Trabalho ÁGUA

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UNIVERSIDADE NILTON LINS
CURSO DE NUTRIÇÃO
BIOQUÍMICA DA ÁGUA
MANAUS – AM
2016
ACLESIANE SOUZA
ANA ALICE AZEVEDO
ELIELSA GONÇALVEZ
JANICE COSTA
BIOQUÍMICA DA ÁGUA
Trabalho apresentado como critério à obtenção de nota parcial na disciplina Bioquímica, ministrada pelo professor Antônio Abitibol, do curso de Nutrição, turma N032, 3° período da Universidade Nilton Lins.
MANAUS – AM
2016
INTRODUÇÃO
A água cobre mais de 70% da superfície terrestre e é vital para toda a vida no planeta. É a substância mais abundante da natureza, ocorrendo nos rios, lagos, oceanos, mares e nas calotas polares. Dentre os diversos reservatórios, mais de 99 % correspondem aos oceanos, às geleiras e à umidade dos solos e do ar.
O total de água doce no nosso planeta, corresponde a 40 x 10 15 de litros, ou seja 3% de toda água da Terra, (os 97% restantes são de água salgada), onde 2% fazem parte da calota glacial, esta não disponível na forma líquida. Portanto, verdadeiramente apenas 1% do total de água do planeta é de água doce na forma líquida, incluindo-se as águas dos rios, dos lagos e as subterrâneas. Estima-se que apenas 0,02 % deste total corresponda à disponibilidade efetiva de água doce com a qual pode a humanidade contar, em termos médios e globais, para sustentar-se e atender às necessidades ambientais das outras formas de vida, das quais não pode prescindir. Dos 1% da água doce líquida disponível no planeta, 10% está localizada em território brasileiro.
A água é considerada a mais abundante das substâncias encontradas na crosta terrestre. Nosso planeta possui um suprimento abundante de água calculado em cerca de 1392 milhões de quilômetros cúbicos de água líquida. Calcula-se que cerca de 71% da superfície da Terra encontra-se coberta de água e, deste total, 97% são águas oceânicas.
A água é tão importante, que os gregos antigos a consideravam como sendo um dos elementos fundamentais da matéria. Aristóteles considerava a água como um dos quatro elementos fundamentais. Por mais de 2000 anos ainda se pensou que a água era um elemento; somente no século XVIII experimentos evidenciaram que a água era um composto, formado por hidrogênio e oxigênio.
PROPRIEDADES QUÍMICAS DA ÁGUA
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. Quanto menor for o seu peso molecular maior será a probabilidade de ser um líquido ou um gás à mesma temperatura. Para um composto passar do estado sólido para o líquido, ou do líquido para o gasoso, isto é, para quebrar as forças que ligam as suas moléculas umas às outras, é necessário tanto mais energia, quanto mais pesadas forem as moléculas. Por exemplo, o metano (peso molecular, PM = 16), o etano (PM = 30) e o propano (PM = 44), que são hidrocarbonetos de baixo peso molecular, assim como a amónia (PM = 17), e o dióxido de carbono (PM = 44) são todos gases a 20 ºC. No entanto, a água (PM = 18) a esta temperatura é um líquido. A explicação para isto é que as pontes de hidrogénio constituem uma força de atração entre as moléculas de água que é particularmente elevada, inibindo a sua separação e escape na forma de vapor. Por outro lado, os hidrocarbonetos, no estado líquido, têm apenas forças de Van der Waals a ligarem as suas moléculas e, assim, necessitam de pouca energia para as conduzir ao estado gasoso.
Compressibilidade
 Para todos os efeitos práticos os líquidos são incompressíveis. Assim, as leis da hidráulica são aplicáveis aos organismos vivos porque estes são constituídos em grande parte por água.
Calor Específico
 Calor específico é a quantidade de energia necessária para aumentar de 1 ºC, uma unidade de massa de uma substância. São necessários 4.184 J para aumentar de 1 ºC um grama de água pura. O calor específico da água pura varia apenas ligeiramente ao longo de toda a gama de temperaturas em que a água se encontra no estado líquido, e é o valor mais alto de todas as substâncias conhecidas, com exceção da amónia líquida (Hopkins, 1995). Este valor tão elevado é devido ao arranjo molecular da água, que permite que os átomos de hidrogénio e oxigénio vibrem livremente, quase como se fossem íons livres. Assim, podem absorver grandes quantidades de energia sem que haja grandes aumentos de temperatura.
Calor Latente de Vaporização e de Fusão
 São necessários 2 452 J para converter 1 g de água a 20 ºC, a 1 g de vapor de água a 20 ºC. Este calor latente de vaporização, invulgarmente alto, é de novo causado pela tenacidade das pontes de hidrogénio e, assim, da larga quantidade de energia necessária para que uma molécula de água no estado líquido se separe das restantes. Uma consequência deste elevado calor latente de vaporização é que as folhas arrefecem sempre que perdem água por transpiração.
 Para fundir 1 g de gelo a 0 ºC são necessários 335 J. Este valor é de novo muito elevado e deve-se igualmente às pontes de hidrogénio que existem entre as moléculas de água, embora devido à estrutura aberta do gelo, cada molécula de gelo estabeleça um número menor de pontes de hidrogénio com as moléculas adjacentes (Hopkins, 1995).
Maior Densidade no Estado Líquido
 Quando o gelo funde o volume total da água diminui. Isto deve-se a que no estado líquido as moléculas se organizam mais eficientemente que no estado sólido, ficando cada uma rodeada por outras 5 ou 6 moléculas, em oposição ao estado sólido em que, como vimos anteriormente, cada molécula de água está rodeada apenas por 4 outras. O resultado desta diferença de organização é que a água se expande quando solidifica e, assim, o gelo tem uma densidade menor que a água líquida. Deste modo, durante o Inverno o gelo flutua nos lagos e correntes de água em vez de ir para o fundo, onde poderia permanecer sem derreter durante o Verão seguinte (Kramer & Boyer, 1995).
 Viscosidade
 A viscosidade de um fluido indica a sua resistência a fluir, isto é, a dificuldade de uma camada deslizar ao longo doutra camada. Como as pontes de hidrogénio podem restringir o deslizar de camadas adjacentes de líquidos, a viscosidade da água é relativamente elevada em comparação com solventes que estabeleçam poucas ou nenhumas pontes de hidrogénio, como por exemplo a acetona, o benzeno, e outros solventes orgânicos com moléculas pequenas. O diminuir da viscosidade com o aumentar da temperatura reflete a quebra das pontes de hidrogénio e também o diminuir de outras forças de atração, como as de Van der Waals, devido ao aumentar do movimento térmico das moléculas (Kramer & Boyer, 1995).
Adesão e Coesão
 Devido à sua polaridade a água é atraída por muitas outras substâncias, ou seja, é capaz de molhar superfícies formadas por essa substância. É o caso das moléculas de proteínas e os polissacáridos das paredes celulares, que são também altamente polares. Esta atração entre moléculas diferentes é chamada adesão, e é devida às pontes de hidrogénio que se estabelecem entre moléculas. A atração entre moléculas semelhantes é chamada coesão. São as forças de coesão que conferem à água uma força de tensão invulgarmente elevada, isto é, a tensão máxima que uma coluna ininterrupta de água pode sofrer sem quebrar é extremamente elevada (Hopkins, 1995). Numa coluna de água fina e confinada, como as que existem no xilema dum caule, a força de tensão pode atingir valores muito elevados (cerca de –30 MPa) de modo a que a coluna de água é “puxada” sem quebrar até ao topo de árvores. Este valor representa cerca de 10% da força de tensão do fio de cobre ou de alumínio, o que é de facto considerável (Taiz & Zeiger, 1998).
 Tesão de Superfície
 É a coesão entre moléculas de água que permite explicar a elevada tensão de superfície deste composto. As moléculas à superfície dum líquido estão continuamente a ser puxadas para o interior do líquido pelas forças decoesão, enquanto que na fase gasosa há menos moléculas que, por isso, estão demasiado distantes para exercer uma força nas que estão à superfície. Assim, uma gota de água atua como se estivesse coberta por uma “pele” apertada e elástica. É a tensão de superfície que faz com que uma gota tenha uma forma esférica, e que permite que certos insetos andem sobre a água. A tensão de superfície da água é maior que a da maior parte dos líquidos.
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
As propriedades coligativas são aquelas que dependem somente da quantidade de partículas presentes, isto é, da sua concentração, e não da natureza destas. Tais fenômenos são vistos comumente em nosso dia a dia e são explicados pela interação que há entre as partículas. Existem quatro propriedades coligativas. 
Tonoscopia ou Tonometria 
É o estudo da diminuição da pressão máxima de um solvente pela adição de um soluto não volátil. Se compararmos a evaporação da água com a de uma solução de água e açúcar, veremos que a água pura evapora mais rapidamente, assim sua pressão de vapor será maior.
Isso ocorre porque, no caso da água, a evaporação se dá quando uma molécula localizada na superfície adquire energia cinética suficiente para romper as forças de atração com as outras moléculas (força intermolecular, nesse caso, é a ligação de hidrogênio) e se desprende para fora da massa líquida.
Entretanto, ao se adicionar um soluto não volátil, como o açúcar, aumentam-se as interações entre as moléculas das espécies químicas presentes, dificultando a evaporação.
Ebulioscopia ou Ebuliometria
É o estudo do aumento da temperatura de ebulição de um solvente pela adição de um soluto não volátil. Esse efeito pode ser visto, por exemplo, quando estamos fazendo café e a água está para entrar em ebulição, mas, quando adicionamos o açúcar, ela para de ferver. Ou seja, o ponto de ebulição aumentou, então será necessário elevar mais ainda a temperatura, continuar esquentando, para que a solução aquosa de açúcar ferva.
Lembre-se do seguinte fato: quanto maior a massa molar de uma substância, maior será seu ponto de ebulição e menor seu ponto de solidificação. A ebulição ocorre quando o vapor que se encontra dentro das bolhas formadas no fundo do recipiente adquire uma pressão igual ou maior que a pressão atmosférica. Assim, com a presença das partículas do soluto, a massa molar aumenta, sendo necessário que a solução seja aquecida até que sua pressão de vapor se iguale à atmosférica.
Com a adição de açúcar na água, ela para de ferver.
Crioscopia ou Criometria
É o estudo da diminuição da temperatura de solidificação (ou de fusão, pois são processos inversos que possuem o mesmo valor) de um solvente pela adição de um soluto não volátil.
Em países muito frios, a neve presente nas estradas é descongelada com maior facilidade usando-se sal. Em países tropicais, usa-se esse mesmo princípio para congelar cervejas mais rapidamente, colocando-as no gelo com sal misturado. Nesses casos, o gelo derrete, porém, a sua temperatura aumenta. Por que isso ocorre?
Conforme dito no item anterior, com a adição do soluto, a massa molar aumenta, assim será necessário que se esfrie mais, ou seja, que se diminua ainda mais a temperatura para que o líquido congele.
O gelo é mais facilmente derretido com o uso do sal
Osmose
É o fluxo do solvente de uma solução menos concentrada para uma mais concentrada ou menos diluída, por meio de uma membrana semipermeável. Isso significa que há um aumento da pressão osmótica do solvente em direção à solução mais concentrada. 
Por exemplo, se colocarmos uma folha de alface em uma panela com água, a folha irá ficar mais hidratada. Já se colocarmos sal, ela irá murchar. Isso ocorre por causa da osmose. No primeiro caso, o meio menos concentrado é a água, que passará então para dentro da folha, hidratando-a. E, na segunda situação, o meio menos concentrado é dentro da folha, então a sua água passará para o lado de fora que está mais concentrado e menos diluído e ela irá murchar.
Em razão da osmose, em meio aquoso, a alface é hidratada; e quando se coloca sal, ela murcha
SOLUBILIDADE DA ÁGUA
Uma das características principais da água é a sua capacidade de dissolver quase todas as substâncias em quantidades superiores à maioria dos líquidos.
 A ação dissolvente da água depende de pelo menos um de três tipos de interações entre as moléculas de água e as moléculas de solutos:
Substâncias não ionizáveis, mas polares:
São substâncias que contêm oxigénio ou azoto na forma de grupos ¾ OH, ¾ NH2, a sua solubilização é devida à formação de pontes de hidrogénio entre as suas moléculas e as da água.
Substâncias ionizáveis
A sua solubilidade deve-se ao carácter dipolar da água que lhe confere uma constante dielétrica, isto é, a capacidade de neutralizar a atração entre cargas elétricas, muito elevada. Cada íon em solução tem como que uma “concha” de moléculas à sua volta. Esta “concha” atua como um campo de isolamento eléctrico que diminui a força de atração entre íons com cargas opostas, mantendo-os afastados na solução.
Substâncias não polares
Como por exemplo a alanina e outra amino ácidos neutros. Estes compostos dissolvem-se na água por causa das forças de Van der Waals.
PONTE DE HIDROGÊNIO 
A ideia que um único átomo de hidrogênio poderia formar uma "ligação química" com outros dois átomos foi proposta em 1919 e 1920 por M.L. Huggins e G.N. Lewis, respectivamente. 
Nas moléculas formadas por átomos de hidrogênio unidos a elementos com forte afinidade por elétrons, os átomos de hidrogênio são atraídos simultaneamente por vários outros átomos e formam pontes de hidrogênio. Quando uma molécula tiver um H ligado a um elemento eletronegativo (F,O,N) haverá uma grande polarização da molécula, sendo assim, se esta molécula aproximar de uma outra molécula que possuir F,O,N ocorrerá a formação da Ligação de Hidrogênio que é uma força bastante intensa em relação às outras forças intermoleculares, pois a diferença de eletronegatividade entre o hidrogênio e esses elementos é muito grande.
As pontes de hidrogênio são casos particulares da interação dipolo-dipolo, em que o dipolo molecular é fixo e de grande intensidade. As ligações de hidrogênio representam importante papel tanto nas propriedades especiais da água como em moléculas de extrema importância para os seres vivos: elas determinam a forma das proteínas, e constituem a força que une as hélices do DNA.
Por ser uma interação química, significa que as moléculas relacionadas estão muito conectadas (essa é uma interação mais forte que a Van Der Waals), mas isso não significa que sejam comparáveis a ligações químicas. Uma das grandes demonstrações da força da ponte de Hidrogênio é o alto ponto de ebulição da água.
Pontes de Hidrogênio – água
As pontes de hidrogênio são umas das interações moleculares mais importantes do estudo da química.
Exemplo: Moléculas de água, de NH3, de H-F em H2O, ou NH3 formam ligação de hidrogênio entre si. A água é uma molécula muito polarizada (polar) e as pontes de hidrogênio produzem força suficiente para manter as moléculas unidas no estado líquido.
Ponte de Hidrogênio entre duas moléculas de água
Essa interação resulta em algumas propriedades interessantes da água, como a formação da tensão superficial, ou seja, uma espécie de membrana elástica ou película que se forma em sua superfície. Isso ocorre porque as moléculas de água da superfície realizam as ligações de hidrogênio somente com moléculas que ficam abaixo e ao lado, sendo, dessa forma, atraídas para o interior do líquido, pois não há moléculas acima delas para atraí-las também. Esse processo é responsável pela formação da película mencionada na superfície do líquido.
No estado líquido, as moléculas estão mais afastadas umas das outras, apresentando certo grau de liberdade de movimentação, por isso as ligações de hidrogênio entre suas moléculas estão o tempo todo sendo feitas e desfeitas. Por outro lado, no estado sólido,as moléculas de H2O estão mais próximas e realizam ligações de hidrogênio, formando estruturas hexagonais, como a mostrada abaixo. Esses espaços vazios que ficam entre as moléculas diminuem a densidade do gelo, pois fazem com que o seu volume aumente.
Ligações de hidrogênio entre moléculas de água no gelo
Essa é outra propriedade importante, pois visto que o gelo fica menos denso, ele flutua sobre as superfícies de rios, lagos, mares e oceanos, atuando como um isolante térmico natural que mantém a água abaixo dele no estado líquido, o que mantém vários animais aquáticos vivos.
Mas, conforme dito, as ligações de hidrogênio também podem ocorrer em misturas entre moléculas de substâncias diferentes. Por exemplo, quando se adiciona determinado volume de álcool em certo volume de água, pode-se observar que o volume final da mistura desses dois líquidos é sempre menor que a soma deles e que o álcool é infinitamente solúvel em água.
Isso ocorre porque o álcool é o etanol (H3C — CH2 — OH), então, sua molécula possui a extremidade polar, em razão da presença do grupo hidroxila, OH. Desse modo, o hidrogênio das moléculas de água é atraído pelo oxigênio das moléculas do etanol, realizando ligações de hidrogênio. É por isso que o volume contrai e o álcool é solúvel em água.
SOLUÇÃO TAMPÃO
O conceito original de ação tamponante surgiu de estudos bioquímicos e da necessidade do controle do pH em diversos aspectos da pesquisa biológica, como por exemplo em estudos com enzimas que têm sua atividade catalítica muito sensível a variações de pH. Neste contexto, em 1900, Fernbach e Hubert, em seus estudos com a enzima amilase, descobriram que uma solução de ácido fosfórico parcialmente neutralizado agia como uma “proteção contra mudanças abruptas na acidez e alcalinidade”. Esta resistência à mudança na concentração hidrogeniônica livre de uma solução foi então descrita por estes pesquisadores como “ação tamponante” (do inglês buffering). Seguindo esta constatação, em 1904, Fels mostrou que o uso de misturas de ácidos fracos com seus sais (ou de bases fracas com seus sais) permitia a obtenção de soluções cuja acidez (ou basicidade) não era alterada pela presença de traços de impurezas ácidas ou básicas na água ou nos sais utilizados na sua preparação, em decorrência de dificuldades experimentais tais como a ausência de reagentes e de água com elevado grau de pureza. 
O conceito de pH foi introduzido por Sorensen em 1909, com o intuito de quantificar os valores de acidez e basicidade de uma solução. Ainda neste ano, Henderson apontou o papel fundamental do íon bicarbonato (monoidrogenocarbonato, segundo a IUPAC) na manutenção da concentração hidrogeniônica do sangue, a qual podia ser definida pela equação:
[H+] = K [H2 CO3 ]/[HCO3 – ] (1)
Onde K é a constante de equilíbrio da reação da primeira ionização do ácido carbônico (H2 CO3). Esta constante K é a constante de equilíbrio químico a uma dada temperatura e fornece uma maneira de descrever quantitativamente os equilíbrios. K representa o quociente dos diferentes valores de concentração das espécies, o qual tem um valor, constante no equilíbrio, independente da concentração das espécies, mas dependente da temperatura. Esta constante para a temperatura corporal (37 °C) é diferente do padrão, para 25 °C, geralmente tabelada.
Segundo estes estudos, a um acréscimo de ácido carbônico (ou outros ácidos, como o lático) na circulação, segue-se uma diminuição do pH sanguíneo, a menos que ocorra uma elevação proporcional de bicarbonato, de modo a manter constante a razão [H2 CO3 ]/[HCO3 – ]. Em 1916, Hasselbach colocou em forma logarítmica a equação de Henderson, simplificando a sua aplicabilidade na área clínica: pH = pK + log ([HCO3 – ]/[H2 CO3 ]) (2)
Solução tampão: definição contemporânea
Hoje, o conceito de tampão é aplicado nas diversas áreas do conhecimento. Bioquímicos utilizam tampões devido às propriedades de qualquer sistema biológico ser dependente do pH; além disso, em química analítica e industrial, o controle adequado do pH pode ser essencial na determinação das extensões de reações de precipitação e de eletrodeposição de metais, na efetividade de separações químicas, nas sínteses químicas em geral e no controle de mecanismos de oxidação e reações eletródicas.
Uma definição mais abrangente foi apresentada, recentemente, por Harris (1999): uma solução tamponada resiste a mudanças de pH quando ácidos ou bases são adicionados ou quando uma diluição ocorre. Embora haja outros tipos de solução tampão, estas soluções são constituídas geralmente de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada (exemplo: ácido acético e acetato de sódio), ou da mistura de uma base fraca e seu ácido conjugado (exemplo: amônia e cloreto de amônio).
REFERÊNCIAS
COSTA, Alexadra Rosa da. Relações hídricas das plantas vasculares. Departamento de Biologia. Universidade de Évora. Portugal. Disponível em: http://www.angelfire.com/ar3/alexcosta0/RelHid/Rhw1.htm. Acesso em: 24 de março de 2016.
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Propriedades coligativas. Disponível em: http://alunosonline.uol.com.br/quimica/propriedades-coligativas.html. Acesso em: 25 de março de 2016.
FOGAÇA, Jennifer. Ligações de hidrogênio. Disponível em: http://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/ligacoes-hidrogenio.htm. Acesso em: 24 de março de 2016.
PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998.