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É a química da vida! Biologia Química É a ciência que faz a conexão entre a biologia e a química A vida, no seu nível mais básico é, essencialmente, um fenômeno bioquímico A influência da bioquímica sobre a biologia de um modo geral, incluindo as ciências médicas, foi e continua enorme porque ela representa um campo unificador Química Biológica Química Fisiológica Biologia Molecular b) A informação hereditária é codificada quimicamente de modo idêntico em todos os organismos vivos a) As reações bioquímicas, chamadas vias metabólicas são praticamente as mesmas em todos os organismos vivos A bioquímica, naturalmente, lida com as molé- culas encontradas nos organismos, chamadas de BIOMOLÉCULAS; são elas, basicamente: a) Aminoácidos que formam polímeros chama- dos peptídeos e PROTEÍNAS b) Carboidratos que formam polímeros chama- dos POLISSACARÍDEOS ou carboidratos complexos c) Gorduras (LIPÍDEOS), que podem formar estruturas supra-moleculares d) Bases nitrogenadas que formam a base de polímeros chamados ÁCIDOS NUCLÉICOS e) Muitos outros compostos orgânicos, e.g., ácidos carboxílicos f) Compostos inorgânicos como CO2, NH3, O2, e sobretudo ÁGUA, além de íons como Fe2+, Ca2+, Mg2+, Na+, K+, Cl-, etc. Um bom bioquímico tem que ter bons conhecimentos de biologia celular, química orgânica, química inorgânica, físico-química e matemática Isto fica claro quando se percorre a lista das principais questões abordadas pela bioquí- mica: 1) Quais são as estruturas químicas e tridimensionais das biomoléculas e seus agregados, como se formam estas estrutu- ras e como as propriedades das moléculas se modificam quando da formação destas estruturas supramoleculares? Exemplo de organização hierárquica das estruturas biológicas 2) Como as proteínas funcionam; quer dizer, quais são os mecanismos moleculares da catálise, como enzimas e receptores reconhecem moléculas específicas e como receptores transmitem informação? 3) Como a informação genética se expres- sa (qual é a linguagem que ela usa) e como é transmitida de célula para célula? 4) Como as moléculas biológicas e as estru- turas supramoleculares são sintetizadas? 6) Como as células e organismos crescem, se diferenciam e se reproduzem? 5) Quais são os mecanismos de controle que coordenam o grande número de rea- ções que ocorrem nas células? Qual foi a origem da vida? Que tal mais isto? É extremamente vasta! Aumenta cada mês em milhares de páginas! Simplificadamente podemos dividí-la em livros-texto, artigos de revisão e artigos de pesquisa 1) A. L. Lehninger, D. L. Nelson, M. M. Cox, Principles of Biochemistry 2) D. Voet, J. G. Voet, Biochemistry 3) T. M. Devlin, Textbook of Biochemistry 4) R. H. Garrett, C. M. Grisham, Biochemistry 5) R. Montgomery, T. W. Conway, A. A. Spector, Biochemistry, A Case Oriented Approach 6) A. Bracht, E. L. Ishii-Iwamoto, Métodos de Laboratório em Bioquímica São em geral publicados em revistas científicas; há revistas que só publicam revisões: Annual Review of Biochemistry Methods in Enzymology Trends in Biochemical Sciences É a maneira como os resultados originais da pesquisa científica são divulgados. Há muitas revistas: Hoppe-Seyler's Biological Chemistry (1851) Journal of Biological Chemistry Biochemical Journal Biochemistry European Journal of Biochemistry Molecular and Cellular Biochemistry Biochimica et Biophysica Acta Biochemical Pharmacology Cell Biochemistry and Function A vida, tal como a conhecemos ocorre em solução aquosa! Por isto, as propriedades da água têm grande significado biológico: (a) As estruturas das moléculas nas quais a vida se baseia, PROTEÍNAS, ÁCIDOS NUCLÉICOS, MEMBRANAS LIPÍDICAS e CARBOIDRATOS COMPLEXOS, resultam diretamente de suas interações com o ambiente aquoso (b) A combinação de propriedades de solvente responsáveis pelas associações intra- e intermoleculares destas substâncias é peculiar à água; nenhum solvente assemelha-se à água neste particular Estruturas e processos biológicos somente podem ser entendidos em termos das propriedades físicas e químicas da água Raio de van der Waals do O = 1.4 Å Envoltório de van der Waals O—H covalente; distância de ligação = 0.958 Å Raio de van der Waals do H = 1.2 Å Estrutura Abaixo está representado o envoltório de van der Waals (onde os componentes de atração das forças de van der Waals contrabalançam os componentes de repulsão) As forças de van der Waals resultam da interação entre dipolos momentâneos (frações de micro-segundos) Há uma distância ótima entre dois átomos, que é o ponto a partir do qual as forças de atração e repulsão se contrabalançam exatamente As moléculas da água podem associar-se através de pontes de hidrogênio Distância ótima E n e r g i a As propriedades físicas da água são resultantes das pontes de hidrogênio intermoleculares Na água líquida a molécula de H2O reorienta-se uma vez a cada 10-12 segundo A água líquida consiste numa rede rapidamente flutuante de moléculas de H2O unidas por pontes de hidrogênio, aqual, em distâncias curtas, assemelha-se ao gelo G e o m e tr ia a n g u la r G e o m e tr ia t e tr a é d ri c a V m d A água é muitas vezes chamado de solvente universal Poucos solventes dissolvem tantas substâncias, o que não significa que a água seja capaz de dissolver toda e qualquer substância A água dissolve melhor SUBSTÂNCIAS POLARES, também chamadas hidrofílicas Substâncias apolares, não solúveis em água, são chamadas de hidrofóbicas Há substâncias com parte apolar e outra polar: são chamadas de anfipáticas: sua solubilidade em água depende de vários fatores Por quê a água dissolve sais? A estrutura cristalina dos sais é mantida por forças iônicas; os íons de um sal interagem de acordo com a lei de Coulomb: 2 21 Dr qkq F F força entre duas cargas elétricas q1 e q2 r distância entre as cargas k constante de proporcionalidade = 8,99 109 J m C-2 D constante dielétrica Quanto maior a constante dielétrica, menor será a força de atração entre dois íons Constantes dielétricas de alguns solventes Solventes com altas constantes dielétricas podem solvatar (“envolver”; no caso da água “hidratar”) as moléculas do soluto, conforme ilustrado pelo esquema abaixo: Formamida 110 Água 78,5 Dimetilsulfóxido 48,9 Metanol 32,6 Etanol 24,3 Amônia 16,9 Acetona 20,7 Clorofórmio 4,8Éter dietílico 4,3 Benzeno 2,3 Tetracloreto de carbono 2,2 Hexano 1,9 A constante dielétrica é uma propriedade física que reflete o número de dipolos em um solvente. Portanto, as interações iônicas entre os íons dissolvidos são muito mais fortes em ambiente menos polar. O cristal de NaCl desfaz-se à medida que as moléculas de água se amontoam ao redor dos íons cloreto e sódio As cargas iônicas são parcialmente neutralizadas e as atrações eletrostáticas entre os íons de cargas opostas são enfraquecidas A dissolução de substâncias polares sem carga elétrica segue um esquema semelhante; neste caso a águaenfraquece as interações não-iônicas entre as moléculas do soluto (pontes de hidrogênio, por exemplo) GÁS ESTRUTURA POLARIDADE SOLUBILIDADE EM ÁGUA (G/L) TEMPERA- TURA (OC) Nitrogênio N N Não-polar 0,018 40 Oxigênio O O Não-polar 0,035 50 Dióxido de Carbono O OC - - Não-polar 0,97 45 Amônia N H HH - Polar 900 10 Sulfeto de Hidrogênio H S H - Polar 1.860 40 A solubilidade dos gases em água é um bom exemplo do papel da polaridade A água tende a hidratar a porção polar; ao mesmo tempo tende a excluir a porção apolar (hidrofóbica) A porção apolar força as moléculas de água circundantes a assumir um estado altamente ordenado De um modo geral, no entanto, as estruturas lipídicas tendem a agrupar-se, reduzindo a superfície em contato com a água As porções apolares são estabilizadas por interações hidrofóbicas que resultam da tendência de excluir a água As micelas são um bom exemplo de estruturas que expõem à água apenas os grupos hidrofílicos (polares) e escondem completamente os grupos apolares As micelas não são as associações de moléculas anfipáticas mais importantes na célula viva Mais importantes são os agregados planares em bicamada molecular, os quais constituem a base da estrutura das membranas biológicas A REPULSÃO DA ÁGUA POR PARTE DAS ESTRUTURAS APOLARES É UM FATOR INDISPENSÁVEL PARA A ESTRUTURA DAS MEMBRANAS TAL COMO ELAS SE APRESENTAM NA CÉLULA VIVA Micela Bicamada lipídica Uma característica importante da água é que as suas moléculas estão constantemente reagindo entre si da seguinte maneira: H2O + H2O H3O+ + HO- Isto significa que em qualquer solução aquosa sempre haverá uma certa quantidade do íon hidrônio (H3O +) e do íon hidroxila (HO) Estes íons tem grande mobilidade, maior que a dos outros íons, pois os prótons saltam de uma molécula para outra. Salto protônico Pequenos “saltos” de prótons entre uma série de moléculas de água ligadas por hidrogênio resultam em um movimento líquido extremamente rápido de um próton em uma longa distância. A ÁGUA PODE ACEITAR PRÓTONS TAMBÉM DE OUTRAS SUBSTÂNCIAS, UM FENÔMENO EXTREMAMENTE IMPORTANTE NÃO APENAS EM TERMOS BIOLÓGICOS Considera-se um ÁCIDO a substância que pode doar prótons Considera-se uma BASE a substância que pode aceitar prótons HA ácido H2O base A base conjugada do ácido HA H3O + ácido conjugado da base H2O Uma forma abreviada da reação acima seria: A FORÇA DE UM ÁCIDO É ESPECIFICADA PELA SUA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO: ]OH][HA[ ]A][OH[ K 2 3 HA + H2O H3O+ + A - HA H + A+ - Em soluções aquosas diluídas o valor de [H2O] é essencialmente constante e igual a 1000 g litro-1 ou seja 1000 g litro-1/18,015 g mol–1 = 55,5 M; por isto, pode-se incluir [H2O] na constante K, definindo uma nova constante Ka ]HA[ ]A][OH[ ]OH[KK 3 2a Na forma abreviada ]HA[ ]A][H[ Ka Costuma-se dizer que Ácidos fortes Ka > 1 Ácidos fracos Ka < 1 Pode-se analisar a dissociação da água da mesma maneira: H2O + H2O H3O+ + HO- Ou, na forma abreviada H2O H + HO+ - A expressão de equilíbrio: ]OH[ ]OH][H[ K 2 Como [H2O] é constante e igual a 55,5 M, pode-se definir uma nova constante Kw (constante de ionização da água): ]OH][H[]OH[KK 2w A 25oC Kw é igual a 10 14 M2 Na água pura M10K]HO[]H[ 7w [H+] > 107 M solução ácida (neste caso HO < 107 M) [H+] < 107 M solução básica ou alcalina (neste caso HO > 107 M) Nos líquidos biológicos o valor de [H+] costuma estar próximo de 107 M; no sangue, por exemplo [H+] = 4,0 108 M Há exceções, no entanto, como o suco gástrico, por exemplo. Tomando logaritmos negativos da expressão do produto iônico da água (Kw = [H+][HO–]), teremos ])OH][Hlog([)10log(Klog 14w Se chamarmos –log[H+] = pH e –log[HO–] = pOH, podemos escrever: pOHpH14 A escala de pH é prática e costuma ser usada entre 0 e 14 Na água pura pH = log[H+] = log(107)= 7 Também na água pura: pOH = 14 – pH = 14 – 7 = 7 ]OHlog[]Hlog[ Numa solução 1 M de HCl, um ácido forte que dissocia quase 100% HCl H+ + Cl pH = –log[H+] = – log(1) = 0 Numa solução 1 M de NaOH, que também dissocia 100% NaOH HO + Na+ pOH = –log[HO] = –log(1) = 0 pH = 14 – pOH = 14 – 0 = 14 Progressi- vamente mais básico Progressi- vamente mais ácido Neutro 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 NaOH 1 M HCl 1 M Suco de tomate Alvejante doméstico Detergente amoniacal Suspensão de fermento químico Clara de ovos Sangue humano Lágrimas Leite, saliva Café preto Cerveja Vinho tinto Refrigerante vinagre Suco de limão Suco gástrico O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. A leitura do medidor de pH é feita em função da leitura dos milivolts gerados pelo eletrodo quando submerso na água. Assim, esses milivolts são convertidos para uma escala de pH. A calibração é indispensável por causa do número de variáveis e da instabilidade do eletrodo. Bureta Barra magnética Eletrodo combinado Na célula predominam ácidos e bases fracos A relação entre o pH e o grau de dissociação de um ácido ou base fraco pode ser melhor analisada em termos da equação de Henderson-Hasselbalch Consideremos novamente a equação simplificada da dissociação de um ácido fraco em solução aquosa HA H + A+ - A expressão de equilíbrio: ]HA[ ]A][H[ Ka ]A[ ]HA[ K]H[ a Tomando logaritmos negativos ]A[ ]HA[ logKlog]Hlog[ a Como –log[H+] = pH, se definirmos –log Ka = pKa podemos escrever ]HA[ ]A[ logpKpH a ou, rearranjando Em termos gerais: desde que a razão ]prótons de doador[ ]prótons de aceptor[ seja conhecida, pode-se calcular o pH de qualquer solução O valor de pKa é uma medida da força de um ácido QUANTO MENOR O VALOR pKa, MAIS FORTE É O ÁCIDO Costuma-se usar o valor de pKa também para medir a força de bases fracas; para tanto utiliza-se o pKa do ácido conjugado Por exemplo, se dissolvermos amônia em água ela irá se comportar como base: NH3 + H2O NH4 + HO- + A expressão de equilíbrio será: ]NH[ ]HO][NH[ ]OH[KK 3 4 2b Em solução aquosa, no entanto, [HO] = Kw/[H +]; substituindo este valor de [HO]: ]H][NH[ K]NH[ K 3 w4 b a 4 3 b w K ]NH[ ]H][NH[ K K Portanto, Ka = Kw/Kb, ou Kw = KaKb Tomando logaritmos negativos desta última igualdade: baw KlogKlogKlog ba 14 pKpK)10log( 14pKpK ba Há uma relação inversa, portanto, entre Ka e Kb e a soma pKa + pKb sempre deve dar 14 Portanto, vale a regra QUANDO MAIOR O pKa DE SEU ÁCIDO CONJUGADO, MAIS FORTE É A BASE E TAMBÉM, QUANDO MENOR O pKb, MAIS FORTE É A BASE ou, rearranjando ou ou ainda Uma análise da equação de Henderson-Hasselbalch, pH = pKa + log([A –]/[AH]), revela que quando [aceptor de prótons] = [doador de prótons] pH = pKa Em pH’s abaixo do pKa, portanto [doador de prótons] > [aceptor de protons] Em pH’s acima do pKa, no entanto, [aceptor de protons] > [doador de prótons] A tabela abaixo a apresenta alguns ácidosfracos com os seus respectivos pKa’s a 25oC Ácido Ka (M) pKa HCOOH (ácido fórmico) 1,78 104 3,75 CH3COOH (ácido acético) 1,74 10 5 4,76 CH3CH2COOH (ácido propiônico) 1,35 10 5 4,87 CH3CH(OH)COOH (ácido lático) 1,38 10 4 3,86 H3PO4 (ácido fosfórico) 7,25 10 3 2,14 H2PO4 (dihidrogênio fosfato) 1,38 107 6,86 HPO4 2 (monohidrogênio fosfato) 3,98 1013 12,4 H2CO3 (ácido carbônico) 1,70 10 4 3,77 HCO3 (bicarbonato) 6,31 1011 10,2 NH4 + (amônio) 5,62 1010 9,25 Se adicionarmos uma gota de 10 l de HCl 1 M a um litro de água pura, o pH desce de 7 para 5 Se fizermos a mesma coisa com um litro de sangue, no entanto, a variação será mínima Isto ocorre porque o sangue, assim como o interior das células, está TAMPONADO, isto é, possui um sistema de ácidos e bases fracas que tende a absorver excessos de prótons ou íons hidroxila CCUURRVVAASS DDEE TTIITTUULLAAÇÇÃÃOO DDEE ÁÁCCIIDDOOSS//BBAASSEESS FFRRAACCOOSS Para entender o fenômeno de tamponamento convém analisar as curvas de titulação de ácidos/bases fracos Soluções de ácidos fracos podem ser tituladas com uma base forte como a HO, por exemplo xc x logpKpH o a onde x são os equivalentes de HO adicionados e co os equivalentes de HA inicialmente presentes Nas extremidades das curvas o pH varia MUITO com POUCOS equivalentes de HO adicionados Na faixa média, com pH’s próximos aos dos pKa’s, no entanto, o pH varia POUCO com MUITOS equivalentes de HO adicionados A faixa que resiste a variações de pH é chamada de faixa tamponante; ela situa-se mais ou menos, entre pKa 1 e pKa + 1 No ponto inicial existe apenas HA; à medida que HO é adicionado forma-se A No ponto médio pH = pKa e [HA] = [A] No ponto final existe apenas A Durante a maior parte da curva, exceto nas extremidades, vale a equação HNHNH 34 HHPOPOH 2442 HCOOCHCOOHCH 33 O controle do pH no interior das células depende de um grande número de ácidos e bases conjugadas, tanto orgânicos como inorgânicos Entre eles estão incluídos também proteínas, que possuem grande número de grupos dissociáveisO sangue é tamponado, basicamente, pelo sistema H2PO4 /HPO4 , pelos grupos dissociáveis da hemoglobina e outras proteínas, sobretudo, pelo sistema CO2/HCO3 O sistema CO2/HCO3 é bastante complexo: CO2(d) + H2O K ' H2CO3 Ka H + HCO3+ - É preciso considerar os dois equilibrios acima: ]OH][CO[ ]COH[ 'K 2)d(2 32 ]COH[ ]H][HCO[ K 32 3 a Resolvendo a segunda equação para [H2CO3], substituindo na primeira e rearranjando: K ]CO[ ]HCO][H[ ]OH[K'K )d(2 3 2a O que também pode ser reescrito como: ]CO[ ]HCO[ logpKpH )d(2 3 O valor do produto K’Ka[H2O] é igual a 7,95 10 7 e portanto pK = 6,1 Este valor não está muito próximo ao pH do sangue (7,4), mas ocorre que a capacidade de tamponamento do sistema depende muito de CO2(d), que por sua vez, está em equilíbrio com o gás carbônico gasoso, isto é, CO2(g): 2CO )d(2 eq p ]CO[ K O SISTEMA FUNCIONA CONFORME ESQUEMATIZADO: Um aumento na concentração de H+ no sangue tira o sistema do equilíbrio e estimula as reações indicadas pelas setas amarelas, isto é, há no final um aumento na pressão parcial do CO2 nos pulmões, que deve ser eliminado; animais com acidose em geral apresentam hiperventilação (respiração acelerada) A introdução de HO também tira o sistema do equilíbrio pois estas reagem com os H+ para formar água havendo, portanto, uma diminuição na concentração dos H+ Este fenômeno, por sua vez, estimula as reações indicadas pelas setas vermelhas, o que implica numa absorção de CO2 dos pulmões (o que gera hipoventilação) Fase aquosa (sangue) Fase gasosa (pulmões e ar) CO2(g) CO2(d) H2CO3 H+ + HCO3 - H2O H2O Esta reação ocorre sem catálise, mas na corrente sanguínea é apressada pela enzima anidrase carbônica SUBSTÂNCIAS E SISTEMAS POLIPRÓTICOS Substâncias polipróticas são aquelas que tem vários grupos dissociáveis Entre elas estão o ácido fosfórico, os aminoácidos e as proteínas As curvas de titulação de substâncias polipróticas são complexas, com várias fases, como por exemplo,o ácido fosfórico, cuja titulação completa exige a adição de 3 quantidades equivalentes de HO A titulação de proteínas, que podem ter vários grupos ionizáveis com pKa’s muito próximos, costuma produzir curvas sem fases bem definidas, conforme mostra o exemplo da titulação da -lactoglobulina abaixo Neste caso, apenas constantes de dissociação compostas podem ser determinadas
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