as alterações no pH de uma solução quando se lhe adicio-
nam ácidos ou bases. Um tampão é uma solução de um ácido
conjugado com uma base, em que o composto ácido e o com-
posto base estão em concentrações semelhantes. Uma base
conjugada é o que resta de um ácido depois de perder o ião hi-
drogénio (protão). Um ácido conjugado forma-se quando um
ião de hidrogénio é transferido para a base conjugada. Duas subs-
tâncias relacionadas deste modo formam um par ácido-base
conjugado. Por exemplo, o ácido carbónico (H
2
CO3) e o ião bi-
carbonato (HCO
3
-), formados pela dissociação do ácido car-
bónico, são um exemplo de um par ácido-base conjugado.
H
2
CO
3 7 H
+ � HCO
3
–
Na primeira reacção, o ácido carbónico perde um ião de
hidrogénio para produzir ião bicarbonato, que é uma base
conjugada. Na reacção inversa, um ião hidrogénio é transferido
para o ião bicarbonato (base conjugada) para produzir ácido
carbónico, que é um ácido conjugado.
Numa determinada situação, esta reacção reversível tra-
duz-se num equilíbrio no qual a quantidade de ácido carbónico
permanece constante, relativamente às quantidades de ião hidrogé-
nio e de ião bicarbonato. O par ácido-base conjugado pode resistir
a alterações no pH devido a este equilíbrio. Se for adicionado um
ácido a um tampão, os iões hidrogénio deste ácido podem combi-
nar-se com o componente da base do par ácido-base conjugado.
Assim sendo, a concentração de iões hidrogénio não aumenta tan-
to quanto seria de esperar. Se forem adicionados iões de hidrogénio
a uma solução de ácido carbónico, muitos dos iões de hidrogénio
combinam-se com iões bicarbonato para formar o ácido carbónico.
Por outro lado, se for adicionada uma base a uma solução
tamponada, o ácido conjugado pode libertar iões hidrogénio para
neutralizar o efeito da base adicionada. Por exemplo, se se adicio-
narem iões de hidróxido a uma solução de ácido carbónico, os
iões de hidróxido combinam-se com iões hidrogénio para for-
mar a água. À medida que os iões hidrogénio são incorporados
na água, o ácido carbónico dissocia-se para formar iões hidrogé-
nio e iões bicarbonato, mantendo assim a concentração dos iões
hidrogénio (pH) num intervalo normal.
Parte 1 Organização do Corpo Humano44
Quanto maior for a concentração do tampão, mais eficiente
é a sua resistência à mudança de pH, mas nem todas as mudan-
ças de pH de uma solução podem ser evitadas pelos tampões.
Por exemplo, quando um ácido é adicionado a uma solução con-
tendo um tampão o pH diminui, mas não tanto quanto dimi-
nuiria na ausência do tampão. Nos seres vivos encontram-se vários
tampões muito importantes que incluem bicarbonatos, fosfatos,
aminoácidos e proteínas como componentes.
25. Defina ácido e base e descreva a escala de pH. Qual é a
diferença entre um ácido ou base forte e um ácido ou base
fraco?
26. Defina acidose e alcalose e descreva os sintomas de cada
uma destas situações.
27. O que é um sal? O que é um tampão e por que é que os
tampões são importantes para os organismos?
E X E R C Í C I O
O H2PO4
- e o HPO4
2- formam o sistema tampão fosfato.
H2PO4
- 7 H+ � HPO4
2-
Identificar o ácido conjugado e a base conjugada no sistema tampão
fosfato. Explicar como funcionam como um tampão quando se adicio-
nam iões hidrogénio ou iões hidróxido à solução.
Oxigénio
O oxigénio (O
2
) é uma molécula inorgânica constituída por dois
átomos de oxigénio ligados através de uma ligação covalente
dupla. Cerca de 21% do gás presentena atmosfera é constituído
por oxigénio, gás essencial à maior parte dos organismos vivos.
Nos seres humanos, o oxigénio é necessário na fase final de uma
série de reacções nas quais é extraída energia às moléculas que
constituem os alimentos (ver capítulos 3 e 25).
Dióxido de Carbono
O dióxido de carbono é constituído por um átomo de carbono
ligado através de ligações covalentes duplas a dois átomos de oxi-
génio. É produzido quando as moléculas orgânicas, como a
glicose, são metabolizadas dentro das células do corpo (ver capí-
tulos 3 e 25). Muita da energia armazenada nas ligações covalentes
da glicose é transferida para outras moléculas orgânicas quando
as ligações se quebram e o dióxido de carbono é libertado. Assim
que o dióxido de carbono é produzido, é eliminado da célula
como produto metabólico, transferido para os pulmões através
do sangue e expirado durante a respiração. Se o dióxido de car-
bono se acumula no interior das células torna-se tóxico.
28. Quais são as funções do oxigénio e do dióxido de carbono
nos seres vivos?
Química Orgânica
Objectivos
■ Descrever a estrutura química e as funções dos glícidos,
lípidos, proteínas e ácidos nucleicos no organismo.
■ Explicar a função do ATP no organismo.
A capacidade do carbono para formar quatro ligações covalentes
torna possível a formação de uma grande variedade de moléculas
complexas necessárias à vida. As séries de átomos de carbono
ligados por ligações covalentes constituem a “espinha dorsal” de
muitas das grandes moléculas. As variações no tamanho das ca-
deias de carbono e da combinação de átomos ligados à “espinha
dorsal” são responsáveis pela formação de uma grande variedade
de moléculas. Por exemplo, algumas das moléculas proteicas têm
milhares de átomos de carbono, ligados de forma covalente uns
aos outros ou a outros átomos, como o azoto, o enxofre, o hidro-
génio e o oxigénio.
Os quatro grandes grupos de moléculas orgânicas essen-
ciais aos organismos vivos são os glícidos, os lípidos, as proteí-
nas e os ácidos nucleicos. Cada um destes grupos tem caracterís-
ticas estruturais e funcionais específicas.
Glícidos
Os glícidos são, principalmente, compostos por átomos de car-
bono, hidrogénio e oxigénio, e variam de moléculas pequenas a
muito grandes. Na maior parte dos glícidos, para cada átomo de
carbono existem dois átomos de hidrogénio e um de oxigénio. É
de realçar que a proporção entre átomos de hidrogénio e átomos
de oxigénio é de dois para um, como na molécula da água. Estas
moléculas são também denominadas hidratos de carbono, uma
vez que cada átomo de carbono se liga aos mesmos átomos que
formam a molécula da água (é hidratado). O elevado número de
átomos de oxigénio presente nestas moléculas torna-as relativa-
mente polares. Consequentemente, estas são solúveis em solutos
polares como a água.
Os glícidos são parte importante de outras moléculas orgâni-
cas e podem ser desdobrados para fornecer a energia necessária à
vida. Os glícidos não digeridos têm um contributo importante no
volume das fezes, o que contribui para o funcionamento normal
do aparelho digestivo. No quadro 2.5 estão resumidas as funções
dos glícidos no corpo.
Monossacáridos
As grandes moléculas de glícidos são compostas por numerosas
estruturas relativamente simples denominadas monossacáridos
ou açúcares simples. Habitualmente, os monossacáridos contêm
três carbonos (trioses), quatro carbonos (tetroses), cinco carbo-
nos (pentoses) ou seis carbonos (hexoses).
Os monossacáridos mais importantes para o ser huma-
no incluem açúcares de cinco e de seis carbonos. Os açúcares
Quadro 2.5 Papel dos Glícidos no Organismo
Papel Exemplo
Estrutura A ribose faz parte das moléculas de ARN e ATP, e
a desoxirribose faz parte do ADN.
Energia Os monossacáridos (glicose, frutose, galactose)
podem ser usados como fontes de energia. Os
dissacáridos (sacarose, lactose e maltose) e
os polissacáridos (amido, glicogénio) têm que
ser degradados em monossacáridos antes de
poderem ser utilizados como fonte de
energia. O glicogénio é uma importante
molécula de reserva energética nos músculos
e no fígado.
Volume A celulose fornece volume às fezes.
Capítulo 2 A Base Química da Vida 45
comuns de seis carbonos como a glicose, a frutose e a galactose
são isómeros, moléculas que têm o mesmo tipo e número de
átomos mas diferem no seu arranjo tridimensional (figura 2.14).
A glicose, ou açúcar do sangue, o glícido mais abundante no san-
gue é um nutriente importante para a maior parte das células do
corpo humano. A frutose e a galactose também são nutrientes
importantes. Os açúcares de cinco carbonos, mais importantes,
são a ribose e a desoxirribose (ver figura 2.24) que são compo-
nentes dos ácidos ribonucleico (ARN) e desoxirribonucleico
(ADN), respectivamente.
Dissacáridos
Os dissacáridos são compostos por dois açúcares simples liga-
dos através de uma reacção de desidratação. A glicose e a frutose,
por exemplo, combinam-se para formar um dissacárido deno-
minado sacarose (açúcar de mesa) e uma molécula de água (fi-
gura 2.15a). Existem vários dissacáridos importantes para o ser
humano, como a sacarose, a lactose e a maltose. A lactose ou
açúcar do leite resulta da combinação da glicose com a galactose;
a maltose ou açúcar de malte resulta da ligação de duas molécu-
las de glicose.
Polissacáridos
Os polissacáridos são constituídos por muitos monossacáridos
ligados entre si para formar longas cadeias, lineares ou ra-
mificadas. O glicogénio, açúcar animal, é um polissacárido com-
posto por muitas moléculas de glicose (figura 2.15b). Uma vez
que a glicose pode ser metabolizada rapidamente e a energia re-
sultante pode ser usada pelas células, o glicogénio é uma im-
portante molécula de reserva. Uma quantidade substancial da
H
H
C O
Glicose
OHC
H OHC
H
H
OHC
H
OHC
HO HC
H
C O
Frutose
H OHC
H OHC
H
H
OHC
H
OHC
HO HC
OH
HO
OH
OH
CH2OH
O
H
H
C O
Galactose
OHC
C
H
H
OHC
H
OHC
HO H
HO H
C
OH
HO
OH
OH
CH2OH
O
CH2OH
CH2OH
OH
HO
HO
O
Isómero estrutural Estereoisómero
Figura 2.14 Monossacáridos
Estes monossacáridos têm quase sempre uma estrutura molecular em anel. São representados sob a forma de modelos lineares para melhor ilustrar as relações
entre os átomos das moléculas. A frutose é um isómero estrutural da glicose uma vez que possui grupos químicos idênticos arranjados molecularmente de uma
forma diferente (indicado pelo sombreado vermelho). A galactose é um estereoisómero da glicose uma vez que tem exactamente os mesmos grupos ligados a cada
átomo de carbono, mas posicionados segundo uma orientação tridimensional diferente (indicado pelo sombreado amarelo).
glicose que é metabolizada para produzir energia para a con-
tracção muscular durante o exercício físico é armazenada, sob a
forma de glicogénio, nas células do fígado e dos músculos
esqueléticos.
O amido e a celulose são dois polissacáridos importantes
que se encontram nas plantas, e ambos são compostos por lon-
gas cadeias de moléculas de glicose. As plantas usam o amido
como molécula de reserva da mesma forma que os animais usam
o glicogénio, sendo também um importante componente estru-
tural das suas paredes celulares. Quando os seres humanos inge-
rem plantas o amido pode ser decomposto e usado como fonte
de energia. Contudo, os seres humanos não possuem as enzimas
necessárias para decompor a celulose. A celulose é eliminada nas
fezes onde aumenta o volume do fecal.
Lípidos
Os lípidos são o segundo maior grupo de moléculas orgânicas
comuns aos organismos vivos. Tal como os glícidos, são com-
postos principalmente por carbono, hidrogénio e oxigénio; mas
alguns lípidos têm também pequenas quantidades de outros ele-
mentos como sejam o fósforo e o azoto. Nos lípidos a proporção
oxigénio-carbono