Agua e propriedades e tampões

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Água
Molécula mais abundante nos sistemas vivos (70%)
Origem da vida e grande parte de sua evolução
Propriedades físico-químicas estão relacionadas com a estrutura e a função das estruturas celulares:
Forças de atração (pontes de hidrogênio)
Leve tendência à auto ionização
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Interações fracas em sistema aquoso
Interações iônicas (eletrostáticas)
Interações de Van der Waals
Interações hidrofóbicas
Tendência das moléculas hidrofóbicas a se agruparem quando num ambiente aquoso
Pontes de hidrogênio:
Força coesiva que mantém a água no estado líquido nas CNTPs
Organização da água (gelo)
Soluto para moléculas polares 
azeótropos
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As pontes de hidrogênio conferem à água propriedades incomuns
Altos ponto de fusão, ebulição e calor de evaporação
* A energia requerida para converter 1.0 g da substância do estado líquido para o estado gasosos à pressão atmosférica sem aumentar a temperatura. É uma medida direta da energia necessária para superar as forças de atração entre as moléculas na fase líquida.
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Estrutura da molécula de água
Carga parcial
negativa no O
Cargas parciais
positivas nos Hs
Modelo 
bastão-e-bola
Modelo de
preenchimento espacial
O oxigênio é mais eletronegativo que o hidrogênio atraindo a nuvem eletrônica mais para si, essa distribuição desigual faz com que a água se comporte como um dipolo
Oxigênio: parcialmente negativo (d-)
Hidrogênio: parcialmente positivo (d+)
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Estrutura da molécula de água: 
ponte de hidrogênio
A forma da molécula de água é determinada pela geometria dos orbitais externos do átomo de oxigênio que (ocupa uma posição central) similar a um carbono sp3
Os orbitais não ligados comprimem as ligações O—H fechando ligeiramente o ângulo formado entre elas 109,5o g 104,5o
carbono sp3
(tetraedro)
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Pontes de hidrogênio na estrutura 
do gelo
No gelo, cada molécula faz quatro pontes de hidrogênio
No estado liquido cada molécula está ligada, em média, a 3,4 outras moléculas de água , ou seja, a água líquida tem um alto grau de organização cuja estrutura se assemelha muito a do gelo.
Na fusão do gelo são quebradas somente o mínimo de pontes de hidrogênio para que a água se torne líquida
H2O(solida) g H2O(liquida)	 DH 5.9 kJ/mol
H2O(liquida) g H2O(gasosa)	 DH 44.0 kJ/mol
Já na passagem para o estado gasoso a (quase) totalidade das pontes de hidrogênio são quebradas .
azeótropos
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A água forma pontes de hidrogênio com solutos polares
Aceptor de hidrogênio
Doador de hidrogênio
O aceptor de hidrogênio é, geralmente, um oxigênio ou nitrogênio
O hidrogênio doador está sempre ligado a um átomo eletronegativo (O, N, S)
A ligação C—H não é suficientemente polar para formar pontes de hidrogênio
Alcoóis, aldeídos, cetonas e compostos que contenham o grupamento N—H e tendem a ser solúveis
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Pontes de hidrogênio comuns em sistemas biológicos
Entre grupamentos peptídicos em polipeptídeos
adenina
Entre bases complementares do DNA
Entre hidroxila de um álcool e a água
Entre a carbonila de uma cetona e a água
timina
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A ponte de hidrogênio tem um caráter direcional
Orbitais alinhados:
Ligação forte
Orbitais não alinhados:
Não tão forte
A força de atração entre as cargas elétricas parciais é maior quando os orbitais que a formam estão alinhados
Quanto menos alinhados os orbitais estiverem mais fraca será a interação
As pontes de hidrogênio são ligações direcionais
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Alguns exemplos de moléculas polares, apolares e anfipáticas (pH: 7,0)
Grupamentos polares
Grupamentos apolares
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A água interage eletrostáticamente com solutos carregados
ex.: a dissolução do NaCl
Na+ hidratado
(solvatado)
Cl- hidratado
(solvatado)
Cristal de NaCl anidro
Formação de uma camada de solvatação
eH20: 78,5
ebenzeno: 4,6
Constante dielétrica: capacidade de separar cargas
O oxigênio da água (d-) interage com Na+
O hidrogênio da água (d-) interage com o Cl-
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Gases apolares são pouco solúveis 
em água
Reações dos gases polares com a água
CO2 + H2O n H2CO3(aq) n
 n HCO3-(aq) + H+ n
n CO32-(aq) + H+ 
NH3 + H2O n NH4+(aq) + OH- 
H2S + H2O n HS-(aq) + H+
 
Capacidade de reagir com a água aumenta em muito a solubilidade
Sistemas biológicos utilizam proteínas transportadoras para aumentar a solubilidade dos gases. Ex.: hemoglobina-O2
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Um ácido gordo no meio aquoso
As moléculas de água em contato com a cauda apolar de (hidrocarboneto) ficam com sua capacidade de formar pontes de H sub-otimizada.
Isso leva a um aumento da quantidade de pontes de H água—água na região circundante a cauda apolar
Ou seja, nessa região a água se torna mais organizada, mais parecida com o gelo.
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Quatro tipos de interações não covalentes (“fracas”) entre biomoléculas em meio aquoso
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Ligações fortes e fracas
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Algumas pontes de hidrogênio biologicamente importantes
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Os solutos alteram as propriedades coligativas da água
Pressão de vapor
Ponto de ebulição
Ponto de fusão
Pressão osmótica
Tensão superficial
1molal 1mol de soluto/ Kg de água (Abaixa o ponto de fusão em 1,9oC e aumenta o ponto de ebulição em 0,5oC)
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Osmose e Pressão osmótica
Osmose é o movimento de água através de uma membrana semipermeável causado por diferença na pressão osmótica entre os lados da membrana
Pressão osmótica
Fator de van`t Hoff (medida da dissociação do soluto)
Concentração molar do soluto
osmolaridade
Para o NaCl, que se dissocia totalmente, c=2
Para solutos que não se dissociam, c=1
A osmolaridade depende mais do número de
 partículas do que de seus tamanhos 
(um polissacarídeo de 500 moléculas de glicose tem o mesmo praticamente efeito osmótico que uma única molécula de glicose)
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Efeito da osmolaridade do meio no movimento da água através da membrana de uma célula
Solutos extracelulares
Solutos intracelulares
Meio hipertônico – a água sai, a célula crena
Meio isotônico - a quantidade de água que entra é igual a que sai
Meio hipotônico – a água entra, a célula incha até arrebentar
A membrana celular é mais permeável a água do que aos seus solutos
Plantas usam pressão osmótica para conseguir rigidez mecânica
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A resposta ao toque em plantas é um evento osmótico
Dionaea muscipula
Mimosa pudica
Fluxos d K+ através da membrana plasmática de células especializadas
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Resumo- 
interações fracas em meio aquoso
A grande diferença de eletronegatividade entre H e O torna a água altamente apolar e capaz de formar pontes de hidrogênio consigo mesma e com solutos
A água é um bom solvente para moléculas polares (hidrofílicas) com as quais forma pontes de H e carregadas com as quais interage eletrostáticamente
Compostos apolares (hidrofóbicos) não formam pontes de H, dissolvem pouco na água. 
Para minimizar sua exposição a água os lipídeos se agregam na forma de membranas e micelas onde as porções hidrofóbicas se escondem da água
Numerosas interações fracas não covalentes influenciam no enovelamento de macromoléculas como proteínas e ácidos nucléicos
Nas macromoléculas, a conformação mais estável é a que maximiza as pontes de H intamoleculares e com a água, e com as porções hidrofóbicas escondidas no interior de macromolécula
As propriedades físicas das soluções aquosas são muito influenciadas pelas concentrações dos solutos
A tendência da água de se mover através de uma membrana semipermeável no sentido de menor osmolaridade para o de maior é chamado osmose.
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pH e tampões
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Auto-ionização da água
H20 D H+ + OH-
= 1,8 x 10-16
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Conceito de Kw
1,8 x 10-16 x 55,5 = [H+] [OH-]
Kw = 1,0 x 10-14 = [H+] [OH-]
Kw = 10-14 = [H+] [OH-]
[H20] = ? mol/L
(mols por litro)
18 g – 1 mol
1000 g (1 L) – x mol
X = 1000 / 18 
X = 55,5 mol / L
[H20] = 55,5 mol/L
A [H20] é sempre = 55,5 mol/ L
Reorganizando a equação, temos:
Calculando o produto no primeiro
membro da equação:
O produto entre as concentrações de H+ e OH- é sempre igual a 10-14
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Conceito de Kw
constante de dissociação da água
Kw = 10-14 = [H+] [OH-]
O produto entre as concentrações de H+ e OH- é sempre igual a 10-14
c
C
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Escala de pH
Ex.:
[H+] = 0,0000001 M = 1,0 x 10-7
log [H+] = -7
pH = -log[H+] = 7	
pH, então, significa 
“logaritmo negativo” da concentração de H+
OBS - É mais correto dizer “o simétrico do logaritmo da concentração de H+”
Para evitar a utilização de números muito pequenos e de notação exponencial estabeleceu-se o uso do termo 
p
Que significa “menos logaritmo de... ”
C
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Definição de pH
pH é o “logaritmo negativo” da concentração de H+
C
c
pH = -log[H+]
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Relações entre [H+], [OH-], pH e pOH
	OBSERVAÇÕES
[H+] x [OH-] é sempre igual a 10-14
pH + pOH é sempre igual a 14
Em pH 7 a [H+] é igual a [OH-] por isso esse valor é considerado neutro
Em pH < 7 a [H+] é maior que a [OH-] por isso esses valores é considerados ácidos
Em pH > 7 a [OH-] é maior que a [H+] por isso esses valores é considerados ácidos
ácido
neutro
básico
(ou alcalino)
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Ácido e base
definição de Bronsted e Lowry
Ácidos são substâncias que podem doar prótons
Bases são substâncias que podem aceitar prótons
C
Ácido clorídrico
Hidróxido de sódio
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Ácido forte e ácido fraco
Ácido forte é o que se dissocia totalmente quando dissolvido em água. Ex.:
Ácido clorídrico
HCl ¨ H+(aq) + Cl-(aq)
Ácido fraco é o que se dissocia parcialmente quando dissolvido em água. Ex.:
Ácido acético
HAc D Ac- (aq) + H+(aq)
Na dissociação de um ácido fraco o ácido e sua
 base conjugada coexistem em equilíbrio dinâmico
Ácido:
Ácido acético
Base conjugada:
Íon (ânion) acetato
C
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Conceito de Ka e p Ka
Como a [H2O] é praticamente constante e igual a 55,5 mol/L. Podemos inbuti-lo na constante K transformando-a em Ka
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Constantes de dissociação de alguns ácidos fracosimportantes em bioquímica
Ácido				 Ka		 pKa
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Tomando-se o logaritmo negativo de ambos os membros temos:
Aplicando as definições de pH e pK:
Ou, escrita numa forma genérica:
Equação de Handerson-Hasselbach
UTILIDADE
Permite calcular o pH de uma solução à partir das concentrações do ácido e da base conjugada
Permite calcular as quantidades relativas do ácido e da base conjugada à partir do pH
Para a dissociação do ácido fraco:
Temos a seguinte equação
Que pode ser rearranjada desta forma
c
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Equação de Handerson-Hasselbach
C
c
C
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Tampões
Solução que evita mudanças bruscas de pH mesmo quando um ácido ou uma base forte são adicionados
É composto por um sistema ácido fraco / base conjugada
C
C
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Os sistemas biológicos são sempre tamponados
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Zona de tamponamento
e capacidade tamponadora
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Curva de titulação (ácido triprótico)
Espécies 
predominantes
H3PO4
H2PO4-
HPO42-
PO43-
pKs e zonas de tamponameto
Relação entre os equivalentes adicionados , os pKs e os patamares de tamponamento
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