água 2

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Unidade 1 – Introdução à Bioquímica
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
	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. 
	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.
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
	Elemento
	*Eletronegatividade
	Elemento
	Eletronegatividade
	Elemento
	Eletronegatividade
	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.
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.
	
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), determinando uma 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.
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). Alémdisso, 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 conseqüência 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).
	
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).
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. 
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. A 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.
	Uma 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.
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 molecular da 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).
Pelo fato da escala de pH ser logarítmica, se um líquido tem pH 7,0 e outro tem pH 8,0, o segundotem 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.
	[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
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.
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 melhor absorvidos pelo estômago, outros são melhor 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 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 à 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. 
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.
Muitos medicamentos também se comportam como tampões. O ácido acetil salicílico (encontrado em alguns medicamentos como a aspirina) é um ácido fraco com pK 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 reaçãose 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 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.
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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. Caso prefira, redija as respostas no caderno e depois as envie através do nosso ambiente virtual de aprendizagem (AVA). Interaja conosco!
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:
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 sangüíneo 
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
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
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:
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 aproximadamente 8,0, 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.
10. Abaixo podemos observar a curva de titulação de um ácido fraco.
 pH
 
 
 
 
 0,5 1,0
 Equivalentes de NaOH
Responda:
a) Qual é o pK e a faixa tamponante deste ácido? 
b) Como funciona um sistema tampão?
4
3
2
1