Aula 1 Água pH tampão e biomol

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Água
Biomoléculas
pH
tampão
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Biomoléculas
	Aminoácidos/Proteínas
	  Lipídios
	  Carboidratos
	  Ácidos nucléicos
Formação básica: carbono (C), hidrogênio (H), oxigênio (O), enxofre (S), nitrogênio (N) e fósforo (P)
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Biomoléculas
	A maioria das moléculas orgânicas possui oxigênio e nitrogênio – ELETRONEGATIVOS: polaridade à moléculas.
	 MOLÉCULAS POLARES E APOLARES
POLARES: Os elétrons não são compartilhados da mesma forma
	ELETRONEGATIVIDADE
	Capacidade do átomo de atrair elétrons para si!
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Water and molecular interactions
Getting your feet wet but not drowning in detail
Water controls 
everything
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Molécula de água:
	Forças atrativas entre as moléculas
	  Leve tendência à ionização	
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O oxigênio é muito mais eletronegativo que o hidrogênio. Os elétrons não são compartilhados da mesma forma. FORMAÇÃO DE POLOS!
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Temperatura de congelamento, de ebulição e calor de vaporização de alguns solventes
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Capacidade de interagir com as moléculas de água;
Moléculas que se dissociam: cátions e ânions – eletrólitos – condutância;
Açúcares e álcool – não eletrólitos – se dissolvem facilmente mas não tem carga;
Sais de metais alcalinos e ácidos como HCl e H2SO4 – totalmente dissociados nos sistemas biológicos;
 
Dissociação de moléculas na água
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Muitos ácidos não se dissolvem facilmente – equilíbrio entre dissociado e associado;
↑ Grau de dissociação – forças fracas entre o dipolo da água e o ânion/cátion devem ser maiores que as forças eletrostáticas originais.
 
Dissociação de moléculas na água
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	H
H
	O-		
			H
	 K+	O - 					H
H	O - 	
	
	H
KCl em solução aquosa
 O
 H+ H+ 					H+ 
	Cl- 		O
H+ 		 H+ 			 H+ 			
O		
	
	
Interações eletrostáticas 
Interações íon-dipolo ou dipolo-dipolo
 Energia do sistema
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 H H
 O-	
 R R
 C
	O - 	H+ 
	 		O
H+ 		 H+ 			 H+ 			
O		
	
	
 	O
 H+ H+ 
	H
	C
H		H	
	H				
Termodinamicamente é MENOS FAVORÁVEL a 
interação entre uma molécula da água e moléculas 
apolares que entre as moléculas de água
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Ligações não covalentes e Ligações covalentes
Energia de ligação
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Biomoléculas
	Aminoácidos/Proteínas
	  Lipídios
	  Carboidratos
	  Ácidos nucléicos
Formação básica: carbono (C), hidrogênio (H), oxigênio (O), enxofre (S), nitrogênio (N) e fósforo (P)
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Molécula de água:
	Forças atrativas entre as moléculas
	  Leve tendência à ionização	
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	H20		H+ + -OH
	H – O 	 H – O 		H – O+ – H + -OH
	 H	 H		 H	
		Keq =	[H+] [-OH]
			 [H20]
Keq x [H20] = [H+] [-OH] 1 x 10-14 = [H+] [-OH]
 55,5M
Água – eletrólito fraco
Keq = 1,8 x 10-16
Moléculas que se dissociam: cátions e ânions – eletrólitos – condutância;
HCl e H2SO4 – totalmente dissociados nos sistemas biológicos;
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pH=3 → [H+] = ?
pH = - log [H+]
- log [H+] = 3
log [H+] = -3
[H+] = 10-3
 [H+] = 0,001
pH=6 → [H+] = ? pH = - log [H+] - log [H+] = 6 log [H+] = -6 [H+] = 10-6 [H+] = 0,000001 
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pH=? → [H+] = 10-4
pH = - log [H+]
pH = - log 10-4 
 pH = - (-4) log 10 
pH = 4 x 1
pH = 4
pH=? → [H+] = 10-8 pH = - log [H+] pH = - log 10-8 pH = - (-8) log 10 pH = 8 x 1 pH = 8 
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1 pH 14
pH   [H+]   Acidez
 pH   [H+]   Acidez
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Equilíbrio entre dissociado e associado Ácidos fracos.
	 
 HA		H+ + A- base conjugada 
Muitos ácidos orgânicos de importância biológica são ácidos fracos.
Ânions produzidos por ácidos fortes não são base porque não se associam novamente com prótons em solução (HCl).
 
Ácidos fracos
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Ácidos fracos:
	HA		H+ + A- 
Ácido fraco 			base conjugada
	Keq ou Ka 	[H+] [A-]
			 [HA]
Keq – constante física.
Keq – pequeno se o grau de dissociação for pequeno (denominador grande)
	grande se a dissociação também o for (numerador grande). 
Keq não é determinado para eletrólitos fortes porque no equilíbrio não há soluto não dissociado.
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Acids and Bases
Equilibrium constant
Bronsted-Lowry:
 	ácido: doador de prótons (íons H+); base: aceptor de prótons
	Reação ácido-básica: reação de transferência de prótons
Ácidos fortes: ionizam completamente em água
Ácidos fracos: ionizam em alguma extensão 
Constante de equilíbrio:
Àcidos e bases
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Definition of pKa
Para um ácido fraco, a constante de equilíbrio para a transferência de prótons na água,
dada por
é chamada de constante de ionização do ácido
 pKa é o logaritmo negativo de Ka
 pH é o logaritmo negativo de
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Base conjugada
Ácido fraco
Ligação entre o valor da constante de dissociação do ácido fraco (Ka) e o pH da solução:
**Outra definição de pKa
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Todos os dias formamos vários ácidos: voláteis e não voláteis. 
Como o pH do sangue se mantém constante?
Como excretamos esses ácidos?
?
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Equilíbrio Ácido-Básico:
É FUNDAMENTAL manter constante a formação e a excreção de íons.
 
 Existem vários eventos corpóreos que só ocorrem no pH neutro (7,3 a 7,4). Por exemplo: secreção de enzimas, síntese protéica, secreção hormonal, etc
Soluções-tampão
Tampão é a solução que praticamente não sofre variação de pH, quando adicionamos uma pequena quantidade de ácido ou base, mesmo que sejam fortes.
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Ácidos e bases
Tampões: são soluções que RESISTEM A variações bruscas de pH.
	Podem ser constituídos de ácidos fracos e sua base 	conjugada
Ácidos fracos:
	HA		H+ + A- 
Ácido fraco 			base conjugada
	Keq ou Ka 	[H+] [A-]
			 [HA]
	pH = -log [H+]
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Soluções-tampão
São soluções que RESISTEM A variações bruscas de pH.
 Podem ser constituídas de ácidos fracos e sua base conjugada.
HA		H+ + A- 
Quando metade do ácido fraco está dissociado: [H+] = [HA], o pH da solução é igual ao pKa. O TAMPONAMENTO É MÁXIMO neste ponto  pKa = pH da solução!
Existe um intervalo de duas unidades de pH, variando a partir do pKa, onde o tampão funciona bem!
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Região de tamponamento
CH3COOH H+ + CH3COO-
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Tamponamento
A melhor faixa de tamponamento de um par conjugado é em pH próximo ao pK do ácido fraco;
A capacidade de tamponamento também depende da concentração – quanto maior a concentração da base conjugada maior a quantidade de H+ adicionado pode ser neutralizado;
pH plasma: 7,4
HPO4-2 / H2PO4- pK = 6,7
HCO3- / CO2 pK = 6,1 – concentração 20x maior que o par fosfato
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Tampões orgânicos: 
 
 
Tampões celulares e sanguíneos: fosfato, bicarbonato
 Tampão de Proteína (Aminoácidos)
 Tampão Hemoglobina
 Tampão Respiratório
CO2 + H2O  H2CO3  H+ + HCO3- 
	 acidose metabólica ( H+) – efeito:  a respiração 
		alcalose metabólica (H+) – efeito:  a respiração
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REFERÊNCIAS
Leninger, Albert L. Princípios de Bioquímica. São Paulo:  Sarvier, 1986.
Campbell, M.K. Bioquímica. 3a. ed. Porto Alegre: Artes Médicas, 2000.
Marzzoco A & Torres B.B. Bioquímica básica. 2a ed. Rio de Janeiro: Editora Guanabara, 1999.
Berg JM, Tymoczko JL, Stryer L. Bioquímica. 5a ed. Rio de janeiro: Editora Guanaba Koogan, 2004.
Bioquímica Médica básica de Marks...
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