VIDA - Cap 02-a[1]

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CAPíTULO A Química da Vida
Onde existe água, pode existir vida
Em julho de 2005, a nave espacial Cassini, lançada
oito anos atrás pela NA8A, voou 168 quilômetros
acima do pólo sul de Enceladus, uma das luas de
8aturno. Ao se aproximar desse pequeno e frígido
corpo, os instrumentos da Cassini registraram infor-
mações sobre os compostos químicos na atmosfera,
enquanto sua câmera obtinha fotografias. Retornando
à Terra, os cientistas tiveram uma grande surpresa ao
observar esses dados. As fotografias demonstravam
uma imensa nuvem de vapor de água, partículas de
gelo e água líquida que jorrava da lua como os gêi-
seres do Parque Yellowstone. Uma vez que a tempe-
ratura em Enceladus é de cerca de -200°C, a água
da superfície congelaria e se tornaria sólida; assim
a fonte da pluma deve ser um reservatório de água
líquida abaixo da superfície, provavelmente aquecido
pelo magma.
Enquanto isso, um pouco mais próximo de casa,
dois veículos robóticos procuravam água em Marte.
Um deles aterrissou no que as fotografias indicavam
ser o grande leito de um lago seco. Com as instruções
de cientistas na Terra, o veículo desenterrou e analisou
amostras de solo marciano, encontrando um mineral
chamado hematite, freqüentemente considerado um
sinal químico da presença de água. Além disso, havia
resíduo de sal, sugerindo que a água tinha evaporado.
Essas descobertas dos geólogos despertaram o in-
teresse dos biólogos, porque onde existe água, pode
existir vida.
Colocando de outra forma, há uma boa razão para
acreditar que a vida, como a conhecemos, não possa
existir sem água. Os animais e as plantas não pode-
riam sobreviver nas massas terrestres da Terra, até
que as adaptações evoluíssem, permitindo-lhes reter
a água que compõe cerca de 70% dos seus corpos.
Os organismos aquáticos não necessitam de meca-
nismos de retenção de água, o que levou os biólogos
a concluir que a vida se originou em ambiente aquoso.
O local não precisava ser os lagos, rios e oceanos
com os quais estamos familiarizados. Foram encontra-
dos organismos vivos em fontes quentes a tempera-
turas acima de ponto de ebulição usual da água, em
um lago abaixo do gelo Antártico, na água capturada a
3 km abaixo da superfície terrestre, na água retirada a
5 km abaixo da superfície do mar, nas águas extrema-
mente ácidas e salinas ou mesmo na água que resfria
o interior dos reatores nucleares.
A atenção dos biólogos está focalizada não-
somente na presença da água, mas naquilo que está
dissolvido na água. Uma importante descoberta da
biologia é que os organismos vivos são compostos
dos mesmos elementos químicos que compõem a
vasta porção de matéria não-viva do uni-
verso. Essa visão mecanística - de que a
vida é quimicamente baseada e obedece
às leis universais da química e da física - é
relativamente nova na história. Até o século
XIX, uma "força vital" (do latim vitalis, "de
vida"), distinta das forças mecanísticas
Gêiseres em uma lua congelada Ima-
gens a partir da nave espacial Cassini, me-
lhoradas com coloração gerada em com-
putador, demonstram grandes nuvens de
água e vapor de água sendo espargidas
a partir da superfície polar no sul da lua de
Saturno, Enceladus. Os cientistas acreditam
que esses jatos sejam de gêiseres que emer-
gem de reservatórios de água líquida, aque-
cida por atividade vulcânica, que podem estar
logo abaixo da superfície congelada dessa lua.
Procurando água O veículorobótico Opportunity,de-
monstrado aqui em uma maquete da NA8A, foienviado a
Martepara procurar evidências de água. Os instrumentos
do veículoencontraram resíduos de sal e outras evidên-
cias de água evaporada nas rochas e areia de uma região
que parece ter sido o fundo de um grande lago.
que governam a física e a química, era considerada
a responsável pela vida, Muitas pessoas ainda assu-
'llem que existe uma força vital, mas a perspectiva
'llecanística tem permitido grandes avanços nas ciên-
cias biológicas; é a pedra fundamental da agricultura
o da medicina modernas, A busca por vida em Marte
9 a descrição da vida aqui na Terra começam pela
:Juímica.
NESTE CAPíTULO introduzimos os
constituintes da matéria: os átomos. Examina-
mos sua variedade, suas propriedades e a sua
capacidade de se combinar com outros átomos.
Então consideramos como a matéria se modifi-
ca. Além das mudanças do estado (sólido para
líquido e deste para o gasoso), as substâncias
sofrem reações químicas que transformam sua
composição e suas propriedades características.
inalmente, examinamos a estrutura e as pro-
oriedades da água e sua relação com ácidos e
oases químicas.
2.1 Quais elementos químicosconstituem os organismos vivos?
Toda a matéria é composta de átomos. Os átomos são mi-
núsculos - mais de um trilhão (1012) deles poderia preencher
a superfície do ponto no final desta frase. Cada átomo con-
siste em um núcleo denso positivamente carregado, ao re-
dor do qual um ou mais elétrons carregados negativamente
se movem (Figura 2.1). O núcleo contém um ou mais pró-
tons e pode conter um ou mais nêutrons. Os átomos e suas
partículas componentes têm volume e massa, propriedades
de toda a matéria. A massa mede a quantidade de matéria
presente; quanto maior a massa, maior é a quantidade de
matéria.
A massa de um próton serve como unidade padrão de
medida, chamada de unidade de massa atômica (u) ou
daltol1 (em homenagem ao químico inglês John Dalton). Um
único próton ou nêutron tem massa de cerca de 1 dalton
(Da), a qual é 1,7 X 10-24 (0,0000000000000000000000017g).
A massa de um elétron é 9 x 10-28g (0,0005 Da). Como a
massa de um elétron é muito menor quando comparada
com a de um próton ou a de um nêutron, a contribuição dos
elétrons para a massa de um átomo pode geralmente ser
ignorada quando medidas e cálculos são feitos. São os elé-
trons, entretanto, que determinam como os átomos interagi-
rão nas reações químicas; eles serão discutidos amplamente
neste capítulo.
Cada próton tem carga elétrica positiva, definida como
unidade +1 de carga. Um elétron tem carga negativa igual e
oposta àquela do próton; assim a carga de um elétron é a uni-
dade -1. O nêutron, como o seu nome sugere, é eletricamente
neutro, então sua carga é O. Cargas diferentes (+/-) se atraem,
enquanto cargas iguais (+/+, -1-1) se repelem. Os átomos são
eletricamente neutros porque o número de elétrons em um
átomo é igual ao número de pró tons.
Um elemento é constituído de somente
um tipo de átomo
Um elemento é uma substância pura que contém somente
um tipo de átomo. O elemento hidrogênio consiste apenas
em átomos de hidrogênio; o elemento ferro consiste somen-
te em átomos de ferro. Os átomos de cada elemento têm
certas características ou propriedades que os distinguem dos
de outros elementos. Os mais de 100 átomos encontrados
no universo estão organizados na tabela periódica (Figura
2.2). Esses elementos não são encontrados em quantida-
des iguais. As estrelas têm hidrogênio e hélio abundantes.
Cada próton tem massa de 1
e carga positiva.
Cada nêutron tem massa de
1 e não tem carga.
Cada elétron tem massa
insignificantee carga negativa.
Figura 2.1 O átomo de hélio Esta representação de um átomo
de hélio é chamada de modelo de Bohr. Ela exagera o espaço ocu-
pado pelo núcleo. Na realidade, embora o núcleo constitua virtual-
mente toda a massa atômica, ele ocupa apenas cerca de 1/10.000
do volume do átomo.
A crosta terrestre e a superfície de planetas vizinhos são consti-
tuídas por metade de oxigênio, 28% de silício, 8% de alumínio e
2 a 5% de cada um destes elementos: sódio, magnésio, potássio,
cálcio e ferro, e contêm quantidades muito menores dos outros
elementos.
Cerca de 98% da massa de todo organismo vivo (bactéria,
nabo ou seres humanos) é composta de apenas 6 elementos: car-
bono, hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, fósforo e enxofre. A quí-
mica desses 6 elementos será nossa primeira preocupação aqui,mas os outros elementos encontrados nos organismos vivos são
importantes também. Sódio e potássio, por exemplo, são essen-
ciais para a função nervosa; cálcio pode atuar como um sinal bio-
lógico; iodo é um componente de um hormônio vital; e magnésio
e molibdênio são essenciais para as plantas (magnésio como parte
de seu pigmento clorofila e molibdênio por incorporar nitrogênio
em substâncias biologicamente úteis).
Um elemento difere dos outros pelo número de prótons em
cada um dos seus átomos. Esse número atômico é único para
cada elemento e não muda. Um átomo de hélio sempre possui
2 prótons e um átomo de oxigênio sempre tem 8 pró tons; assim
os números atômicos de hélio e oxigênio são 2 e 8, respectiva-
mente.
-----r--Número Atômico
2 ------- II (número de prótons)
He ::::::-----L
O
Símbolo químico
(para Hélio)
, -----rMassa atômica
~ I (número de prótons mais
4.003 o número de nêutrons médio
para todos os isótopos)
Figura 2.2 A tabela periódica A tabela periódica agrupa os elementos de acordo com
suas propriedades físicas e químicas. Os elementos de 1 a 92 ocorrem na natureza; ele-
mentos com números atômicos acima de 92 foram criados em laboratório.
- cn m;, .~M'O'mmmdo< em ~ '-~1 amareloconstituem98% da massa daH maioriados organismosvivos. He1.0079 4003
3 4 5 6 7 8 9 10
Li Be B C N O F Ne
6.941 9.012 Ascolunasverticaiscontêm os Os elementosmarcados em laranja 10.81 12.011 14007 15.999 18998 20179
11 12
elementoscom propriedades estão presentes em pequenas
13 14 15 16 17 18similares. quantidades em muitosorganismos.
Na Mg AI Si P S CI Ar
22.990 24.305
,1 I \/ 26.982 28.086 30.974 32.06 35.453 39.948, I
19 20 21 22
,
23 I 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
K Ca Sc Ti
,
V
I Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrI I
39.098 40.08 44.956 47.88 ,50.942,51.996 54.938 55.847 58.933 58.69 63546 65.38 69.72 72.59 74.922 78.96 79.909 83.80
37 38 39 40 I 41 I 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
Rb Sr Y Zr I Nb I Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
85.4778 87.62 88.906 91.22 : 92.906: 95.94 (99) 101.07 102.906 106.4 107.870 112.41 114.82 118.69 121.75 127.60 126.904 131.30
55 56 71 72 I 73 I 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
Cs Ba Lu Hf
I
Ta
I
W Re Os Ir PI Au Hg TI Pb Bi Po AI Rn, I
132.905 137.34 174.97 178.49,180.948,183.85 186.207 190.2 192.2 195.08 196.967 200.59 204.37 207.19 208.980 (209) (210) (222)
87 88 103 104 I 105 I 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
Fr Ra Lr Rf , Db I Sg Bh Hs MI
(223) 226.02< (260) (261)
,
(262) : (266) (264) (269) (268) (269) (272) (277) (285)\ (289) (293)I
I I 'I \'-
I
I l~s massas em parênteses indicamelementos instáveisque J lOs elementos sem símboloquímico J
se decompõem rapidamentepara formaroutros elementos. estão ainda sem denominação.
57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
138.906 140.12 140.9077 144.24 (145) 150.36 151.96 157.25 158.924 162.50 164.930 167.26 168.934 173.04
89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
227.028 232038 231.0359 238.02 2370482 (244) (243) (247) (247) (251) (252) (257) (258) (259)
Junto com um definitivo número de prótons, todo o elemento,
exceto o hidrogênio, tem um ou mais nêutrons no seu núcleo. O
úmero de massa de um átomo é o número total de prótons e
::êutrons no seu núcleo. O núcleo de um átomo de carbono con-
:ém 6 prótons e 6 nêutrons em seu núcleo e um número de massa
:'e 12. O oxigênio tem 8 prótons e 8 nêutrons e um número de
::lassa de 16. O número de massa é essencialmente a massa do
i:omo em daltons.
Cada elemento tem seu próprio símbolo químico de uma ou
_ letras. Por exemplo, H representa hidrogênio, C é usado para
2::"Wnoe O para oxigênio.Alguns símbolos se originam de outras
_.guas: Fe (do Latimferrum) representa ferro, Na (Latim, natrium)
:-2...-a sódio, eW (Alemão, wolfram) para tungstênio.
_-o texto, imediatamente precedendo o símbolo para um ele-
-"'_ to, o número atômico é escrito na parte inferior esquerda e o
ero de massa na parte superior esquerda. Assim, hidrogênio,
::.:.::::anoe oxigênio são escritos como \H, 126Ce 1680,respectiva-
-=::te.
~ a:guns elementos, o número de nêutrons no núcleo atômico
-=- é constante. Isótopos do mesmo elemento possuem o mes-
-- e 'efinitivo número de prótons, mas diferem no seu número
::~êltrons.Vários elementos têm diversos isótopos. Os isótopos
i:drogênio demonstrados na Figura 2.3 têm nomes especiais,
--.:: 5 isótopos da maioria dos elementos não têm nomes dis-
:_Os isótopos naturais de carbono, por exemplo, são 12C(6
::uns no núcleo), 13C(7nêutrons) e 14C(8 nêutrons). Note que
- : os três (pronunciados" carbono-12"," carbono-13" e" carbo-
-: ~') êm 6 prótons, então todos são carbonos. A maioria dos
_ e carbono é 12e,cerca de 1,1% é 13Ce uma fração minús-
~'":~c.A massa atômica de um elemento ou peso atômico é a
-; -os números de massa de uma amostra representativa dos
_: o elemento, com todos os isótopos nas suas proporções
~tem normalmente. O peso atômico do carbono, levando
-~_ ·deração todos os seus isótopos e suas abundâncias, é as-
-;o-culadoem 12,011.
__:::aioria dos isótopos é estável. Mas alguns, chamados ra-
. opos, são instáveis e espontaneamente liberam energia
----=:ade radiação a (alpha), ~ (beta) ou "{(gama) a partir do
-n a·ômico. Conhecido como decomposição radioativa, esta
-70 de energia transforma o átomo original. Essas trans-
~H ~H
ênio Deutério Trítio
~ 1 próton 1 próton
~:rons 1 nêutron 2 nêutrons
Os isótopos têm números de nêutrons diferen-
~:opos de hidrogêniotêm um próton no núcleo, que os
J hidrogênio.Os diferentes números de massa refletem
números de nêutrons.
Figura 2.4 Marcando o cérebro Umaçúcar marcado radio-
ativamente detecta diferenças entre a atividade cerebral de uma
pessoa saudável e de uma pessoa que faz uso abusivo de metanfe-
taminas. Quanto mais ativa é uma região cerebral, mais açúcar ela
absorve. O cérebro saudável (esquerda) demonstra mais atividade
na região envolvidana memória (a área vermelha)do que o cérebro
de um usuário da droga.
formações podem se estender para uma mudança no número de
prótons, então o átomo original é agora um elemento diferente.
A energia liberada pelo decaimento pode interagir com subs-
tâncias vizinhas. Os cientistas podem incorporar substâncias
sensíveis à radiação em instrumentos que permitem detectar a
presença de radioisótopos. Por exemplo, se um verme terrestre
recebe alimento no qual um radioisótopo foi adicionado, seu ca-
minho através do solo pode ser acompanhado por um simples
contador Geiger. Se um radioisótopo é incorporado em uma
molécula, ele age como uma marca ou etiqueta, permitindo aos
pesquisadores e médicos rastrear aquela molécula e identificar
quaisquer mudanças que ela sofre no corpo (Figura 2.4). Os
radioisótopos são usados também para datar fósseis, aplicação
descrita na Seção 21.1.
Embora os radioisótopos sejam úteis na pesquisa e na medi-
cina, mesmo baixa dose de radiação que eles emitem possui o po-
tencial de danificar moléculas e células. Entretanto, esses efeitos
deletérios são algumas vezes usados como vantagem; por exem-
plo, a radiação "{do6OCO(cobalto-60) utiliza-se, na prática médica,
para destruir células cancerígenas.
Elétrons: seu comportamento determina a
ligação química
O número característico de elétrons em cada átomo de um ele-
mento determina como seus átomos reagirão com outros átomos.
Os biólogos estão interessados na forma que as mudanças quí-
micas ocorrem nas células vivas. Quando consideram os átomos,
interessam-se primariamente nos elétrons porque o seu compor-
tamento explica de que forma as reações químicas ocorrem. Essas
reações freqüentem ente causam alteração na composição química
das substâncias. As reações normalmente envolvem mudanças na
distribuição dos elétrons entre os átomos.A localização de um dado elétron em um átomo, em qual-
quer tempo, é impossível de determinar. Podemos somente des-
crever um volume de espaço dentro do átomo onde o elétron
provavelmente se encontra. A região do espaço onde o elétron
está, em pelo menos 90% do tempo, é o orbital de elétrons. Os
orbitais têm formas características e orientações, e um dado orbi-
tal pode ser ocupado por no máximo dois elétrons. Assim, qual-
quer átomo maior que o hélio (número atômico
2) possui elétrons em dois ou mais orbitais. Os
orbitais são preenchidos em uma seqüência es-
pecífica, em séries conhecidas como camadas
de elétrons ou níveis de energia ao redor do nú-
cleo (Figura 2.5).
• Primeira camada: A camada de elétrons mais
interna consiste em apenas um orbital, cha-
mado de orbital s. Um átomo de hidrogênio
com um elétron na sua primeira camada
(lI); o hélio com 2 (2He). Os átomos de to-
dos os outros elementos têm duas ou mais
camadas para acomodar orbitais para elé-
trons adicionais.
• Segunda camada: A segunda camada contém
quatro orbitais (um orbital s e 3 orbitais p) e,
portanto, mantém oito elétrons.
• Camadas adicionais: Elementos com mais de
10 elétrons têm 3 ou mais camadas de elé-
trons. Quanto mais distante uma camada
está do núcleo, maior é o nível de energia
para um elétron ocupar aquela camada (ou
seja, o elétron carregado negativamente ne-
cessita absorver maior quantidade de ener-
gia para superar a atração do núcleo posi-
tivamente carregado e permanecer naquela
camada).
Dois elétrons ocupam o orbital 2s, um dos
quatro orbitais na segunda camada de elétrons.
Dois elétrons formam
um orbital de eixo x (Px)
na forma de halteres ..
t
Todos os orbitais
p preenchidos
Seis elétrons
preenchem todos
os 3 orbitais p.
Figura 2.5 Orbitais dos elétrons Cada orbital mantém no máximo dois elétrons.
Os orbitais s têm nível de energia mais baixo e se preenchem com elétrons antes dos
orbitaisp.
Figura 2.6 As camadas de elétrons determinam a reatividade dos átomos Cada orbital
contém no máximo dois elétrons e cada camada pode ter um número específico máximo de
elétrons. Cada camada deve ser preenchida antes que os elétrons se movam para outra. O nível
de energia dos elétrons é maior nas camadas mais distantes do núcleo. Um átomo com elétrons
não-pareados na sua camada mais externa pode reagir (formar ligações) com outros átomos.
Primeira
camada
~ Núcleo
~
Hidrogênio (H)
Elétrons ocupando o mesmo
orbital são demonstrados
como pares.
Segunda
camada
Terceira
camada
Oxigênio e enxofre têm seis elétrons nas
suas camadas mais externas e requerem
dois elétrons para encontrar a estabilidade. ®
Átomos cujas camadas mais externas contêm orbitais
incompletos (elétrons não-pareados) são reativos.
Quando todos os orbitais na camada externa
estão preenchidos, o átomo é estável.
Os orbitais s se preenchem com elétrons primeiro, e seus elétrons
têm o mais baixo nível de energia. Camadas subseqüentes contêm
diferentes números de orbitais, mas as mais externas normalmen-
te mantêm somente oito elétrons. Em qualquer átomo, a camada
de elétrons mais externa (a camada de valência) determina como
o átomo combina com outros átomos ~ ou seja, como esse se
comporta quimicamente. Quando uma camada de valência com
quatro orbitais contém oito elétrons, não existem elétrons desem-
::>arelhados e o átomo é estável - não reagirá com outros átomos
-Figura 2.6). Exemplos de elementos estáveis quimicamente são
:-télio, neônio e argônio.
A vida na Terra é baseada na química do carbono. Como
o silício compartilha muitas propriedades químicas com
carbono, os cientistas e os escritores de ficção científica
têm especulado sobre a possibilidade e a provável natu-
reza de uma forma de vida baseada em silício.
Os átomos instáveis ou reativos têm elétrons não-pareados em
:O.iascamadas externas. Dessa forma, podem atingir a estabilida-
":e tanto por compartilhar elétrons com outros átomos como por
;,erder ou ganhar um ou mais elétrons. Em qualquer caso, os áto-
::;105 envolvidos estão ligados em associações estáveis chamadas
":emoléculas. A tendência dos átomos em moléculas estáveis te-
::-eITloito elétrons nas camadas mais externas é conhecida como a
r" a do octeto. Muitos dos átomos em moléculas biologicamente
.:::::>ortantes - por exemplo, o carbono (C) e o nitrogênio (N) -
x-guem esta regra. Uma exceção importante é o hidrogênio (H),
~..:e atinge a estabilidade quando dois elétrons ocupam sua única
":;::1ada (consistindo apenas em um orbital s).
2.1 RECAPITULAÇÃO
o mundo vivo é composto do mesmo conjunto de elemen-
s químicos como o resto do universo. A estrutura de um
átomo - com seu núcleo de prótons e nêutrons e sua ca-
racterística configuração de elétrons em orbitais ao redor
o núcleo - determina suas propriedades.
Você pode descrever o arranjo de prótons, nêutrons e elé-
trons em um átomo? Rever Figura 2.1.
Você pode usar a tabela periódica para identificar algumas
das diferenças e similaridades na estrutura atômica entre
elementos distintos (por exemplo, oxigênio, carbono e hé-
Iio)? Você compreende como a configuração da camada de
valência influencia a posição de um elemento na tabela pe-
riódica? Ver p. 22-24 e Figuras 2.2 e 2.6.
Você compreende como a ligação pode ajudar um átomo
reativo a atingir a estabilidade? Ver p. 25 e Figura 2.6.
::::-.:xiuzimos os atores individuais no palco bioquímico - os áto-
-:: _"Jemonstramos como os níveis de energia dos elétrons dire-
a "busca atômica pela estabilidade". A seguir, descrevere-
- : os diferentes tipos de ligações químicas que podem conduzir
:. ~--:2.::'ilidade,unindo os átomos em estruturas moleculares com
~:iedades diferentes.
2.2 Como os átomos se ligam paraformar as moléculas?
Ligação química é força atrativa que une dois átomos em uma
molécula. Existem diversos tipos de ligações químicas (Tabela
2.1). Nesta seção, começaremos com as ligações cova lentes, fortes
ligações que resultam do compartilhamento de elétrons. Posterior-
mente, examinaremos as ligações iônicas, que se formam quando
um átomo ganha ou perde elétrons para obter estabilidade. Então,
consideraremos outros tipos de interações mais fracas, incluindo
pontes de hidrogênio, muito importantes para a biologia.
Ligações cova lentes consistem em pares de
elétrons compartilhados
Uma ligação covalente se forma quando dois átomos atingem
números eletrônicos estáveis nas camadas mais externas por meio
do compartilhamento de um ou mais pares de elétrons. Considere
dois átomos de hidrogênio em estreita proximidade, cada um deles
com um único elétron não-pareado na sua única camada (Figura
2.7). Cada núcleo carregado positivamente atrai o elétron não-pa-
reado carregado negativamente do outro átomo, mas essa atração
é balanceada pela atração de cada elétron pelo seu próprio núcleo.
Assim, os dois elétrons não-pareados se tornam compartilhados,
preenchendo as camadas de ambos os átomos. A atração compar-
tilhada U,1eos dois átomos de hidrogênio em uma ligação covalen-
te, e uma molécula de gás hidrogêniO estável (H2) forma-se .
Um composto é uma molécula constituída de átomos de dois
ou mais elementos ligados em razão fixa. O gás metano (CH4), a
água (H20) e o açúcar de mesa (sacarose, C12~2011) são exemplos
de compostos. Os símbolos químicos identificam os diferentes
®®
t(!)®
ug~~
co~"~
Cada elétron é
atraído para o
núcleo do outro
átomo ...
Os átomos se
aproximam e
compartilham o
par de elétrons
em uma ligação
covalente.
Molécula de
hidrogênio (H2)
Figura 2.7 Elétrons são compartilhados em ligações covalen-
tes Dois átomos de hidrogênio podem se combinar a fim de for-
mar uma molécula de hidrogênio. Uma ligação covalente se constitui
quando os orbitais de elétrons dos dois átomos se sobrepõem.
ENERGIA DE LIGAÇÃO·
(KCAUMOL)
H O
I 11-N-C-
H
I O-N-H
I
H
O
O 1IO-C-H
I 8+ 8- I
-N-H •••••O=C-
:···H···H ···H······ H···
: I I '" I:
•-C-C-H c-c·
: I I /1 I:
•• H H H H H:.....................
Interação de substâncias apoiares na pre-
sença de substâncias polares (especial-
mente água)
Interação de elétrons de substâncias apo-
Iares
elementos em um composto e os números em subscrito indicam
quantos átomos de cada elemento estão presentes. Cada compos-
to tem um peso molecular' (massa molecular) que é a soma dos
pesos atômicos de todos os átomos na molécula. Observando a
tabela periódica na Figura 2.2, podemos calcular os pesos mole-
culares destes três compostos como 16, 18 e 342, respectivamente.
Os pesos moleculares estão geralmente relacionados ao tamanho
da molécula.
Considere os elétrons envolvidos em uma ligação covalente
no gás metano. O átomo de carbono nesse composto apresenta
seis elétrons: dois elétrons preenchem a camada interna e quatro
ocupam a camada externa. Como a camada externa pode conter
até oito elétrons, este átomo pode compartilhar elétrons com até
quatro outros átomos - pode formar quatro ligações covalentes (Figu-
ra 2.8A). Quando um átomo de carbono reage com quatro átomos
de hidrogênio, forma-se o metano. Graças ao compartilhamento
de elétrons, a camada externa do átomo de carbono do metano é
preenchida com oito elétrons; a camada mais externa de cada um
dos quatro átomos de hidrogênio é também preenchida. Quatro
ligações covalentes - quatro pares de elétrons compartilhados -
mantêm a molécula de metano.
A Figura 2.88 demonstra diversas formas de representar a
estrutura molecular do metano. A Tabela 2.2 demonstra as capa-
cidades de ligação covalente de alguns elementos biologicamente
significativos.
®~C!(0)!)
® O carbono pode completar sua@ camada extema por compartilhar oselétrons de quatro átomos dehidrogênio, formando o metano.
Este modelo de preenchimento espacial
demonstra a forma que o metano se
apresenta no seu ambiente.
Modelo de preenchimento
de espaço
Figura 2.8 Uma ligação cova lente
pode formar compostos (A) Formação
da ligação covalente no metano, cuja fór-
mula molecular é CH4. (B) Três diferentes
maneiras de representar a estrutura do me-
tano. O modelo de esfera e vareta e o mo-
delo de preenchimento espacial demonstra
a orientação espacial das ligações.
TABELA 2.2 Capacidades das ligações cova lentes de
alguns elementos biologicamente importantes
NÚMERO USUALDE
LIGAÇÕESCOVALENTES
Hidrogênio (H)
Oxigênio (O)
Enxofre (S)
Nitrogênio (N)
Carbono (C)
Fósforo (P)
FORÇA E ESTABILIDADE As ligações covalentes são mui-
to fortes, o que significa que é necessária muita energia para
serem quebradas. A energia térmica que as moléculas biológi-
cas ordinariamente apresentam sob condições fisiológicas (ou
seja, o ambiente químico e físico encontrado em tecidos vivos)
é menor que 1% daquela necessária para quebrar as ligações
covalentes. Então, as moléculas biológicas, cuja maioria está
unida por ligações covalentes, são muito estáveis, como o são
suas estruturas tridimensionais e os espaços que elas ocupam. A
maioria das estruturas bioquímicas, variando desde os músculos
que você está usando para mover os olhos quando lê este livro,
até o papel em que ele está impresso, baseia-se na estabilidade
das ligações covalentes.
ORIENTAÇÃO Para um dado par de elementos - por exemplo,
o carbono ligado ao hidrogênio -, o comprimento, o ângulo ea
direção das ligações covalentes são consistentemente os mesmos,
independente da molécula maior da qual uma ligação particular
é parte. Os quatro orbitais preenchidos ao redor do núcleo carbô-
nico do metano, por exemplo, são sempre distribuídos no espaço
de forma que os hidrogênios ligados definem os cantos de um
tetraedro regular, com o carbono no centro (ver Figura 2.8B). A
estrutura tridimensional formada pelo carbono e quatro hidrogê-
nios é a mesma em uma proteína maior e complicada e em uma
simples molécula de metano. Essa propriedade das ligações cova-
lentes torna possível a previsão da estrutura biológica. As formas
das moléculas contribuem para as suas funções biológicas, como
veremos na Seção 3.1.
Uma ligação covalentepode ser representada por uma linha entre
os símbolos químicos para os átomos ligados:
• Uma ligação simples envolve o compartilhamento de um único
par de elétrons (por exemplo, H-H ou C-H).
• Uma ligação dupla envolve o compartilhamento de quatro elé-
trons (dois pares) (C=O).
• Uma ligação tripla - seis elétrons compartilhados - são raras,
mas existe uma no gás nitrogênio (N=N), o principal compo-
nente do ar que respiramos.
COMPARTILHAMENTO DESIGUAL DE ELÉTRONS Se dois
átomos do mesmo elemento estão ligados covalentemente, exis-
te um compartilhamento igual dos pares de elétrons na camada
externa. Entretanto, quando os dois átomos são de diferentes ele-
mentos, o compartilhamento não é necessariamente igual. Um
núcleo pode exercer força atrativa maior sobre o par de elétrons
do que o outro núcleo e, então, o par tende a estar mais próximo
daquele átomo.
A força atrativa que um núcleo atômico exerce sobre os elé-
trons é sua eletronegatividade. A eletronegatividade do núcleo
depende de quantas cargas positivas ele dispõe (núcleos com
mais prótons são mais positivos e, dessa forma, mais atrativos aos
elétrons) e da distância entre um elétron e o núcleo (quanto mais
próximo é o elétron, maior é a atração da eletronegatividade).
Quanto mais próximos dois átomos são em eletronegatividade,
mais parecido será seu compartilhamento de elétrons. A Tabela
2.3 demonstra as eletronegatividades de alguns elementos impor-
tantes em sistemas biológicos.
Se dois átomos encontram-se próximos entre si em eletrone-
gatividade, eles compartilharão elétrons igualmente, na chamada
ligação covalente apoiar. Dois átomos de oxigênio, por exemplo,
ambos com eletronegatividade de 3,5, compartilharão elétrons
igualmente. O mesmo acontece com dois átomos de hidrogênio
(ambos com eletronegatividade de 2,1). Todavia, quando ligações
de hidrogênio com oxigênio formam água, os elétrons envolvi-
dos são compartilhados desigualmente: eles tendem a estar mais
próximos do núcleo do oxigênio porque este é o mais eletrone-
gativo dos dois. Quando elétrons direcionam-se para um núcleo
mais do que para outro, o resultado é uma ligação cova lente polar
(Figura 2.9).
Devido ao seu desigual compartilhamento de elétrons, o
terminal de oxigênio da ligação hidrogênio-oxigênio tem uma
carga levemente negativa (simbolizada õ- e denominada" delta
negativo", significando uma unidade parcial de carga) e a termi-
nação de hidrogênio possui uma carga levemente positiva (Õ+).
A ligação é polar, pois essas cargas opostas são separadas nas
duas terminações ou pólos da ligação. As cargas parciais que
resultam das ligações covalentes polares produzem moléculas
polares ou regiões polares de moléculas grandes. As ligações
polares influenciam bastante as interações entre as moléculas
que as contêm.
As ligações iônicas são formadas
por atração elétrica
Quando um dos átomos que interage é muito mais eletronega-
tivo que o outro, pode ocorrer a completa transferência de um
ou mais elétrons. Considere o sódio (eletronegatividade 0,9) e o
cloro (3,1): um átomo de sódio tem somente um elétron na sua
ELEMENTO ELETRONEGATIVIDADE
Oxigênio (O) 3,5
Cloro (CI) 3,1
Nitrogênio (N) 3,0
Carbono (C) 2,5
Fósforo (P) 2,1
Hidrogênio (H) 2,1
Sódio (Na) 0,9
Potássio (K) 0,8
Pares não-pareados
de elétrons não são
parte da ligação
covalente da água.
Ligações
covalentes
polares
Elétrons de ligação da água
são compartilhados
desigualmente porque eles
são atraídos para o núcleo
do átomo de oxigênio.
Figura 2.9 As ligações cova lentes da água são polares Es-
tas três representações ilustramligações covalentes polares na
água (HP). Quando os átomos com diferentes eletronegatividades,
tais como oxigênioehidrogênio, formam uma ligação covalente,
os elétrons são deslocados mais em direção a um núcleo do que
em outro. Umamoléculamantida unida por tal ligação covalente
polar apresenta cargas (8)parciais nas extremidades. Na água, os
elétrons compartilhados são deslocados em direção ao núcleo do
átomo de oxigênio.
camada externa; esta condição é instável. Um átomo de cloro
tem sete elétrons na camada externa; outra condição instável.
Já que a eletronegatividade do cloro é muito maior que a do só-
dio, qualquer elétron envolvido na ligação tenderá a estar muito
mais próximo do núcleo do cloro - tão perto que ocorre uma
completa transferência do elétron mais externo do sódio para a
camada externa do cloro (Figura 2.10). Essa reação entre sódio
e cloro torna os átomos resultantes mais estáveis. O resultado
são dois íons.
Os íons são partículas eletricamente carregadas que se
formam quando átomos ganham ou perdem um ou mais elé-
trons:
• O íon sódio (Na+),em nosso exemplo, possui unidade de car-
ga +1 porque apresenta um elétron a menos em relação aos
pró tons. A camada eletrônica mais externa do sódio está com-
pleta com oito elétrons, então o íon é estável. Íons positiva-
mente carregados são chamados de cátions.
• O íon cioreto (Cr) possui uma unidade de carga -1 porque
tem um elétron a mais em relação aos prótons. Esse elétron
adicional dá ao cr uma camada mais externa estável de oito
elétrons. Íons carregados negativamente são chamados de
ânions.
Alguns elementos podem formar íons com cargas múltiplas por
perderem ou 'ganharem mais de um elétron. Exemplos são Ca+2
(íon cálcio, um átomo de cálcio que perdeu dois elétrons) e Mg+2
(íon magnésio). Dois elementos biologicamente importantes po-
dem produzir mais de um íon estável: ferro origina Fe+2(íons fer-
roso) e Fe+3(íon férrico) e cobre origina Cu+ (íon cuproso) e Cu+2
(íon cúprico). Os grupos de átomos ligados covalentemente que
possuem carga elétrica são chamados de íons complexos; exemplos
incluem NH/ (íon amônio), S04-2 (íon sulfato) e P04-3 (íon fos-
fato). A carga de um íon irradia -se em todas as direções. Uma vez
formados, os íons são geralmente estáveis e elétrons não são ga-
nhos nem perdidos.
As ligações iônicas são formadas por atração elétrica entre
íons orientados por cargas opostas. Os íons podem formar liga-
ções que resultam em compostos sólidos estáveis (referidos pelo
termo geral de sais), tais como o cloreto de sódio (NaCl) e o fos-
fato de potássio (K3P04).No cloreto de sódio - conhecido como o
sal de mesa - cátions e ânions são mantidos por ligações iônicas.
Nos sólidos, as ligações iônicas são fortes, porque os íons estão
próximos. Entretanto, quando os íons são dispersos em água, a
distância entre eles pode ser maior; a força de sua atração é bas-
tante reduzida. Sob as condições que existem na célula, uma atra-
ção iônica é geralmente um décimo mais fraca que uma ligação
covalente apoIar (verTabela 2.1).
Os íons podem interagir com moléculas polares, desde que
possuam cargas elétricas. Tal interação resulta quando um sal,
como o NaCI, se dissolve em água. Moléculas de água ao redor
dos íons individuais os separam (Figura 2.11). Os íons cloreto ne-
gativamente carregados atraem o pólo positivo das moléculas da
água; o pólo negativo das moléculas está, por sua vez, orientado
em direção aos íons sódio positivamente carregados. A polaridade
da água confere outras propriedades, como veremos.
Átomo de sódio (Na)
(11 prótons, 11 elétrons)
Átomo de cloro (GI)
(17 prótons, 17 elétrons)
íon sódio (Na+)
(11 prótons, 10 elétrons)
íon clareto (Gil
(17 prótons, 18 elétrons)
Os átomos são agora íons eletricamente
carregados. Ambos têm camadas de
elétrons completas e estão estáveis.
Figura 2.10 Formação de íons de sódio e de cloro Quan-
do um átomo de sódio reage com um de cloro, o cloro, mais
eletronegativo, preenche sua camada externa por "roubar" um
elétron do sódio. Dessa forma, o átomo de cloro se transforma
em um íon cloreto negativamente carregado (Cll. O átomo de
sódio, ao perder o elétron, se torna um íon sódio positivamente
carregado (Na+).
Ligações iônicas entre Na+
e cr mantêm os íons
unidos em um cristal sólido.
Clareto de
sódio não-
dissolvidoíon sódio
(Na+)
Moléculas 1
de água \------
'" .•. 4(J..,l;i
+~
'""
::c..e.- '0 NaCI é dissolvido em
~ o ânion cloreto (-) atrai
= ::00 o~da água ..
es de hidrogênio podem se formar dentro ou
moléculas com ligações covalentes polares
- ;.::; a líquida, o átomo de oxigênio carregado negativamente
- ':'euma molécula de água é atraído para os átomos de hidro-
_ _ _ositivamente carregados (~nde outra molécula de água
_um 2.12A). A ligação resultante dessa atração é chamada
- de hidrogênio. As pontes de hidrogênio não são restritas
- :éculas de água; elas podem também formar-se entre um
Figura 2.11 Moléculas de água circundam os íons
Quando um sólido iônicose dissolve na água, grupos de
moléculas de água rodeiam cátions e ânions, bloqueando
sua reassociação em um sólido, formando uma solução.
átomo muito eletronegativo e um átomo de hidrogênio
ligado covalentemente a um diferente átomo eletronega-
tivo, como demonstrado na Figura 2.128. Uma ponte de
hidrogênio é mais fraca que a maioria das ligações iônicas
porque é feita de cargas parciais (õ+ e õj. Possui cerca de
um décimo (10%) da força de uma ligação covalente entre
um átomo de hidrogênio e um átomo de oxigênio (ver
Tabela 2.1). Entretanto, quando muitas pontes de hidro-
gênio se formam, elas têm força considerável e influen-
ciam muito a estrutura e as propriedades das substâncias.
Posteriormente, neste capítulo, veremos como as pontes
de hidrogênio entre as moléculas de água contribuem
para muitas das propriedades que a tornam tão Significa-
tiva para os sistemas vivos.As pontes de hidrogênio tam-
bém desempenham papéis importantes na determinação
e manutenção das formas tridimensionais de moléculas
grandes, como DNA e proteínas (ver Seção 3.5).
Substâncias polares e apoiares: cada uma
interage melhor com o seu próprio tipo
Assim como as moléculas de água podem interagir com
outras por meio de pontes de hidrogênio induzidas por
polaridade, qualquer molécula polar pode interagir com
outras moléculas polares por meio de atrações fracas (õ+ e
õ-) de pontes de hidrogênio. Se uma molécula polar inte-
rage com a água dessa maneira, ela é chamada de hidrofí-
lica ("afinidade pela água").
E as moléculas apoiares? As moléculas apoIares ten-
dem a interagir com outras moléculas apoiares. Por exem-
plo, o carbono (eletronegatividade 2,5) forma ligações
0+ H
Duas moléculas de água Duas partes de uma grande
molécula (ou duas
grandes moléculas)
Figura 2.12 Pontes de hidrogênio podem se formar
entre ou dentro das moléculas (A) Umaponte de
hidrogênioentre duas moléculas configura-se em uma
atração entre cargas negativas de uma molécula e cargas
positivas dos átomos de hidrogêniode uma segunda mo-
lécula. (8) Pontes de hidrogêniopodem se formar entre
moléculas grandes, bem como entre diferentes partes de
uma mesma molécula grande.