A água

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A água
	Pelo menos 70% do peso da maioria dos organismos corresponde a água, demonstrando a abundância e importância dessa molécula para a manutenção da vida bem como moldando a evolução da vida, que provavelmente ocorreu a partir de sistemas aquosos. Neste texto serão abordados a importância da água e do meio aquoso para os diferentes organismos, a estrutura e as propriedades físicas da água, as interações que ocorrem nos ambientes aquosos, a ionização da água e de ácidos e bases fracas e como estas propriedades fazem da água um solvente quase universal, e são importantes para a manutenção das estruturas de outras biomoléculas e do pH, num processo mais conhecido como sistema de tamponamento do pH. Por fim, será brevemente discutido o papel da água além de solvente. 
1. A molécula de água
	A água é tão importante que não se pode falar em evolução ou outras formas de vida sem mencionar a existência de água líquida. Organismos que habitam ambientes com diferentes disponibilidades de água, desenvolveram diferentes estratégias para explorar as propriedades da molécula de água. Devido o alto calor específico da molécula de água, ela é utilizada para regular a temperatura corporal; a coesão das moléculas de água permite que as plantas transportem nutrientes até as folhas durante a transpiração; o gelo é menos denso que a água líquida e assim as lagoas congelam na superfície, isolando a água de baixo do ar frio e impedindo que os organismos congelem. Muitas dessas propriedades e das macromoléculas celulares são derivadas de suas interações com moléculas de água do meio. Quais propriedades fazem da água a biomolécula determinante da vida?
	A molécula de água está representada a seguir: 
	Pode-se observar que as propriedades da água resultam da estrutura eletrônica da sua molécula. A geometria da molécula é ditada pela forma dos orbitais eletrônicos, que apresentam hibridização do tipo sp3, descrevendo um formato aproximado de tetraedro, com um átomo de hidrogênio em cada um de dois vértices e os pares de elétrons não compartilhados nos outros dois. O núcleo do átomo de oxigênio atrai elétrons mais fortemente que o núcleo de hidrogênio, ou seja, o oxigênio é mais eletronegativo. Isso significa que os elétrons compartilhados estão mais frequentemente na vizinhança do átomo de oxigênio que no de hidrogênio. O resultado desse compartilhamento desigual de elétrons é a formação de dois dipolos elétricos na molécula de água, um ao longo de cada ligação O-H; cada hidrogênio carrega carga parcial positiva (δ+) e o oxigênio carrega carga parcial negativa igual em magnitude à soma das duas cargas parciais positivas (2δ-). 
2. Interações da molécula de água e outras moléculas em sistemas aquosos
a) Ligações de hidrogênio
	Como resultado, existe uma atração eletrostática entre o átomo de oxigênio de uma molécula de água e o oxigênio de outra, chamada de ligação de hidrogênio (ver figura a seguir). As ligações de hidrogênio são mais longas (0,177nm) e mais fracas (energia de dissociação de ligação de cerca de 23kJ/mol) que as ligações covalentes. A ligação de hidrogênio é cerca de 10% covalente, devido às sobreposições nos orbitais de ligação, e cerca de 90% eletrostática. As ligações de hidrogênio são responsáveis pelas propriedades incomuns da água, isto é, as ligações de hidrogênio são a razão de água ter ponto de fusão, ebulição e calor de vaporização maior que os outros solventes comuns. Além disso, a soma de todas as ligações de hidrogênio entre a moléculas de água confere a água líquida uma grande coesão interna. 
	O arranjo aproximadamente tetraédrico dos orbitais ao redor do átomo de hidrogênio permite que cada molécula de água forme ligações de hidrogênio com até quatro moléculas de água vizinhas. Entretanto, no estado líquido, as moléculas de água estão desorganizadas e em movimento contínuo, assim cada molécula forma ligação de hidrogênio com somente 3,4 moléculas. Por outro lado, no estado sólido ou gelo, cada molécula de água está fixa no espaço e forma ligações de hidrogênio com quatro outras moléculas, formando uma estrutura de rede regular. Essa rede cristalina, faz o gelo ser menos denso que a água líquida e portanto, o gelo flutua na água líquida. 
	As ligações de hidrogênio são direcionais e, portanto, mais fortes quando as moléculas ligadas estão orientadas de forma a maximizar as interações eletrostáticas, o que ocorre quando o átomo de hidrogênio e os dois átomos que o compartilham estão em linha reta, ou seja, quando o átomo aceptor está alinhado com a ligação covalente entre o átomo doador e o hidrogênio. Esse arranjo dispõe as cargas positivas do íon hidrogênio diretamente entre as duas cargas parciais negativas e confere uma geometria específica.
	A água apresenta alto ponto de fusão e ebulição devido as ligações de hidrogênio que requerem uma grande quantidade de energia para serem quebradas. Nestas transformações o calor é retirado do sistema, ou seja, ∆H tem um valor positivo. Entretanto, estes processos ocorrem espontaneamente porque a entropia do sistema aquoso aumenta (uma vez, que aumenta a desordem das moléculas de água), tornando o ∆G negativo, na equação ∆G= ∆H - T ∆S.
	Devido a capacidade de formar pontes de hidrogênio, a água é um solvente polar, que dissolve a maioria das biomoléculas. De acordo com solubilidade em água, os compostos são classificados em três grupos: hidrofílicos, são os compostos que se dissolvem facilmente em água; hidrofóbicos são aquele que se dissolvem em solventes apolares, como o benzeno e o clorofórmio; por fim, os compostos anfipáticos contêm regiões polares e regiões apolares. 
	As ligações de hidrogênio não são exclusivas para a molécula de água. As ligações de hidrogênio se formam entre um átomo eletronegativo (geralmente oxigênio ou nitrogênio) e um átomo de hidrogênio ligado covalentemente a outro átomo eletronegativo. Dessa forma, a água forma ligações de hidrogênio com biomoléculas polares não carregadas que contenham os grupos alcoóis, aldeídos, cetonas e aminas, que tendem a ser solúveis em água.
	Solutos de todos os tipos afetam algumas propriedades físicas do solvente água: pressão de vapor, ponto de fusão, ponto de ebulição e pressão osmótica. O efeito da concentração do soluto nas propriedades coligativas da água é independente das propriedades químicas do soluto, dependendo somente do número de partículas de soluto para uma dada quantidade de água.
b) Interações eletrostáticas
	 Além da ligação de hidrogênio, a água também pode interagir eletrostaticamente com solutos carregados. A água dissolve sais como o NaCl pela hidratação e estabilização dos íons Na+ e Cl-, enfraquecendo as interações eletrostáticas entre eles e, portanto, neutralizando a sua tendência de se associar em uma rede cristalina. A água também dissolve biomoléculas carregadas (grupos carboxílicos ionizados, ésteres de fosfato, anidridos e aminas protonadas). A água substitui as ligações de hidrogênio soluto-soluto conectando essas biomoléculas umas com as outras por ligações de hidrogênio soluto-água, blindando as interações eletrostáticas entre as moléculas de soluto. 	A água é efetiva nesta blidagem devido à sua alta constante dielétrica, um propriedade física que reflete o número de dipolos num solvente. Segundo a fórmula:
a força (F) das interações iônicas depende das cargas (Q), da distância entre os grupos carregados (r) e da constante dielétrica (ε) do solvente no qual as interações ocorrem. Portanto, as interações iônicas entre os íons dissolvidos são muito mais fortes em ambiente menos polar. Além disso, a dependência do r2 é tal que a atração ou a repulsão iônica opera somente a pequenas distâncias, e essa distância é menor ainda quando o solvente é a água. Por fim, a entropia aumenta quando uma substância cristalina se dissolve, isto é, em termos termodinâmicos, a formação de uma solução ocorre com uma variação favorável de energia livre: ∆G= ∆H - T ∆S, onde o ∆H tem baixo valor positivo e o T - S tem alto valor positivo; assim,o ∆G é negativo. 
c) Solubilidade de compostos apolares e interações hidrofóbicas
	Gases apolares como CO2, O2 e N2 são fracamente solúveis em água. Esses são apolares porque no caso do O2 e N2, os elétrons são compartilhados igualmente por ambos os átomos da ligação. Por outro lado, no caso do CO2, cada ligação C==O é polar, mas os dois dipolos anulam-se. Além da natureza apolar desses gases, a baixa solubilidade destes na água deve-se também ao decréscimo de entropia quando gases entram em solução, uma vez que ocorre restrição do movimento do gás e das moléculas de água. 
	Compostos apolares são hidrofóbicos, isto é, são incapazes de fazerem interações energeticamente favoráveis com moléculas de água, podendo interferir com as ligações de hidrogênio entre as moléculas de água. As forças que mantêm as regiões apolares das moléculas unidas são chamadas de interações hidrofóbicas. A força das interações hidrofóbicas não é decorrente de nenhuma atração intrínseca entre as partes apolares. Em parte, é resultado da maior estabilidade termodinâmica que o sistema atinge pela minimização do número de moléculas requeridas para envolver as partes hidrofóbicas das moléculas de soluto. 
d) Solubilidade dos compostos anfipáticos
	Além, das moléculas hidrofílicas e das hidrofóbicas, existem também os compostos anfipáticos, que contêm regiões polares ou carregadas e regiões apolares. Quando um composto anfipático é misturado com a água, a região polar hidrofílica interage com água enquanto as regiões apolares se aglomeram para apresentar a menor área hidrofóbica possível ao solvente aquoso. Muitas biomoléculas são anfipáticas e estabilizadas por estes tipos de interação. 
e) Interações de van der Waals
	Existem também interações interatômicas fracas denominadas interações de van der Waals ou forças de London. Estas interações são resultado da atração entre dois dipolos transientes que são resultados de variações aleatórias nas posições dos elétrons ao redor do núcleo, que induzem à formação de um dipolo transiente de carga oposta no átomo mais próximo a ele. Cada átomo tem um raio de van der Waals característico, que é uma medida do quão próximo um átomo permite que o outro se aproxime. 
	Apesar das interações fracas (iônica, ligação de hidrogênio, interação hidrofóbica e van der Waals) serem individualmente fracas em relação às ligações covalentes, o poder cumulativo de muitas interações desse tipo pode ser muito significativo. Estas interações em grande número influenciam o enovelamento de macromoléculas como proteínas e ácidos nucleicos. As conformações mais estáveis são aquelas nas quais as ligações fracas são maximizadas, contribuindo para um decréscimo da energia livre do sistema. 
3. Ionização da água	 
	Muitas das propriedades da água, que contribuem para sua função de solvente, são explicadas em termos da molécula não carregada. Entretanto, o grau de ionização da água nos ions H+ e OH-, mesmo que pequeno, também contribui para as propriedades da água atuando como íon em várias reações. Primeiramente, de acordo com a equação 
 				pode-se observar que as moléculas de água tendem a ionizar-se reversivelmente em íons hidrogênio (próton) e hidróxido, gerando um equilíbrio. Os prótons livres não existem em solução, eles são imediatamente hidratados em íons hidrônios (H3O+). Essa hidratação é instantânea graças as ligações de hidrogênio que existem entre as moléculas de água. Por conta dessa ionização, a água conduz eletricidade enquanto os íons hidrônios migram para o cátodo e os íons hidróxido migram para ânodo. A migração destes íons no campo elétrico é rápida comparada a de outros íons como o Na+ e K+. Isso se deve ao fenômeno conhecido como salto de prótons, que corresponde a pequenos saltos de prótons entre uma série de moléculas de água ligadas por ligação de hidrogênio resultam num movimento líquido extremamente rápido de um próton em uma longa distância. Como resultado da alta mobilidade iônica do H+, reações ácido-básicas em soluções aquosas são muito rápidas. A ionização da água pode ser expressa pela constante de equilíbrio conforme descrito a a seguir. 
	O produto iônico da água, nos fornece algumas relações importantes: a) a partir do produto iônico da água pode-se calcular [H+] se for conhecida a [OH-], e vice-versa;
b) Kw é a base para a escala de pH, que é um meio de designar a concentração de H+ e OH- em qualquer solução aquosa; c) o termo pH é definido pela expressão: pH = -log [H+]; d) como a escala de pH é logarítmica, se duas soluções diferem em pH por uma unidade, isso significa que uma solução tem dez vezes mais H+ que a outra; e) quando existem concentrações iguais de H+ e OH-, como na água pura, diz-se que a solução está em pH neutro; f) soluções com pH maior que 7 são alcalinas ou básicas, ou seja, a concentração de OH- é maior que a de H+, enquanto que soluções com pH menor que 7 são ácidas.
4. Dissociação de ácidos e bases em água
	Ácidos são definidos como doadores de prótons e bases como aceptoras de prótons. Cada ácido tem uma tendência característica de perder seu próton em solução aquosa, e quanto mais forte for o ácido, maior a tendência de perder seu próton. Sendo assim, os ácidos e bases comumente chamados de forte, ionizam-se completamente em soluções aquosas, enquanto que os ácidos e bases denominados fracos ionizam-se parcialmente em água. Ka ou constante de ionização ou constante de dissociação ácida, é a constante de equilíbrio para as reações de ionização. 
	Do Ka, deriva o termo pKa que significa -log Ka, isto é, pKa expressa em escala logarítmica a força relativa de um ácido ou base. Quanto mais forte a tendência de dissociar um próton, mais forte será o ácido e mais baixo será o seu pKa. O pKa pode ser determinado experimentalmente, correspondendo ao pH no ponto central da curva de titulação para o ácido ou a base. Na curva de titulação do ácido acético, depois da adição de cada incremento de NaOH à solução de ácido acético, o pH da mistura é medido. Esse valor é colocado em um gráfico em função da quantidade de NaOH adicionada, expresso como a fração da concentração total requerida para converter todo o ácido acético na sua forma desprotonada, acetato. Os pontos então obtidos geram a curva de titulação. No ponto central da titulação, as concentrações de doadores e aceptores de prótons são iguais, e o pH é numericamente igual ao pKa. A curva de titulação do ácido acético é mostrada a seguir. 
	Embora a curva de titulação dos ácidos fracos monopróticos tenham a mesma forma, elas são deslocadas ao longo do eixo do pH devido á diferença no valor de pKa e consequentemente, na força ácida. Essa semelhança entre as curvas de titulação revelam uma lei fundamental. A curva de titulação de qualquer ácido fraco ou base fraca é descrita pela equação de Henderson-Hasselbach, que é deduzida da seguinte maneira:
5. Sistema tampão do pH
	Uma mistura de um ácido fraco (ou base) e sua base conjugada resiste a mudanças de pH causadas pela adição de pequenas quantidades de H+ ou OH- em sistemas aquosos. Essa mistura funciona como um tampão. A região que compreende uma unidade de pH acima e abaixo do pH que é igual a pKa, é denominada região de tamponamento. No ponto central da região de tamponamento, no qual a concentração do doador de prótons é exatamente igual à do aceptor de prótons, a força de tamponamento do sistema é máxima. O tamponamento resulta do equilíbrio entre duas reações reversíveis ocorrendo em uma solução de concentração quase iguais de doador de prótons e de seu aceptor de prótons conjugado, como representado no esquema a seguir:
	Sempre que H+ ou OH- é adicionado em um tampão, o resultado é uma pequena mudança na razão das concentrações relativas dos ácidos fracos e suas bases conjugadas e, portanto, uma pequena mudança no pH. O decréscimo na concentração de um componente do sistema é equilibrado exatamente pelo aumento do outro.A soma dos componentes do tampão não muda, somente a sua razão. 
	Ácidos ou bases fracas tamponam células e tecidos contra mudanças de pH. Proteínas e metabólitos de baixa massa molecular contêm grupos ionizáveis que contribuem para o tamponamento do citoplasma. Dois tampões biológicos importantes são o sistema fosfato e o bicarbonato. 
a) o tampão fosfato consiste em H2PO4- como doador de prótons e HPO4- como aceptor de prótons: 
O tampão fosfato é mais efetivo em um pH próximo de seu pKa de 6,86 e, portanto, tende a resistir a mudanças de pH em um intervalo de 5,9 e 7,9, sendo assim um tampão eficiente, já que o pH dos fluidos dos mamíferos é entre 6,9 e 7,4. 
b) o sistema bicarbonato tampona o plasma sanguíneo. Ele consiste em ácido carbônico como doador de prótons e bicarbonato como aceptor de prótons. O pH de uma solução tampão de bicarbonato depende também das concentrações de CO2 na fase gasosa ou pressão parcial do CO2 (pCO2), uma vez que o ácido carbônico é formado a partir do CO2 dissolvido que está em equilíbrio com o CO2 na fase gasosa. Portanto, o pH de um tampão bicarbonato exposto a uma fase gasosa é determinado pela concentração de HCO3- na fase aquosa e pela pCO2 na fase gasosa. A seguir são mostradas as três equações e constantes de equilíbrio para os componentes do sistema bicarbonato. 
	Além disso, como o CO2 no espaço aéreo pulmonar está em equilíbrio com o tampão bicarbonato do plasma sanguíneo que circula pelos capilares pulmonares, a concentração de CO2 dissolvido pode ser ajustada rapidamente por mudanças na taxa de respiração, dessa forma, se o pH altera, a taxa respiratória é alterada para manter o pH. Entretanto, se observarmos o valor do pKa do ácido carbônico que é igual a 3,57, verificaremos que a faixa tamponante dele está fora do pH fisiológico. Afinal, o que faz o sistema tampão bicarbonato um tampão eficiente em pH fisiológico? A explicação para esse aparente paradoxo é grande estoque de CO2(d) no sangue, uma vez que seu rápido equilíbrio com o ácido carbônico resulta na formação adicional de H2CO3, como demonstrado na equação:
Nestas condições, a constante de dissociação aparente do ácido será de 6,1. O cálculo do pH do sangue para o CO2 dissolvido é dado pela equação:
A dedução desta equação é mostrada a seguir: 
6. A água como reagente
	A água é tanto o solvente no qual as reações metabólicas ocorrem quanto um reagente em muitos processos bioquímicos, incluindo hidrólise, condensação e reações de oxidação-redução. Nas reações de hidrólise, a clivagem das moléculas é acompanhada pela adição de água, enquanto que nas reações de condensação, a molécula de água é eliminada. A molécula de água pode ser quebrada pela energia da luz solar no processo de fotossíntese, liberando elétrons que serão utilizados numa sequência de reações de oxidação-redução. 
Conclusão
	Devido as propriedades da molécula de água, ela é a capaz de integrar com outras moléculas de água e biomoléculas por meio de interações de hidrogênio, além de dissolver compostos iônicos, sendo considerada um solvente universal. As substâncias que não se dissolvem em água geralmente interagem por meio de interações hidrofóbicas. A água também pode atuar com um íons e ácidos e bases fracas que portanto se dissociam parcialmente em soluções aquosas, constituindo sistema tampão, que são importantes para a manutenção do pH fisiológico.