A quimica da água

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Universidade Federal de Sergipe
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde
Departamento de Fisiologia
A química da água
Professor: Paulo de Tarso Gonçalves Leopoldo
São Cristóvão
2016
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I - Dados de Identificação:
- Instituição: Universidade Federal de Sergipe
- Centro de Ciências Biológicas e da Saúde
- Departamento de Fisiologia
- Matéria de Ensino: Bioquímica
II - Tema Central: A química da água
III - Duração: 2h aulas
IV - Estratégia:
Aula expositiva
V - Meta
Introduzir a química da água com vista a uma compreensão da forma como são formadas as interações químicas não covalentes, envolvidas na manutenção e interações de biomoléculas no ambiente aquoso.
VI - Objetivos
Ao final desta aula você será capaz de:
6.1 Identificar a composição da água corporal, diferenciando líquidos intracelulares de líquidos extracelulares
6.2 Comparar os pontos de fusão e de ebulição, bem como o calor de vaporização da água com outros solventes.
6.3 Descrever a natureza dipolar da molécula da água
6.4 Descrever a formação de pontes de hidrogênio na água e entre biomoléculas
6.5 Explicar as propriedades incomuns da água como solvente
6.6 Identificar a importância das ligações químicas não covalentes na bioquímica
6.7 Descrever a formação de uma ligação iônica
6.8 Descrever a formação da interação hidrofóbica
VI Conteúdo Programático:
6.1 Introdução
6.2 Propriedades físicas da água
6.3 A estrutura química da água e sua polaridade da molécula da água
6.3.1 A formação de pontes de hidrogênio na água
6.3.2 A formação de pontes de hidrogênio no gelo
6.3.1 A formação de pontes de hidrogênio entre biomoléculas
6.4. Propriedades da água como solvente
6.4.1 solubilização de substâncias iônicas
6.4.2 solubilização de substâncias polares
6.4.3 solubilização de substâncias anfipáticas
6.5 Interações químicas não covalentes
VII Pré-requisito: 
Para acompanhar esta aula, possibilitando uma melhor compreensão dos conteúdos trabalhados, você deverá rever conceitos de Química Geral e Química Orgânica estudados no ensino médio e também na aula Introdução à Bioquímica.
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Capítulo 2
A química da Água
1. Introdução. 
A água é o líquido no qual a vida pode se desenvolver, sendo o elemento crucial para a vida humana, permeando todas as células. É nesse meio onde ocorrem as reações do metabolismo celular e a interação das biomoléculas. A água é um solvente de propriedades incomparáveis por dissolver compostos polares e iônicos e formar suspensão com moléculas anfipáticas ou anfifílicas. É um meio de transporte de moléculas no sangue e de movimento de moléculas para compartimentos intracelulares, como também dissipa o calor corporal (por apresentar um alto calor específico a água funciona como um tampão calorífico, regulando a temperatura interna de muitos organismos). 
Cerca de 70% do peso do corpo de uma pessoa corresponde a massa da água. Devido às gorduras apresentarem natureza apolar e, portanto ser pouco hidratada, as pessoas gordas apresentam um percentual mais baixo de água corporal do que as magras. Cerca de 40% da massa de água corpórea corresponde ao líquido intracelular e 20% ao líquido extracelular. O líquido intracelular é constituído de toda a água encontrada no interior celular, enquanto o líquido extracelular são os líquidos localizados no exterior celular. O líquido extracelular permeia todos os espaços entre as células. O líquido extracelular é dividido em líquido intersticial (correspondendo a 15%) e plasma sanguíneo (correspondendo a 5%). O líquido intersticial é a água dos espaços teciduais, que se localiza entre as células. O plasma sanguíneo é a parte líquida do sangue, destituída de células. A fim de compreender o motivo pelo qual a água é tão extraordinária e como desempenha seu papel único e essencial nos seres vivos, abordaremos neste capítulo a química da água.
2. A estrutura química da água e sua polaridade da molécula da água
Na molécula da água, cada átomo de hidrogênio liga-se covalentemente ao átomo de oxigênio, compartilhando com ele um par de elétrons. O oxigênio apresenta dois pares de elétrons não compartilhados. Assim, há quatro pares de elétrons em torno do átomo de oxigênio, dois deles envolvidos nas ligações covalentes com o hidrogênio e dois pares não-compartilhados no átomo de oxigênio (figura 1a). O átomo de oxigênio é mais eletronegativo do que os átomos de hidrogênio, ou seja, apresenta uma maior afinidade por elétrons. Desta forma, a molécula da água apresenta duas cargas parciais negativas (� INCLUDEPICTURE "http://www.ufpe.br/projeto_biologico/biochemistry/tutorials/chemistry/graphics/-.gif" \* MERGEFORMATINET ���) no átomo de oxigênio e uma carga parcial positiva () em cada átomo de hidrogênio. Essas cargas parciais assumem uma configuração tetraédrica na molécula de água, configurando assim a natureza dipolar da molécula da água – dipolo elétrico (Figuras 1a e 1b). Uma atração eletrostática entre as cargas parciais positivas dos átomos de hidrogênio e a carga parcial negativa do átomo de oxigênio resulta na formação de uma ligação eletrostática denominada ponte de hidrogênio (figura 1c). O átomo eletronegativo ao qual o hidrogênio está covalente ligado é chamado de doador de hidrogênio. O oxigênio que contribui com os pares de elétrons não compartilhados é o aceptor de hidrogênio. 
Figura 1. Polaridade da molécula da água representada pelos modelos bola e bastões (a) e espaço cheio (b). Devido à natureza dipolar da molécula da água ela pode formar uma interação não covalente fraca denominada ponte de hidrogênio (c). Fonte: Nelson e Cox, 2002.
2.1 Formação de pontes de hidrogênio entre as moléculas de água
As pontes de hidrogênio são interações químicas mais fracas que as ligações covalentes. Essas interações entre as moléculas de água no estado líquido apresentam uma energia de ligação (a energia necessária para romper a ligação) cerca de 4,7 kcal/mol, comparada com 110 kcal/mol para a ligação covalente O-H. À temperatura ambiente, a energia térmica de uma solução aquosa (a energia cinética resultante do movimento dos átomos e moléculas individuais) é da mesma ordem de grandeza daquela energia requerida para quebrar as pontes de hidrogênio. Quando a água é aquecida, o aumento da sua temperatura reflete a movimentação mais rápida, das suas moléculas individuais. Embora a maioria das moléculas da água líquida esteja ligada entre si por pontes de hidrogênio em todo e qualquer instante considerado, o tempo de vida de cada uma destas pontes é menor que 1 x 10-9 segundos. O termo aglomerado oscilante designa grupos de moléculas de água ligadas entre si por pontes de hidrogênio, com tempo de vida curta no estado líquido. Para quebrar um grande número de pontes de hidrogênio em tal rede é necessária uma grande quantidade de energia térmica, daí por que os pontos de fusão e ebulição, bem como o calor de vaporização da água ser bem mais elevados quando comparados com os de outros líquidos (tabela 1).
Tabela 1 Pontos de fusão, ebulição e calor de vaporização de alguns líquidos
	Solventes
	Ponto de fusão (oC)
	Ponto de ebulição (oC)
	Calor de vaporização (J/g)*
	Água
	0
	100
	2.260
	Metanol
	-98
	65
	1.100
	Etanol
	-117
	78
	854
	Propanol
	-127
	97
	687
	Butano
	-90
	117
	590
	Benzeno
	6
	80
	394
	Clorofórmio
	-63
	61
	247
* O calor de vaporização é uma medida de energia dada em joule por grama (J/g). Uma caloria corresponde a 4,186 joules (1 cal = 4,186 J).
2.2 Diferenças de pontes de hidrogênio na água líquida e no gelo
O arranjo quase tetraédrico das cargas parciais positivas (do hidrogênio) e negativa (do átomo de oxigênio) na molécula da água permite que ela forme quatro pontes de hidrogênio com quatro moléculas de água adjacentes (figuras 1a e 1b). No entanto, na água líquida, à temperatura ambiente, uma molécula de água forma realmente3,4 pontes de hidrogênio com 3,4 outras moléculas de água adjacentes. Isto se deve a que no estado líquido as moléculas de água estão em movimento contínuo, permitindo às pontes de hidrogênio serem quebradas e refeitas muito rapidamente. Já no estado sólido (gelo), a molécula de água não apresenta elevado movimento cinético, sendo assim, cada molécula de água forma quatro pontes de hidrogênio com outras quatro moléculas de água adjacentes.Isso permite á água no estado sólido formar uma rede regular de pontes de hidrogênio(figura 2).
A água é uma das poucas substâncias que se expande com o congelamento (a 0oC a água líquida apresenta densidade de 1,0g/ml e o gelo de 0,92g/ml). Essa expansão da água sob congelamento deve-se ao arranjo das pontes de hidrogênio do estado sólido formar estruturas mais regulares e mais espaçadas do que na água líquida. A expansão da água sob congelamento apresenta inúmeras conseqüências para a vida no planeta. Suponha que a água se contraísse sob congelamento, isto é, ficasse mais densa em vez de menos densa: o gelo afundaria no fundo dos lagos e oceanos em vez de flutuar, o que acarretaria no congelamento por inteiro desses ambientes aquáticos nas regiões polares do globo terrestre. Se assim o fosse, a Terra estaria confinada a uma era de gelo permanente e a vida talvez nunca tivesse surgido.
Figura 2. Estrutura cristalina das moléculas da água no gelo. Cada molécula de água, representada pelo modelo bola e bastão, forma 4 pontes de hidrogênio com outras moléculas água circunvizinhas. As pontes de hidrogênio são representadas por tracejados azuis. Fonte: Nelson e Cox, 2002.
2.3 Direcionamento das pontes de hidrogênio
As pontes de hidrogênio mais fortes ocorrem quando os três átomos envolvidos permanecem em linha reta formando as pontes de hidrogênio. Esse arranjo tem a maior carga parcial possível ao hidrogênio e, conseqüentemente, uma interação mais forte com o par de elétrons não-compartilhado no segundo átomo eletronegativo. As interações fracas, por sua vez, as cargas não estão dispostas em linha reta na molécula de água, resultando numa interação fraca entre elas (Figura 3).
Figura 3. Direcionamento das cargas parciais nas pontes de hidrogênio. Devido a uma maior ou menor interação eletrostática entre as cargas parciais negativas e positivas na molécula da água, as pontes de hidrogênio são classificadas em forte e fraca, respectivamente. A ponte de hidrog~enio mais forte (a da esquerda, em que se observa um alinhamento das cargas negativas e positiva, promovendo uma forte interação eletrostática) e fracas (a da direita) . Fonte: Nelson e Cox, 2002.
3. Formação de pontes de hidrogênio entre as biomoléculas
As pontes de hidrogênio são interações não-covalentes envolvidas na manutenção da estruturas tridimensionais de diferentes biomoléculas. A condição para que haja formação de pontes de hidrogênio entre as biomoléculas, é necessário que um átomo de hidrogênio esteja ligado covalentemente a um átomo de oxigênio ou nitrogênio (denominado doador de hidrogênio), e que esse hidrogênio seja atraído por outro átomo de oxigênio ou nitrogênio (denominado aceptor de hidrogênio), como esquematizado na figura 4. 
Figura 4 Formação de pontes de hidrogênio entre as biomoléculas. O átomo eletronegativo que se liga covalente ao hidrogênio é o doador de hidrogênio e o que atrai a carga parcial positiva desse átomo é o aceptor de hidrogênio. Fonte: Nelson e Cox, 2002.
3.1 Nas biomoléculas, as pontes de hidrogênio podem ser de dois tipos: intermolecular e intramolecular. Uma ponte de hidrogênio intermoleculares ou intercadeia é aquela que é formada entre cadeias de biomoléculas, como proteínas, como se observa entre duas cadeias polipeptídicas (figura 5). Já as pontes de hidrogênio intramoleculares ou intracadeia ocorrem dentro da própria molécula, como por exemplo entre pares de bases da fita dupla do DNA (figura 5).
Figura 5. Pontes de hidrogênio intramolecular (quando o doador e o aceptor de hidrogênio são da mesma molécula) e intermoleculares (quando o doador de hidrogênio é de uma molécula e o aceptor é de outra molécula). Fonte: Nelson e Cox, 2002.
4. Propriedades da água como solvente
A natureza polar da água determina, em grande parte, suas propriedades de solvente. Compostos iônicos com cargas, como o cloreto de potássio (KCl) em solução, e compostos polares com cargas parciais, como álcool etílico ou acetona, tendem a dissolver-se em água. O princípio físico envolvido é a atração eletrostática entre cargas opostas. A extremidade negativa do dipolo da água atrai os íons positivos das substâncias iônicas ou a extremidade positiva das substâncias polares. A extremidade positiva da molécula de água atrai um íon negativo do sal ou a extremidade negativa da substância polar. 
4.1 Classes de substâncias que se solubilizam na água:
4.1.1 Substâncias iônicas (carregadas com carga positiva ou carga negativa). Essas substâncias são dissolvidas em água por formação de uma camada de hidratação (ou solvatação), entre elas e as moléculas de água. A solubilização do NaCl (Cloreto de sódio, ou sal de cozinha) que na água se dissocia em Na+ e Cl-(figura 6). O oxigênio da água com carga parcial negativa atrai o sódio (Na+) com carga positiva e o hidrogênio da água, com carga parcial positiva, atrai o cloreto com carga negativa (Cl-)
Figura 6. Estrutura cristalina do cloreto de sódio, em que o cátion (Na+) atrai a carga negativa do cloreto (Cl-) por ligação iônica e a dissolução de seus íons em água, por formação de uma camada de solvatação tanto do Na+ quanto do Cl-.
4.1.2 Substâncias polares ou hidrofílicas. São as substâncias que se solubilizam em água devido à capacidade de elas interagirem com a água por formação de pontes de hidrogênio. A condição necessária para uma substância ser polar é que ela apresente um hidrogênio ligado covalentemente a um átomo eletronegativo (oxigênio ou nitrogênio) e esse hidrogênio ser compartilhado com outro átomo eletronegativo (oxigênio ou nitrogênio). Exemplos: Glicose, etanol, acetona, etc.
4.1.3 Substâncias anfifílicas ou anfipáticas. São as substâncias que apresentam uma natureza dupla, tendo um grupo polar e outro apolar na mesma molécula. O grupo polar é representado por um círculo, conhecido como cabeça polar e o grupo apolar é representada por linhas em ziguezague, denominada cauda apolar (figuras 7a e 7b) Exemplos: Sabões (detergentes), ácidos graxos, lipídios de membranas, proteínas, etc. 
As membranas biológicas são bicamadas lipídicas formadas por lipídios anfipáticos e proteínas (figura 7c). Quando as substâncias anfipáticas são agitadas em águas podem formar estruturas como micela (figura 7d) e lipossomos.
Figura 7 As substâncias anfipáticas apresentam uma natureza dupla: um grupo polar e um apolar na mesma molécula O grupo polar é a carboxila do ácido graxo, representado na figura a. Esse grupo polar é representado esquematicamente por esferas rosas, como destacado nas figuras b, c e d. O grupo apolar, a cadeia hidrocarbonada do ácido graxo (a) é representada esquematicamente por linhas em ziguezague (a,b,c e d). O grupo polar é chamado de cabeça polar e o grupo apolar é chamado de cauda apolar
5. Ligações químicas em bioquímica
Em bioquímica é fundamental conhecer as ligações químicas que estão envolvidas tanto na formação, como na manutenção das estruturas das biomoléculas, bem como em suas interações moleculares. Assim, as ligações químicas mais fortes são as ligações covalentes, que mantêm unidos os átomos para formar as biomoléculas. Uma ligação covalente é formada pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos adjacentes. Uma típica ligação covalente carbono-carbono (C-C), formada pelo compartilhamento de um único par de elétrons, tem um comprimento de 1,54 angstrom e energia de ligação de 85 kcal/mol. Como esta energia é relativamente alta, muito tem que ser despendido para quebrar ligações covalentes. Dois átomos podem ainda compartilhar doisou três pares de elétrons, formando ligações covalentes dupla e tripla, respectivamente, como pode ser visto na figura 8, a as ligações covalentes simples, dupla e tripla entre átomos de carbono. As ligações dupla e tripla são mais fortes do que as ligações C-C simples. Enquanto uma ligação dupla tem um comprimento de 1,34 angstrom e energia de ligação de 150 kcal/mol, uma ligação tripla tem comprimento de 1,20 angstrom e energia de ligação de 193 kcal/mol.
Figura 8. Ligações químicas covalentes entre os átomos de carbono. Formação de uma ligação covalente simples (C-C), com compartilhamento de um único par de elétrons; dupla, (C=C), com compartilhamento de dois pares de elétrons e tripla (C(C), compartilhando três pares de elétrons. As ligações simples entre os carbonos apresentam o maior comprimento, quanto a menor energia de ligação quando comparada a dupla e tripla.
Para algumas moléculas, pode ser representado mais de um padrão de ligações covalentes. Por exemplo, o benzeno pode ser escrito de dois modos equivalentes, chamados de estruturas de ressonância. A verdadeira estrutura do benzeno é um composto das suas duas estruturas de ressonância. Uma molécula que possa ser representada como várias formas de ressonância com energias aproximadamente iguais tem maior estabilidade do que uma sem múltiplas delas. Portanto, devido a suas estruturas de ressonância, o benzeno é extraordinariamente estável (figura 9).
Figura 9. Estruturas de ressonância do benzeno. A ressonância ou mesomeria é o fenômeno que ocorre quando um composto pode ser representado por duas ou mais fórmulas estruturais, apresentando a mesma posição para os núcleos dos átomos, mas diferindo pela posição dos elétrons que fazem parte da ligação. A estrutura mais provável é um híbrido resultante da combinação de todas as possíveis estruturas que descrevem o composto.
As reações químicas envolvem a ruptura e a formação de ligações covalentes. O fluxo de elétrons no decurso de uma reação pode ser representado por setas curvas, um método de representação chamado de "puxar setas”. Cada seta representa um par de elétrons.
5.1 Interações não covalentes.
As interações moleculares não covalentes, prontamente reversíveis, são a essência da dança da vida. Tais forças não covalentes, de pouca intensidade, exercem papéis importantes na replicação fiel do DNA, no enovelamento de proteínas para formas tridimensionais complicadas, no reconhecimento específico de substratos por enzimas e na detecção de moléculas sinalizadoras. De fato, todas as estruturas e os processos biológicos dependem do efeito combinado de interações covalentes e não covalentes. As três ligações não covalentes fundamentais são as interações eletrostáticas, a interação de van der Waals e a interação hidrofóbica. Elas diferem em geometria, força e especificidade. Além disso, estas ligações são profundamente afetadas de diferentes modos pela presença de água. Consideremos as características de cada uma delas:
5.1.1 Interações eletrostáticas. Uma interação eletrostática depende das cargas elétricas nos átomos. A energia de uma atração eletrostática é dada pela lei de Coulomb:
E = kqlq/Dr
Em que E é a energia, q1 e q2 são as cargas nos dois átomos (em unidades de carga eletrônica), r é a distância entre eles (em angstrons), D é a constante dielétrica (que dá conta dos efeitos do meio) e k é uma constante de proporcionalidade (k = 332, para dar energia em unidades de quilocalorias por mol, ou 1.389, para energias em quilo joules por mol). Deste modo, a interação eletrostática entre dois átomos com cargas opostas unitárias separadas por 3 Å em água (que tem uma constante dielétrica de 80) tem uma energia de 1,4 kcal mol-l (5,9 k J mol-1). As interações eletrostáticas são de dois tipos: pontes de hidrogênio e ligação iônica.
5.1.1.1 Pontes de hidrogênio. São interações relativamente fracas mas, cruciais na estabilização das conformações do DNA, proteínas e polissacarídeos. Estas interações são também responsáveis por muitas das propriedades da água, que fazem dela um solvente tão especial. 
5.1.1.2 Ligações iônicas. Átomos podem se ionizar para atingir um número estável de elétrons, perdendo ou ganhando elétrons. Por exemplo, o Na (sódio) pode doar um elétron para o Cl (cloro), gerando os íons Na+ e Cl-. O par iônico é mantido junto por uma forte atração eletrostática denominada ligação iônica (figura 10).
Figura 10 O cristal de NaCl é formado por ligação iônica, que é uma atração eletrostática entre as carga negativa do cloreto (Cl-) e a positiva do íon sódio (Na+). Nessa estrutura, cada íon cloreto está circundado por 6 íons Na+ e cada íon sódio está ligado a seis íons cloreto.Assim ambos os íons tem número de coordenação 6.
5.1.2 Interaçães de van der Waals. A base de uma interação de van der Waals é que a distribuição de carga eletrônica em torno de um átomo muda no tempo. Em um dado instante, a distribuição de cargas não é perfeitamente simétrica. Esta assimetria transitória na carga elétrica em tomo de um átomo age através de interações eletrostáticas induzindo uma assimetria complementar na distribuição de elétrons em tomo dos átomos vizinhos. A atração resultante entre um par de átomos aumenta à medida que cheguem mais perto, até que estejam separados pela distância de contato de van der Waals (Fig. 1.10). A uma menor distância, predominam forças de repulsão muito intensas porque as nuvens externas de elétrons se superpõem.
A energia associada a interação de van der Waals é baixa, contribuíndo com 0,5 a 1,0 kcal mol-l (de 2 a 4 kJ mol-1) por par de átomos. Contudo, quando as superfícies de duas grandes moléculas se reúnem, um grande número de átomos fica em contato de van der Waals, e o efeito global, a soma de muitos pares de átomos, pode ser substancial.
6. Conclusão. A água é uma molécula dipolar devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos de oxigênio e hidrogênio ligados covalentemente. Pontes de hidrogênio é uma interação molecular fraca que ocorre com a carga parcial negativa de um átomo eletronegativo atraindo a carga parcial positiva do hidrogênio. Na estrutura das biomoléculas, as pontes de hidrogênio são de dois tipos: intermolecular (intercadeia) e intramolecular (intracadeia).. Devido a sua natureza dipolar, a água é capaz de solubilizar substâncias tão distintas entre si como moléculas polares (glicose e etanol), sais (cloreto de sódio) e substâncias anfipáticas (ácido graxo). 
7. Resumo 
A água é a substância mais abundante do corpo humano, correspondendo a 70% da massa corpórea. Na molécula da água cada átomo de hidrogênio compartilha um par de elétrons com um átomo de oxigênio formando entre eles uma ligação covalente polar. Essa ligação polar se deve à diferença de eletronegatividade entre os átomos de oxigênio e hidrogênio. Essa diferença de eletronegatividade gera pólos elétricos positivo e negativo nessa molécula permitido que seus átomos possam interagir por meio de uma ligação química não covalente denominada pontes de hidrogênio. A formação de pontes hidrogênio entre as moléculas de água ocorre com a carga parcial negativa de um átomo de oxigênio de uma molécula de água atraindo a carga parcial positiva do hidrogênio de outra molécula de água. Nas biomoléculas, a formação de pontes de hidrogênio é do tipo intramolecular (ou intracadeia) e intermolecular (ou intercadeia). Nesse caso, um hidrogênio ligado covalente a um átomo eletronegativo (doador de hidrogênio) é atraído por outro átomo eletronegativo (aceptor de hidrogênio). A água solubiliza moléculas tão diferentes como substâncias polares, sais e substâncias anfipáticas. As ligações não covalentes como pontes de hidrogênio, ligação iônica, van der Walls e interação hidrofóbica são interações químicas muito fracas e facilmente rompidas, que exercem um papel crucial na manutenção das estruturas químicas das biomoléculas e nas suas interações moleculares no ambiente celular.
8. Referências bibliográficas:
NELSON, D.L, COX,M. M. Princípios de Bioquímica de Lehninger. 6ª . Edição, São Paulo, Sarvier, 2014.
BERG, J. M, TYMOCZKO, J. L., STRYER, L. Bioquímica. 5a edição, Rio de Janeiro, Guanabara-Koogan, 2004.
NELSON, D.L, COX, M. M. Lehninger Princípios de Bioquímica. 3. Edição, São Paulo, Sarvier, 2002. 
STRYER, L. Bioquímica. 4ª edição, Rio de Janeiro, Guanabara-Koogan, 1996.
VOET, D, VOET, J. G. Bioquímica. 4a Edição, Porto Alegre, Editora Artmed, 2013.
9. Exercícios
1. Justifique a importância da química da água para o estudo da Bioquímica.
2. Por que os pontos de fusão, ebulição e o calor de vaporização da água são bem mais altos do que os do clorofórmio, benzeno, hexano, acetona, etc?
3. Explique o motivo pelo qual a água forma um dipolo elétrico.
4. Conceitue ponte de hidrogênio e explique como ela pode ser formada entre as moléculas de água e nas biomoléculas.
5. Diferencie ponte de hidrogênio de uma ligação covalente.
6. Por que o gelo é menos denso do que a água líquida? 
7. Qual a importância biológica do gelo ser menos denso do que a água líquida?
8. Explique como diferentes moléculas como glicose, o etanol e a acetona podem se solubilizar em água.
9. Por que a água é melhor solvente do que a maioria dos líquidos comuns?
10. O que são substâncias anfifílicas ou anfipáticas e como elas se solubilizam em água? Exemplifique-as.
11. Qual importância das interações não covalentes na determinação da estrutura das biomoléculas e das interações entre elas?
12. Como se comporta a entropia do meio aquoso na solubilização de substâncias anfifílicas?
13. O que são interações de van der Waals? Como elas estão agrupadas?
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