Material de estudo de Bioquímica

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Bioquímica Básica 
 
Temas Emergentes 
em Serviços 1ª 
ed
iç
ão
 
Bioquímica Básica 
Michel Miranda 
Bioquímica Básica 
11 
1 Introdução à Bioquímica 
Bioquímica Básica 
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Nesta unidade vamos entender a cerca das características físico-químicas da 
água e os seus efeitos sobre as biomoléculas e as células. 
 
Objetivos da Unidade 
 Conhecer as características físico-químicas da água 
 Compreender as interações químicas entre a água e as biomoléculas 
 Saber como a água afeta os sistemas biológicos 
 Definir pH, pK e sistema tampão 
 
Plano da Unidade 
 A água 
 Interação da água com as substâncias polares 
 Ionização da água, ácidos, bases e tampões. 
 
Bons Estudos! 
 
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Os seres vivos são formados por uma extensa variedade de substâncias. 
Dentre estas, podemos citar as substâncias inorgânicas (ex: água, íons e sais 
minerais) e substâncias orgânicas (ex: carboidratos, lipídios, proteínas, vitaminas e 
ácidos nucléicos). 
 
A água 
 
A água é a substância mais abundante dos seres vivos, perfazendo 70% ou 
mais da massa da maioria dos organismos. Em alguns seres como águas-vivas, o 
conteúdo de água pode chegar a 94% do total. O corpo humano tem em média 
60% da sua massa de água, cuja distribuição varia conforme o tecido. Enquanto o 
tecido adiposo praticamente não contém água, os músculos esqueléticos são 
constituídos por cerca de 73% de água. O plasma sanguíneo chega a ter mais de 
90% de água. O conteúdo de água também varia com a idade do organismo, pois 
quanto mais velho é o ser vivo, menos água corpórea ele terá. O início da vida 
aconteceu em ambiente aquoso e a maioria das reações químicas ocorre na 
presença da água. 
A água é de fundamental importância para todos os seres vivos na natureza 
pelo fato de muitas reações químicas, tanto no interior quanto no exterior das 
células serem mediadas pela água. A solubilização e distribuição de substâncias no 
citoplasma das células dependem da presença da água citoplasmática. A digestão 
de alimentos no tubo digestivo depende de enzimas que utilizam a água para 
quebrar as ligações químicas entre as moléculas. O fluxo sanguíneo existe devido 
ao plasma sanguíneo ser líquido. A evolução da vida na Terra dependeu das 
características incomuns da água, a começar por sua capacidade de atuar como 
solvente para inúmeras substâncias. A abundância da água e sua temperatura 
elevada de fusão e ebulição permitiram o surgimento de grandes oceanos na Terra 
primitiva onde a vida teve origem. Atualmente, muitas plantas e animais evoluíram 
para a vida terrestre, no entanto, a dependência da água jamais deixou de existir. 
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A água é conhecida como solvente universal, por dissolver a maioria das 
substâncias presentes no planeta. A capacidade solvente da água inclui a 
solubilização dos íons, de muitos açúcares, proteínas e vitaminas e de outras 
moléculas não relacionadas, como por exemplo, alguns medicamentos. 
A água é uma molécula formada por três átomos: dois átomos de hidrogênio e 
um átomo de oxigênio (H2O). Estes três elementos se unem por ligações 
covalentes criando uma estrutura assimétrica H – O – H com ângulo de ligação de 
104,5º e com carga elétrica parcial negativa no oxigênio e parcial positiva nos 
hidrogênios, gerando uma estrutura bipolar. O oxigênio, por ser mais 
eletronegativo que os hidrogênios, adquire a carga parcial negativa ao atrair os 
dois hidrogênios para si para a formação da água (figura 1). 
 
 
 
Figura 1: Estrutura da molécula da água. A estrutura bipolar da água é 
mostrada aqui no modelo bola e bastão. Os átomos de hidrogênio e oxigênio se 
unem através de ligações covalentes. A carga parcial dos seus átomos é 
determinada pelo símbolo (δ). O oxigênio, mais eletronegativo que os hidrogênios, 
apresenta carga parcial negativa e os hidrogênios, cargas parciais positivas. Fonte: 
Lehninger, princípios de Bioquímica. 
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Vamos lembrar: A união de dois ou mais átomos forma as moléculas. Para 
formar uma molécula os átomos precisam fazer ligações químicas. Duas ligações 
químicas são importantes nos sistemas biológicos: a ligação covalente (ocorre 
através do compartilhamento de elétrons, quando os átomos que formam a 
molécula apresentam a tendência de ganhar elétrons) e a ligação iônica (ocorre 
quando o átomo que precisa ganhar elétrons “rouba” um ou mais elétrons do 
átomo que precisa perder elétrons). A eletronegatividade é a capacidade que um 
átomo tem de atrair para si outro átomo, para a formação das moléculas. Na escala 
de eletronegatividade, que vai de 0 à 4,0, o flúor, o oxigênio e o nitrogênio são 
bastante eletronegativos (valores 4,0, 3,5 e 3,0 respectivamente) (tabela 1). Uma 
decorrência importante do estudo da eletronegatividade dos elementos é que, em 
função da diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos, podemos 
classificar as ligações em apolares (diferença de eletronegatividade entre os 
átomos de 0 à 0,5) e polares (diferença maior que 0,5, sendo que quanto maior a 
diferença, maior é a polaridade da ligação química). Ligações covalentes podem ser 
apolares (diferença de eletronegatividade entre 0 e 0,5) ou polares (diferença de 
eletronegatividade entre 0,6 e 1,6) enquanto as ligações iônicas (diferença de 
eletronegatividade entre 1,7 e 4,0) são sempre polares. Desse modo as moléculas 
podem ter caráter polar ou apolar. A água por ter seus átomos com diferença de 
eletronegatividade de 1,4 (tabela 1) é então uma substância polar. 
Tabela 1: A eletronegatividade de alguns elementos químicos 
Elemen
to 
*Eletronegativi
dade 
Elemen
to 
Eletronegativi
dade 
Elemen
to 
Eletronegativi
dade 
F 4,0 Se 2,4 Zn 1,6 
O 3,5 P 2,1 Mn 1,5 
Cl 3,0 H 2,1 Mg 1,2 
N 3,0 Cu 1,9 Ca 1,0 
BR 2,8 Fe 1,8 Li 1,0 
S 2,5 Co 1,8 Na 0,9 
C 2,5 Ni 1,8 K 0,8 
I 2,5 Mo 1,8 
*Quanto mais eletronegatividade, mais o elemento atrai o outro. 
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Interação da água com as substâncias polares 
A água pode interagir com outras moléculas de água. Ao se aproximarem, o 
oxigênio de uma molécula de água faz uma interação química com o hidrogênio 
de outra molécula de água. Esta interação é chamada ponte (ou ligação) de 
hidrogênio, representada por um tracejado e não por um traço como a ligação 
covalente (figura 2). 
 
 
 
Figura 2: A ponte de hidrogênio. Ponte de hidrogênio entre as moléculas de 
água é uma interação (atração) fraca que ocorre entre o oxigênio de uma água e o 
hidrogênio de outra água. Fonte: Lehninger, princípios de Bioquímica. 
 
Uma molécula de água pode fazer até quatro pontes de hidrogênio com 
outras moléculas de água (figura 3). Apesar da ponte de hidrogênio ser uma 
interação considerada fraca nos sistemas biológicos (a energia necessária para 
romper a ligação é da ordem de 12 à 30 kj/mol), portanto bem mais fraca que as 
ligações covalentes (a energia necessária para romper a ligação é da ordem de 214 
à 930 kj/mol), o alto número de pontes de hidrogênio entre as moléculas de água 
determina uma alta coesão entre as moléculas. 
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Vamos lembrar: Nos sistemas biológicos, a ponte de hidrogênio é formada 
entre o hidrogênio de uma molécula e o oxigênio, nitrogênio ou flúor de outra 
molécula. No entanto o hidrogênio precisa estar ligado a um elemento bem 
eletronegativo como os três elementos químicos citados anteriormente. 
Hidrogênios ligados a carbono não fazem pontes de hidrogênio com a água 
porque o carbono tem eletronegatividade semelhante ao do hidrogênio (tabela 1), 
determinandouma região apolar, incapaz de fazer tal interação. 
 
 
Figura 3: Pontes de hidrogênio entre moléculas de água. Cada molécula de 
água forma um máximo de quatro pontes de hidrogênio. Nesta situação a água 
está na forma de gelo. À medida que as pontes de hidrogênio são rompidas (por 
exemplo, por aumento de temperatura), a água se torna respectivamente líquida 
(média de 3,4 pontes de hidrogênio com outras moléculas de água) e gasosa 
(média de 1,5 pontes de hidrogênio). Fonte: Lehninger, princípios de Bioquímica. 
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As pontes de hidrogênio não se resumem à interação molecular. Os estados 
físicos da água são determinados pelo número de pontes de hidrogênio entre as 
moléculas (figura 3). Além disso, a água tem alto ponto de fusão (0oC), alto ponto 
de ebulição (100oC) e alto calor de vaporização (2.260 j/g) quando comparado com 
a maioria dos solventes. Estas propriedades são uma consequência da atração das 
moléculas de água por pontes de hidrogênio, que confere à água uma alta coesão. 
Outra consequência importante das pontes de hidrogênio existentes na água é a 
sua alta tensão superficial. As moléculas que estão no interior do líquido atraem e 
são atraídas por todas as moléculas vizinhas, de tal modo que estas forças se 
equilibram. Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas “de baixo” 
e “dos lados”. Consequentemente, estas moléculas se atraem mais fortemente e 
criam uma película semelhante a uma película elástica na superfície da água. A 
tensão superficial da água explica vários fenômenos dentre os quais citamos a 
forma esférica das gotas de água e o fato de alguns insetos poderem caminhar 
sobre a água. 
As pontes de hidrogênio não estão somente presentes na água, mas também 
são responsáveis pela interação da água com outras substâncias. A água dissolve 
biomoléculas com grupos funcionais polares, porém não carregados eletricamente, 
por formar pontes de hidrogênio com os solutos. Dentre estes grupos funcionais 
incluímos as hidroxilas, os aldeídos, as cetonas, os ácidos carboxílicos e 
grupamentos contendo N – H, como as aminas. Ao se colocar, por exemplo, 
sacarose (açúcar de cozinha) em água, seja em um suco, cafezinho ou até mesmo 
na produção do soro caseiro, observa-se que o açúcar em poucos segundos 
desaparece na água. Na verdade o desaparecimento da sacarose é explicado não 
pelo fato da água estar quebrando a sacarose, mas pelo fato das moléculas de água 
estar fazendo pontes de hidrogênio com as hidroxilas das moléculas de sacarose. O 
etanol se mistura com a água através de pontes de hidrogênio entre o oxigênio da 
água e a hidroxila (O – H ou mais comumente representado por OH) presente no 
etanol (figura 4). 
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Figura 4: Interação da água com etanol. O etanol (álcool comercial) se mistura 
facilmente com a água por fazer pontes de hidrogênio com a água. Fonte: 
www.ebah.com.br, acesso em 11/10/2014. 
As pontes de hidrogênio não estão restritas à água. Outros líquidos e 
macromoléculas importantes das células podem fazer pontes de hidrogênio entre 
si, sem a necessidade da presença da água. A estrutura tridimensional das 
proteínas contém várias pontes de hidrogênio entre seus aminoácidos. A amônia e 
o ácido fluorídrico são líquidos cujas moléculas fazem pontes de hidrogênio entre 
si (figura 5). Na constituição do DNA, as bases nitrogenadas (adenina e timina assim 
como citosina e guanina) dos nucleotídeos fazem pontes de hidrogênio para 
estabilização da dupla fita de DNA (figura 5). 
 
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Figura 5: Pontes de hidrogênio entre moléculas diferentes da água. O ácido 
fluorídrico (H – F) e a amônia (NH3) fazem pontes de hidrogênio entre si. O L.H. na 
figura da amônia significa ligação (ponte) de hidrogênio. A dupla fita de DNA é 
estabilizada por pontes de hidrogênio entre as bases nitrogenadas dos 
nucleotídeos que compõem a macromolécula. Adenina (A) e timina (T) fazem duas 
pontes de hidrogênio enquanto citosina (C) e guanina (G) fazem três pontes de 
hidrogênio entre si. Fontes: www.portalsaofrancisco.com.br, acesso em 
11/10/2014, www.quiprocura.net, acesso em 11/10/2014 e Lehninger, princípios de 
Bioquímica. 
Além da interação da água com outras substâncias por pontes de hidrogênio, 
a água interage também eletrostaticamente com solutos que exibem carga 
elétrica. Assim como as pontes de hidrogênio, as interações eletrostáticas são 
interações fracas nos sistemas biológicos (a energia necessária para romper a 
ligação é da ordem de 4 à 80 kj/mol), mas importantes para a formação de 
macromoléculas como, por exemplo, as proteínas. A água dissolve sais como o 
NaCl (cloreto de sódio) hidratando e estabilizando os íons Na+ e Cl-, enfraquecendo 
as interações eletrostáticas entre as moléculas de NaCl e impedindo que estas 
moléculas voltem a se agrupar, por fazer interações eletrostáticas com estes 
átomos (figura 6). È importante observar que na interação da água com o NaCl não 
é possível a realização de pontes de hidrogênio entre a água e o NaCl pelo fato de 
não atender as condições explicadas anteriormente para a realização desta 
interação molecular. 
Vamos lembrar: A interação eletrostática é uma atração entre cargas opostas 
de regiões moleculares. Isto pode ocorrer entre água e sais, água e grupos 
funcionais com carga elétrica das moléculas orgânicas e entre diferentes grupos 
funcionais com carga elétrica na mesma molécula, como ocorrem entre cargas 
elétricas de alguns aminoácidos nas proteínas. Desse modo, assim como a ponte 
de hidrogênio, a interação eletrostática ocorre entre substâncias polares ou regiões 
polares das moléculas. 
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Figura 6: Solubilidade do NaCl em água. A água dissolve sais como o NaCl por 
meio da hidratação e estabilização dos átomos que compõe a molécula. À medida 
que as moléculas de água se agrupam ao redor dos íons Na+ e Cl- a interação 
(atração) eletrostática necessária para a formação do sal é rompida. Fonte: 
www.profpc.com.br, acesso em 11/10/2014. 
Outra interação química importante nos sistemas biológicos, diferente das 
pontes de hidrogênio e das interações eletrostáticas e a interação hidrofóbica. Esta 
interação fraca (a energia necessária para romper a ligação é da ordem de 3 a 12 
kj/mol) ocorre entre moléculas apolares. Líquidos incapazes de se misturar com a 
água geralmente possuem moléculas apolares chamadas hidrocarbonetos 
(contendo carbono e hidrogênio) e são conhecidos como solventes orgânicos, 
incluindo a gasolina, o hexano, o benzeno, o tolueno e outros. Na formação destes 
líquidos os hidrocarbonetos se atraem através da interação hidrofóbica. 
Além das substâncias polares e apolares, algumas substâncias são anfipáticas. 
Estas contêm uma região polar e outra apolar. A região polar interage com a água 
enquanto a região apolar não. Os ácidos graxos, os fosfolipídios e o colesterol são 
exemplos de substâncias anfipáticas que serão estudadas nas próximas unidades. 
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Ionização da água, ácidos, bases e tampões. 
Nesta unidade, foi visto que a molécula de água é H2O. No entanto, uma 
pequena proporção de moléculas de água se encontra em uma forma chamada 
dissociada, criando íons H+ (prótons) e OH-. A ionização da água pode ser medida 
por sua condutividade elétrica e é expressa por uma constante de equilíbrio. Esta 
constante (Keq) determinada por condutividade elétrica corresponde à 1,8 x 10-16M 
(onde M significa molar). Isto se configura um valor extremamente baixo, mas 
significativo no líquido. 
Em água pura, a molaridade da água à 25oC (1000 dividido pelo peso 
molecularda água que é 18) é de 55,5. Com estes valores, uma nova constante para 
a dissociação da água, o Kw (produto iônico da água) é criado, obtendo-se o valor 
de 1 x 10-14M2, como mostrado abaixo: 
 
H2O H+ + OH- 
 
Keq = [H+][OH-]/[H2O] = Keq = [H+][OH-]/55,5M 
 
(55,5M) (Keq) = [H+][OH-] = Kw = Kw = [H+][OH-] = 55,5M x 1,8 x 10-16M 
 
Kw = 100 x 10-16M2 ou Kw = 1 x 10-14M2 
 
Sendo assim, em água pura, onde as concentrações dos íons H+ e OH- são 
equivalentes, cada íon equivale a 1 x 10-7M ou 10-7M. Como o produto iônico da 
água é constante, sempre que [H+] for maior que 10-7M, [OH-] será menor que 10-
7M, ou vice-versa. O produto iônico da água é a base para escala de pH (tabela 2). 
Existe uma fórmula onde: 
 
pH = log/[H+] = pH = log/[10-7] = pH = log107 = pH = 7,0. 
 
 Ou seja, em água pura, onde as concentrações dos íons H+ e OH- são 
equivalentes, o pH será sempre 7,0. Este valor significa que a água tem pH neutro. 
Valores abaixos de 7,0 determinam pH ácido enquanto valores acima de 7,0 
determinam pH alcalino (básico) (figura 7). 
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Pelo fato da escala de pH ser logarítmica, se um líquido tem pH 7,0 e outro tem 
pH 8,0, o segundo tem 10 X mais OH- (ou 10 X menos H+) que o primeiro. Então se 
compararmos o pH da água do mar (aproximadamente 7,8) com o pH do suco 
gástrico (aproximadamente 1,8), a diferença na concentração de H+ (e 
consequentemente de OH-) é de 1 milhão de vezes. 
 
Tabela 2. A escala de pH. 
 
O pH varia na razão inversa a da 
concentração de H+. Desse modo o aumento 
de H+ diminui o pH e vice-versa. pOH é 
exatamente o inverso do pH. Note que para 
todos os casos pH + pOH = 14. 
 
Figura 7. O pH de alguns líquidos. Fonte: Lehninger, Princípios de Bioquímica. 
[H+] (M) pH [OH-] (M) pOH 
100 0 1014 14 
101 1 1013 13 
102 2 1012 12 
103 3 1011 11 
104 4 1010 10 
105 5 109 9 
106 6 108 8 
107 7 107 7 
108 8 106 6 
109 9 105 5 
1010 10 104 4 
1011 11 103 3 
1012 12 102 2 
1013 13 101 1 
1014 14 100 0 
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O pH afeta a estrutura e a função das macromoléculas biológicas. Por exemplo, 
a atividade das enzimas depende de pH ideal. Mudanças significativas nos valores 
de pH onde estão as enzimas levam a desnaturação das mesmas e 
consequentemente a diminuição ou perda da função. O pH sanguíneo normal está 
entre 7,3 e 7,45. Valores abaixo de 7,3 podem levar a um quadro de acidose, e 
valores acima de 7,45 podem levar a um quadro de alcalose. Em ambos os casos 
pode ser fatal. A absorção de alguns medicamentos também é influenciado pelo 
pH. Enquanto alguns medicamentos são mais bem absorvidos pelo estômago, 
outros são mais bem absorvidos pelo intestino delgado. 
A concentração de H+ afeta a maioria dos processos nos sistemas biológicos. 
Os ácidos e as bases podem alterar o pH. Ácidos são substâncias que entregam H+ 
e bases são substâncias que entregam OH- (ou roubam H+). Por exemplo, ácido 
clorídrico (HCl) em água sofre dissociação em H+ e Cl-, assim entregando H+ para a 
água e acidificando a mesma. Já o hidróxido de sódio (NaOH) em água sofre 
dissociação em Na+ e OH-, assim entregando OH- para a água e alcalinizando a 
mesma. 
O grau de dissociação define os ácidos e bases como fortes e fracos. Ácidos e 
bases fortes são aqueles que se dissociam praticamente todo em água. Alguns 
exemplos de ácidos fortes incluem o ácido clorídrico, o ácido sulfúrico e o ácido 
nítrico e alguns exemplos de bases fortes incluem o hidróxido de sódio e o 
hidróxido de potássio. Os ácidos e bases fracos dissociam pouco em água e são 
chamados de tampões. Quando ácido acético (CH3COOH), um ácido fraco, é 
adicionado à água, algumas moléculas se dissociam em CH3COO e H+ enquanto 
outras se mantêm na forma associada (CH3COOH), estabelecendo um equilíbrio 
entre as duas formas. Enquanto a forma associada é o ácido conjugado (que doa 
H+), a forma dissociada é a base conjugada (que pode receber H+). 
 
CH3COOH H+ + CH3COO- 
 
A regulação do pH nos líquidos biológicos é essencial para a vida dos seres 
vivos. Pequena mudança nas concentrações de H+ e OH- afeta a estrutura e a 
função das macromoléculas celulares. A concentração destes íons intra e 
extracelular é mantida por sistemas tampões que fazem com que o líquido resista á 
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variações de pH quando pequenas quantidades de ácido ou base são adicionadas. 
Quando um ácido forte é adicionado á água, todo o ácido se dissocia acidificando 
fortemente a água, mas quando o ácido forte é adicionado a uma solução 
contendo um ácido fraco em equilíbrio com sua base conjugada, seu pH não se 
altera tão dramaticamente, pois parte dos H+ adicionados pelo ácido forte são 
“roubados” pelas moléculas de ácido fraco que estão na forma dissociada (base 
conjugada). Quando uma base forte é adicionada à água, toda a base se dissocia 
alcalinizando fortemente a água, mas quando a base forte é adicionada à uma 
solução contendo um ácido fraco em equilíbrio com sua base conjugada, seu pH 
não se altera tanto pois parte dos OH- liberados da base recebem H+ das moléculas 
do ácido fraco que ainda estão na forma associada, gerando H2O. Entretanto isto só 
ocorre em uma faixa estreita de pH, a faixa tampão. 
Todo ácido fraco e base fraca têm uma faixa tampão. Para o ácido acético a 
faixa tampão foi determinada entre pH 3,76 e 5,76. Esta determinação é feita 
através de uma titulação, onde uma solução contendo o ácido fraco recebe base 
forte até que o ácido seja todo consumido. A curva de titulação também revela o 
pK do tampão que corresponde ao meio da faixa tampão e portanto neste caso 
4,76. Neste valor de pH o ácido acético está 50% na forma associada e 50% na 
forma dissociada. Antes do pK o ácido acético está mais associado e depois do pK o 
ácido acético está cada vez mais dissociado até atingir 100% de dissociação em pH 
5,76. A partir daí o tampão perde a sua capacidade tamponante e qualquer base 
adicionada à solução aumentará muito o pH (figura 8). 
É importante salientar que na titulação de uma base fraca com ácido forte, a 
curva obtida terá um perfil oposto ao da titulação do ácido com base, pois a 
dissociação ocorre no sentido de um pH elevado (solução contendo uma base 
qualquer) para um pH baixo, ou seja, se titularmos uma base fraca como por 
exemplo o aminofenol, cujo pK é 6,0, a sua faixa tampão iniciará em pH 7,0 e 
terminará em pH 5,0, estando a molécula totalmente dissociada em pH 5,0 e mais 
associada em pHs acima do seu pK. Quanto maior o pK de um ácido, mais fraco é 
este ácido e quanto menor o pK da base mais fraca é a base. 
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Figura 8: Curva de titulação do ácido acético. Adição de OH- provoca aumento 
gradativo do pH até que todo o ácido acético (CH3COOH) esteja na forma 
dissociada (CH3COO-). Antes do inicio da faixa tampão assim como depois da faixa 
tampão o pH se altera facilmente, mas na faixa tampão existe uma resistência na 
variação do pH pois nesta faixa de pH, a medida em que OH- são adicionados, a 
forma associada do ácido tende a se dissociar para “roubar” os íons OH- e formar 
H2O. Quando se atinge 50% de equivalentes de OH- adicionados, as concentrações 
do doador (forma associada) e do aceptor (forma dissociada) de H+ são iguais, 
definindo o pK da substância. Fonte: Lehninger, Princípios de Bioquímica. 
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Muitos medicamentos também se comportam como tampões. O ácido acetil 
salicílico (encontrado em alguns medicamentos como a aspirina) é um ácido fraco 
compK 3,5 (por convenção, se sabemos o pK, admitimos uma faixa tampão com 
um valor de pH para baixo e um valor de pH para cima em relação ao pK, então a 
provável faixa tampão do ácido acetil salicílico é entre 2,5 e 3,5). No estômago, cujo 
pH do suco gástrico é aproximadamente 2,0, o ácido acetil salicílico neste pH está 
com a maioria das moléculas na forma associada enquanto no intestino cujo suco 
entérico tem pH próximo de 8,0, o ácido acetil salicílico está neste pH 100% 
dissociado. Para uma molécula ser bem absorvida ela deve, dentre alguns fatores, 
não ter carga elétrica. A forma associada do ácido acetil salicílico é neutra 
enquanto a forma dissociada tem carga negativa, assim o ácido é melhor absorvido 
pelo estômago. 
Os dois tampões fisiológicos mais importantes são o tampão bicarbonato e o 
tampão fosfato. O tampão fosfato consiste de um ácido fraco em equilíbrio com 
sua base conjugada representada abaixo: 
 
H2PO4- H+ + HPO4-- 
 
O sistema tampão fosfato, cujo pK é 6,86, age no citoplasma de todas as 
células evitando variações bruscas no pH intracelular por tamponar o citoplasma 
na faixa entre pH 5,86 e 7,86. Por isso, nas células o pH intracelular está sempre 
entre 6,9 e 7,4. 
O tampão bicarbonato funciona no sangue, consistindo de ácido carbônico 
(H2CO3) como doador de prótons e bicarbonato (HCO3-) como aceptor de prótons. 
 
H2CO3 H+ + HCO3- 
 
Quando H+ aumenta no sangue (seja pela produção de lactato no exercício 
físico intenso, este que ao sair do músculo para o sangue carrega um H+ ou pelo 
excesso de produção de corpos cetônicos no fígado de diabéticos, que também 
levam H+ para o sangue), a reação se desloca para a produção de ácido carbônico, 
com produção de CO2 e liberação deste gás pela respiração. No entanto, se o pH do 
plasma sanguíneo aumenta (que pode ocorrer pela produção de NH3 durante o 
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metabolismo de proteínas), a reação se desloca para a produção de bicarbonato, 
provocando uma maior dissolução de CO2 dos pulmões para o plasma sanguíneo. 
 
 H+ + HCO3- H2CO3 CO2 + H2O 
 
Isto significa que o sistema tampão bicarbonato regula o pH do sangue 
evitando que o mesmo se torne ácido ou alcalino à ponto de afetar a velocidade de 
algumas reações vitais para o organismo. O controle biológico do pH das células e 
dos fluidos corporais é, portanto, de importância fundamental em todos os 
aspectos celulares. 
 
Leitura complementar 
DEVLIN, T. Manual de bioquímica com correlações clínicas. Edgard 
Blucher, 2007. 
HARPER, H. A. Bioquímica. Atheneu, 2002. 
LEHNINGER, A.L. Princípios de Bioquímica. Worth publishers, 2006. 
STRYER, L. Bioquímica. Guanabara Koogan, 2004. 
VOET, D., VOET, J.G., PRATT, C.W. Fundamentos de Bioquímica. Artmed, 2002. 
 
 
 
É HORA DE SE AVALIAR 
Lembre-se de realizar as atividades desta unidade de estudo. Elas irão 
ajudá-lo a fixar o conteúdo, além de proporcionar sua autonomia no processo de 
ensino-aprendizagem. 
 
Bioquímica Básica 
 
 
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Exercícios - Unidade 1 
 
1. A chuva ácida é a designação dada à chuva que ocorre em regiões onde 
existem na atmosfera terrestre gases e partículas ricos em enxofre e nitrogênio 
que, em combinação com a água, formam ácidos fortes. Isto ocorre pela queima 
dos combustíveis fósseis e oxidação das impurezas sulfurosas existentes na maior 
parte dos carvões e petróleos. Ao longo das últimas décadas têm sido reportadas 
leituras de pH na água de gotas de chuva e em gotículas de nevoeiro, colhidas em 
regiões industrializadas, com valores próximos de 2,3 (a mesma acidez do vinagre). 
Na ausência de qualquer contaminante atmosférico, a água precipitada 
pela chuva é levemente ácida, sendo de esperar um pH de aproximadamente 5,2 a 
25ºC. A partir do texto acima, a diferença no nível de acidez entre a água da chuva 
ácida e a água da chuva normal é de aproximadamente: (0,5 pontos) 
 
a) 10X 
b) 100X 
c) 3X 
d) 1000X 
e) 30X 
 
2. A água é a substância mais abundante da constituição dos mamíferos. É 
encontrada nos compartimentos extracelulares (líquido intersticial), intracelulares 
(citoplasma celular) e transcelulares (dentro de órgãos como estômago e intestino). 
Sobre a água e sua presença nos mamíferos é CORRETO afirmar que: 
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a) A quantidade de água nos seres é invariável 
b) Com o passar dos anos o conteúdo de água tem o seu percentual 
aumentado 
c) É importante fator de regulação térmica dos organismos 
d) Em tecidos metabolicamente ativos é inexistente 
e) Poucas reações químicas nos organismos dependem da água 
 
3. Um ser humano adulto tem cerca de 60% de sua massa corpórea constituída 
por água. A maior parte dessa água encontra-se localizada: 
 
a) no meio intracelular 
b) no líquido linfático 
c) nas secreções glandulares e intestinais 
d) na saliva 
e) no plasma sanguíneo 
 
4. O chefe do laboratório no qual você trabalha recebeu uma amostra de uma 
enzima purificada a partir de uma espécie de porífero que só é encontrado nos 
mares antárticos. O chefe lhe confiou então a tarefa de escolher o tampão mais 
indicado para trabalhar com esta enzima. Na etiqueta do frasco da enzima estava 
escrito que esta deve ser mantida em pH 8,5. Em seguida você consultou o caderno 
de reagentes do seu laboratório e observou a seguinte lista de substâncias: 
 
Substância pK 
Ácido acético 4,76 
Tris 10,2 
Fosfato diácido 6,86 
Amônio 9,25 
Ácido acetil salicílico 3,5 
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Dentre as substâncias listadas a indicada para manter o pH dos experimentos 
com a enzima é a: 
 
a) ácido acético 
b) tris 
c) fosfato diácido 
d) amônio 
e) ácido acetil salicílico 
 
5. De acordo com a questão anterior o ácido considerado mais fraco é o: 
 
a) ácido acético 
b) tris 
c) fosfato diácido 
d) amônio 
e) ácido acetil salicílico 
 
6. A água interage e dissolve moléculas através de dois processos importantes. 
Estes processos são: 
 
a) pontes de hidrogênio e interações hidrofóbicas 
b) pontes de hidrogênio e ligações covalentes 
c) interações hidrofóbicas e pontes de hidrogênio 
d) interações eletrostáticas e ligações covalentes 
e) interações eletrostáticas e pontes de hidrogênio 
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7. Na água pura, as concentrações dos íons H+ e OH- são iguais e o seu pH é 
7,0 a 25ºC. O pH da água do mar é aproximadamente 8,0 à mesma temperatura. O 
íon em maior concentração no mar, assim como a diferença de concentração deste 
íon entre a água pura e a água do mar são: 
 
a) H+ e 10X 
b) H+ e 1X 
c) OH- e 10X 
d) OH- e 1X 
e) OH- e 100X 
 
8. Aspirina é um ácido fraco com pK de 3,5, paracetamol é um ácido muito 
fraco com pK de 9,7 e p-aminofenol é uma base fraca com pK 6,0. As fórmulas 
neutras das três moléculas estão mostradas abaixo: 
 
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Estas drogas são absorvidas para o sangue através das células de revestimento 
do estômago e do intestino delgado. Para uma substância ser absorvida, ela deve 
atravessar facilmente a membrana celular. A passagem através da membrana 
celular é determinada principalmente pelo tamanho da molécula e pela sua 
polaridade, assim, moléculas polares com carga elétrica passam lentamente ou não 
passam dependendo do grau de polaridade, enquanto as polares neutras ou 
hidrofóbicas passam mais facilmente. Sabendo-se que o pH do suco gástrico no 
estômago é aproximadamente 2,0 e o pH do suco entérico no intestino delgado é 
aproximadamente8,0, a opção que corresponde a absorção destas moléculas é: 
 
a) a aspirina passa bem pelo estômago, mas passa mal pelo intestino delgado. 
b) o paracetamol passa bem pelo estômago, mas passa mal pelo intestino 
delgado. 
c) o p-aminofenol passa bem pelo estômago, mas passa mal pelo intestino 
delgado. 
d) a aspirina passa mal pelo estômago, mas passa bem pelo intestino delgado. 
e) o paracetamol passa mal pelo estômago, mas passa bem pelo intestino 
delgado. 
 
9. De acordo com as pontes de hidrogênio, responda: 
a) Qual é a sua relação com os estados físicos da água? 
b) Como esta interação química é produzida? 
c) Na ausência da água, esta interação química pode ser produzida? Justifique. 
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10. Abaixo podemos observar a curva de titulação de um ácido fraco. 
 
Responda: 
a) Qual é o pK e a faixa tamponante deste ácido? 
b) Como funciona um sistema tampão? 
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