3. Aula Bioquimica da Agua

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Faculdades de Vale do Juruena
Disciplina de Bioquímica
Juína,
2016
A água é fundamental para os seres vivos,
atua como principal componente inorgânico
para reações bioquímicas e determina as
estruturas das macromoléculas que realizam
estas reações.
 Permeia todas as porções de todas as células;
 Controle térmico, transporte de nutrientes e
sede de reações metabólicas;
 Todos os aspectos de estrutura celular e suas
funções são adaptadas às propriedades
físico-químicas da água;
 Propriedades comuns: cor, odor, sabor,
estado físico;
 Eliminação: Pele, pulmões, rins, intestino e
estômatos;
 A quantidade de água de um organismo varia 
em função de três fatores básicos: atividade 
de tecido ou órgão, idade do organismo e 
espécie estudada. 
Órgão Porcentagem de água
Encéfalo de embrião 92,0%
Músculos 83,0%
Pulmões 70,0%
Rins 60,8%
Ossos 48,2%
Dentina 12,0%
 A molécula da água consiste de dois átomos 
de hidrogênio covalentemente ligados a um 
atômo de oxigênio (H2O); 
 A força de atração eletrônica do Oxigênio 
origina uma distribuição desigual de cargas 
elétricas;
 As extremidades da molécula de que contém 
hidrogênio tem carga parcial positiva (δ+);
 A extremidade da molécula que contem 
oxigênio tem carga parcial negativa (δ-). 
 São ligações formadas através da atração
eletrostática entre o oxigênio de uma molécula de
H2O e o hidrogênio de outra molécula de H2O.
 Cada molécula de água estabelece 3 ou 4 ligações
de hidrogênio com as moléculas vizinhas.
• Apesar da baixa energia de dissociação das 
pontes de hidrogênio, as mesmas apresentam 
grande importância biológica. 
 O gelo é um cristal de
moléculas de água
ligadas por ligações de
hidrogênio;
 As pontes de hidrogênio
são mais fracas que
ligações covalentes;
 A fluidez da água se
deve a meia-vida curta
das ligações:10-9 s.
 IMPORTÂNCIA:
 Aumento do ponto de ebulição;
 Comportamento azeotrópico;
 Aumento das constantes dielétricas;
 Solubilidade;
 Podem ser formadas entre um átomo 
eletronegativo (O, N) e um átomo 
de hidrogênio ligado a um outro 
átomo eletronegativo;
 Pontes de hidrogênio estão presentes em
quase todas as moléculas de importância
biológica:
 Água (meio biológico universal);
 Estrutura das proteínas;
 Definição do código genético;
 Celulose (tecido de sustentação e membrana
vegetal);
 Definição de estruturas cristalinas.
 É a massa do soluto que pode ser dissolvida
numa certa quantidade de solvente numa
dada temperatura;
 A água é considerada o “solvente universal”;
 Seu caráter polar a torna um ótimo solvente
para substâncias polares e iônicas
(hidrofílicas);
 Substâncias apolares são insolúveis em água
(hidrofóbicas).
 Por que os sais são dissolvidos em água?
Os solventes polares enfraquecem as forças 
de atração entre íons de cargas opostas, 
podendo manter os íons separados.
 A solubilidade de substâncias polares e
iônicas são aumentadas quando elas
possuem grupos funcionais;
 Ex.: grupo hidroxila, carbonila, carboxila, 
amino;
 Estes grupos podem formar ligações de 
hidrogênio com a água.
 O Efeito hidrofóbico:
Quando uma solução apolar é adicionada a 
uma solução aquosa, ela não se dissolve, 
sendo excluída pela água;
A tendência da água minimizar seu contato 
com moléculas hidrofóbicas é denominado 
efeito hidrofóbico.
 As moléculas anfifílicas (fosfolipídeos,
proteínas, ácidos nucléicos) formam
micelas e bicamadas:
 Relação com solutos
Alteração das propriedades do solvente;
Solutos tendem a romper a estrutura 
normal da água (pontes de hidrogênio) 
menor interação.
 Obs.: Peixes que habitam águas com 
temperaturas abaixo do ponto de fusão 
Concentração de solutos presentes no 
sangue diminui a temperatura de fusão da 
água  Impede o congelamento
 Osmose é o processo espontâneo no qual
as moléculas de solventes atravessam uma
membrana semipermeável de uma solução
de menor concentração de soluto para uma
solução de maior concentração.
 Estado Físico:
 Quanto maior for o peso molecular de um 
composto, maior é a probabilidade de ser um 
sólido ou um líquido a uma temperatura de 20 ºC.
 Metano (MM=16), o etano (MM=30) e o propano 
(MM=44), a amônia (MM=17), e o dióxido de 
carbono (MM=44) são todos gases a 20 ºC. 
 A água (MM=18) a 20 ºC é um líquido.
Explicação - Pontes de hidrogênio inibem sua 
separação e “fuga” na forma de vapor.
 Densidade:
 A água líquida é a única substância comum 
que se expande quando congela;
 No gelo, cada molécula de água está rodeada 
por outras quatro, formando uma rede 
cristalina com grandes espaços hexagonais. 
 Calor Específico (4.184 J):
 É a quantidade de energia necessária para aumentar 
em 1ºC, uma unidade de massa duma substância;
 Valor mais alto de todas as substâncias conhecidas 
(exceção da amônia líquida);
 Este valor tão elevado é devido ao arranjo molecular 
da água, que permite que os átomos de hidrogênio 
e oxigênio vibrem livremente, quase como se 
fossem íons livres;
 Podem absorver grandes quantidades de energia 
sem que haja grandes aumentos de temperatura.
 A água e seus produtos de ionização (íons
H+ e OH-), influenciam profundamente as
propriedades de componentes importantes
das células (enzimas, proteínas, lipídios e
os ácidos nucléicos);
 A doação de prótons é responsável pela
observação que reações ácido-base estão
entre as reações mais rápidas que ocorrem
em solução aquosa.
 Auto-Ionização da água: 
 É uma reação química onde moléculas de 
água reagem para produzir pequenas 
proporções de íon hidrônio (H3O
+) e íon 
hidróxido (OH-):
2 H2O  H3O
+ + OH-
hidrônio hidróxido
 O valor de Kw (constante de ionização da água 
é 10-14 M (25°C));
[H+] = [OH-] = (Kw)
1/2 = 10-7 M
 [H+] e [OH-] estão reciprocamente relaciona-
das.
 Portanto, quando [H+] é maior que 10-7 M, 
[OH-] necessariamente é menor, e vice-versa.
 Soluções com [H+] = 10-7 M são ditas neutras
 Soluções com [H+] > 10-7 M são ditas ácidas
 Soluções com [H+] < 10-7 M são ditas básicas
 Para evitar o uso de exponenciais para 
expressar as concentrações dos íons 
hidrogênio em soluções emprega-se a escala 
de pH; 
 Potencial hidrogeniônico:
 Ácido: gosto azedo e causa mudança de cor 
em pigmentos.
 Bases: gosto amargo e sensação
escorregadia.
 Segundo Arrhenius: ácidos aumentam a
[H+] e bases aumentam a [OH-] em uma
solução aquosa.
Ácidos = substâncias
que produzem íons
H3O
+ (H+), quando
dissolvidos em água
Bases = substâncias
que produzem íons
OH-, ao serem
dissolvidos em água
HCl + H2O → H3O+ + Cl–
Conceito de Brönsted e Lowry: 
É um doador de prótons, uma substância que pode 
transferir um próton para outra. 
Ex.: HCl, HNO3, H2SO4, HC2H3O, H2CO4
Classificação:
Ácido forte: Alta dissociação das moléculas do 
ácido, reagindo prontamente com a água. Ex.: HCl;
Ácido fraco: Baixa dissociação de moléculas do 
ácido, reagindo pouco com a água. Ex.: HC2H3O.
NH3 + H2O  NH4
+ + OH-
Conceito de Brönsted e Lowry:
É um receptor de prótons. Um ácido pode
transferir um próton para uma base.
Ex.: NaOH, KOH, Mg (OH)2, Al (OH)3.
 Substâncias que em solução aquosa resistem a
variações do pH quando pequenas quantidades
de ácidos e bases são adicionadas;
 A soluções TAMPÂO é constituída por uma
mistura de UM ÁCIDO FRACO E SUA BASE
CONJUGADA;
 O fosfato e as proteínas são os principais
tampões do fluido intracelular, em
consequência da presença de grupos
dissociáveis contidos em resíduos de
aminoácidos ácidos (glutâmicoe aspártico) e
básicos (lisina e histidina).
 Sistema Tampão Bicarbonato:
• É um sistema tampão fisiológico efetivo;
• Principal tampão do espaço extracelular: 
ácido carbônico /Bicarbonato.
CO2 + H2O H2CO3 H
+ + HCO3
Condição Causas possíveis 
acidose 
respiratória 
apnéia ou capacidade pulmonar prejudicada, com acúmulo de CO2 nos 
pulmões. 
acidose 
metabólica 
ingestão de ácido, produção de cetoácidos no diabetes descompensado 
ou disfunção renal. 
(Em todas elas, há um acúmulo de H+ não decorrente de um excesso de 
CO2.) 
Condição Causas possíveis 
alcalose 
respiratória 
hiperventilação, produzindo diminuição do CO2 no sangue. 
alcalose 
metabólica 
ingestão de álcali (base), vômitos prolongados (perda de HCl) ou 
desidratação extrema levando a retenção de bicarbonato pelos rins. 
(O aspecto comum é a perda de H+ não decorrente de uma baixa do CO2 
sangüíneo)