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AULA 2 BIOQUIMICA água

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A ÁGUA E SUAS PROPRIEDADES
PROFESSORA: DRA. ANDRÉA XISTO
Objetivos
● Mostrar as propriedades físicas e 
químicas da água
● Entender a participação dessa molécula 
nos processos biológicos
● Reações ocorrem em meio aquoso
● A própria molécula participa da reação
DEFINIÇÃO
(“Hidróxido de hidrogênio" ou "monóxido 
de hidrogênio" ou ainda "protóxido de 
hidrogênio") é uma substância líquida que 
parece incolor a olho nu em pequenas 
quantidades, inodora e insípida, 
essencial a todas as formas de vida, 
composta por hidrogênio e oxigênio.
INTRODUÇÃO
● Permeia todas as porções de todas as 
células;
● Transporte de nutrientes e reações 
metabólicas;
● Todos os aspectos de estrutura celular e suas 
funções são adaptadas às propriedades 
físico-químicas da água;
● Taxas de água – varia de acordo com a 
espécie, idade e ação metabólica.
TAXAS DE ÁGUA
 A espécie considerada: medusas ou águas-vivas 
tem 98% de água no corpo e algumas sementes de 
vegetais tem cerca de 4%;
 A idade, o sexo e o estado fisiológico do 
indivíduo: um recém nascido tem em média 80% e 
um adulto idoso esse valor cai para 60% 
 Atividade metabólica: quanto maior a atividade 
metabólica maior a quantidade de água, por 
exemplo, tecido de uma planta em crescimento 
(80-95%); folha murcha (50-70%) 
Água viva.
A mão tenra de 
uma criança revela 
o maior percentual 
de água nos seus 
tecidos em 
relação à mão de 
uma pessoa velha.
A água é uma substância muito simples, 
formada por apenas três átomos: dois de 
hidrogênio e um de oxigênio.
 A estrutura molecular da água – H
2
O.
Por que será, então, que
a água é tão importante para os 
seres vivos?
Propriedades comuns
Cor,odor,sabor,estado físico
Propriedades Incomuns
Calor específico, 
Ponto de congelamento, 
Pontos de fusão e ebulição
Tensão superficial, 
Produtos de ionização
Solvente
ALGUMAS PROPRIEDADES IMPORTANTES DA ÁGUA
Calor específico
A água apresenta um alto calor específico. Graças a 
esta característica a água ajuda a minimizar as 
variações na temperatura e atua como excelente 
moderador de temperatura (regulador térmico).
Uma substância que apresenta um elevado calor 
específico precisa receber muito calor do ambiente 
para que sua temperatura aumente.
A que conclusões você chega em relação à 
quantidade de calor necessária para aumentar 
em 1°C a temperatura de 1g de água em 
comparação com a quantidade de calor 
necessária para elevar em 1°C a temperatura de 
1g de álcool? Maior ou menor? E se 
compararmos com a do clorofórmio?
Outras propriedades da água 
contribuem para que esta substância 
seja um ótimo moderador de mudanças 
de temperatura. 
Alto ponto de fusão e Alto ponto de 
congelamento.
O gelo requer muita energia para 
derreter. 
Isso porque o ponto de fusão da água é 
alto.
No congelamento, uma grande 
quantidade de energia deve ser perdida 
para que a água passe do estado líquido 
para o estado sólido. 
Isso porque o ponto de congelamento 
da água é alto.
Além de alto calor específico, 
alto ponto de fusão e de 
congelamento, a água também 
apresenta um alto CALOR DE
VAPORIZAÇÃO, ou seja, 
necessita de muita energia para 
evaporar.
CALOR DE
VAPORIZAÇÃO
Quantidade de 
energia
necessária para 
fazer
uma substância 
passar
do estado 
líquido para
o gasoso.
A água do suor carrega consigo o calor de 
dentro do corpo quando evapora e impede 
que a nossa temperatura aumente 
significativamente - TERMORREGULAÇÃO
A água pode atingir três estados físicos diferentes: 
➔ sólido (abaixo de 0°C), 
➔ líquido (em geral entre 1 e 99°C) e 
➔ gasoso (acima de 100°C).
A água se expande (aumenta de 
volume) quando congela. 
Nesse estado é menos densa do que 
quando está líquida! 
Considerando uma mesma massa, ter 
volume maior proporcionará a este 
corpo uma densidade menor.
Considerando 1L de água líquida e 
1L de água congelada:
Qual apresentará maior volume?
A densidade dos dois litros (sólido e 
líquido) é a mesma?
Qual dos dois apresenta densidade 
maior?
A tensão superficial é uma propriedade da água 
desencadeada pela coesão de suas moléculas, 
umas com as outras. A coesão é fundamental para 
o transporte de líquidos no interior das plantas, 
dentre outros fenômenos biológicos.
Esses eventos são devidos a uma das 
propriedades da água, a TENSÃO 
SUPERFICIAL.
Mas o que haveria por trás de todos esses fenômenos? 
Como poderíamos explicar todas estas extraordinárias 
propriedades da água?
Todas estas incríveis propriedades físicas, além das 
propriedades da água como solvente, são resultado de 
sua coesão interna.
Tal coesão faz com que as moléculas de água estejam 
permanentemente ligadas entre si.
A estrutura da molécula de água é determinada pela 
distribuição, no espaço, dos quatro pares de elétrons da 
última camada do átomo de oxigênio. 
Estes elétrons se repelem, e cada orbital tende a ficar o 
mais afastado possível do outro, o que resulta em uma 
forma tetraédrica. 
Os átomos de hidrogênio
 se encontram em dois dos 
vértices deste tetraedro, e 
os elétrons não pareados nos 
outros dois.
A distribuição das cargas elétricas da molécula de água 
em função da organização dos pares eletrônicos é de tal 
forma que as cargas parciais associadas aos átomos de 
H e O mantêm uma posição relativa entre elas.
Espacialmente, as quatro cargas parciais formam a base 
de uma figura chamada TETRAEDRO.
Na molécula de água, a 
distância entre os átomos de 
hidrogênio e o oxigênio é de 
0,958 Å, formando um ângulo 
H-O-H de 104,5°, bem próximo 
do valor do ângulo de um 
tetraedro perfeito (109,5°).
Como o oxigênio possui uma ELETRONEGATIVIDADE 
maior do que a do hidrogênio, o par eletrônico 
compartilhado por esses dois átomos fica deslocado para 
mais próximo do oxigênio. 
Isso faz com que a molécula de água tenha, próximo ao 
átomo de oxigênio, uma concentração maior de cargas 
negativas, ao que chamamos carga parcial negativa (δ–). 
Sobre os átomos de hidrogênio, que tiveram seus elétrons 
ligeiramente deslocados da direção do oxigênio, forma-se 
uma carga parcial positiva (δ+).
O oxigênio apresenta carga parcial negativa (2δ−) e 
cada hidrogênio uma carga parcial positiva (δ+), sendo 
a água uma molécula altamente polar. 
Desta forma, há uma atração eletrostática entre um 
átomo de oxigênio de uma molécula de água e um 
átomo de hidrogênio de outra. 
Esta interação é chamada de ponte de hidrogênio.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A energia de uma ligação de hidrogênio é pequena (20 
kJ/mol), quando comparada à energia de uma ligação 
covalente (por exemplo, 460 kJ/mol para a ligação O-H 
ou 348 kJ/mol para a ligação C-C). 
Isso significa que esta interação poderia ser considerada 
fraca e facilmente rompível. 
Entretanto, o arranjo quase tetraédrico dos orbitais ao 
redor do átomo de oxigênio permite que cada molécula 
de água possa formar até quatro ligações de hidrogênio 
com moléculas vizinhas, de forma que a soma das 
energias confere uma enorme coesão à água.
CONSEQÜÊNCIAS DAS LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO
Quando a água congela...
A estrutura da água congelada é mais organizada do que a da água 
líquida. Isso se deve a um maior número de ligações de hidrogênio (4) 
formadas entre as moléculas. Esse grau de organização mais alto faz 
com que a água congelada seja estruturada de maneira mais aberta, o 
que explica seu aumento de volume!
Densidade da água líquida: 1 g/mL 
Densidade do gelo: 0,92 g/mL.
Quando o gelo derrete...
Você deve estar se perguntando como justificar o alto 
ponto de fusão da água, uma vez que a diferença entre 
o número de ligações de hidrogênio na água líquida 
(3,4) e no gelo (4,0) é pequena.
A explicaçãopara este fenômeno está no fato de que 
existe um enorme número de ligações de hidrogênio, já 
que todas as moléculas de água estão ligadas entre si. 
A quebra de parte dessas pontes acaba por requerer 
uma grande quantidade de energia, explicando o alto 
ponto de fusão da água.
Curiosidades...
1.O calor de fusão do gelo, energia necessária para 
transformar determinada quantidade de gelo em água, 
corresponde a aproximadamente 15% da energia 
necessária para transformar esta mesma quantidade de 
gelo diretamente em gás, ou seja, sua sublimação. Como 
no vapor não existem ligações de hidrogênio, podemos 
concluir que a água líquida apresenta apenas 15% menos 
ligações de hidrogênio que a água no estado sólido.
2.Uma substância com peso molecular semelhante ao da 
água, o metano (CH
4
), tem o seu ponto de ebulição 
(passagem do estado líquido para o gasoso) em 161,6°C. 
Isso significa que esta substância vira gás a uma 
temperatura 261,6°C menor do que a água. 
Provavelmente, isso acontece porque o metano é uma 
substância incapaz de formar pontes de H. Essas ligações 
intermoleculares, presentes entre moléculas de água, 
requerem mais energia para serem quebradas e 
permitirem a passagem da água para o estado gasoso.
Será que as pontes de hidrogênio só se formam entre as 
moléculas de água, ou será que elas podem se formar entre 
outras moléculas?
A ponte de hidrogênio depende da presença de um átomo 
eletronegativo e de um hidrogênio covalentemente ligado a outro 
átomo eletronegativo. 
Então, a ponte de hidrogênio pode se formar entre outras 
moléculas, se estas apresentarem tais características. 
O átomo eletronegativo que funciona como aceptor de hidrogênio 
é geralmente o oxigênio (como no caso da água) ou o nitrogênio, 
possuindo ambos um par de elétrons não pareados.
A água como solvente
Capacidade de fazer ligações de hidrogênio e sua própria 
polaridade.
A água é capaz de fazer ligações de hidrogênio entre si, e 
com outras moléculas, desde que estas tenham a 
polaridade necessária para a formação da ponte de H. 
Alguns compostos orgânicos com grupamentos funcionais 
que apresentam polaridade, como os ácidos carboxílicos e 
os álcoois, podem realizar pontes de H.
Solvente:
Líquido capaz 
de dissolver um 
grande número 
de substâncias.
[Dicionário 
Houaiss de 
Língua 
Portuguesa]
Como a água faz para interagir 
com substâncias que estejam 
unidas entre si por pontes de H?
A resposta está na competição que 
a água faz com as ligações de 
hidrogênio formadas entre as 
moléculas da substância em 
questão.
Ela desmancha estas interações e 
passa, ela mesma, a interagir com
o composto. 
Esse processo de quebra das 
ligações de hidrogênio que 
existiam entre moléculas da 
mesma substância e ligação da 
água entre essas moléculas é o 
que chamamos dissolver. 
Um solvente apolar não 
possui cargas parciais para 
formar ligações de 
hidrogênio. Assim, quando 
em contato com ele, duas 
moléculas que estão aptas a 
realizar interações do tipo 
ponte de H tendem a se unir 
uma à outra.
Em solvente apolar Em água (solvente polar)
Quando essas mesmas moléculas estão em 
contato com a água – ou seja, um composto polar 
–, o comportamento é diferente.
Essas moléculas acabam se associando à água, o 
que, podemos dizer, significa que foram dissolvidas 
nesse solvente
As moléculas de água podem competir não só com 
as ligações de hidrogênio de outras substâncias, mas 
também com interações eletrostáticas formadas entre 
substâncias iônicas.
É dessa maneira que a água pode dissolver a 
maioria das biomoléculas, que são geralmente 
compostos carregados ou polares.
Todas as vezes em 
que temos um 
composto que se 
dissolve em água, 
podemos chamá-lo 
de hidrofílico (do 
grego hydro = 
água, philo = 
amigo). 
Por outro lado, 
substâncias 
apolares, como as 
gorduras (também 
chamadas de 
lipídeos), são 
insolúveis em água 
e, por isso, 
chamadas de 
hidrofóbicas (do 
grego phobos = 
medo, aversão).
Quando colocamos uma substância iônica em um 
solvente polar, ela tende a se dissociar porque os íons são 
atraídos pelas cargas do solvente opostas à sua carga, 
mesmo que elas sejam cargas parciais, como é o caso da 
água. 
Isto leva à formação de camadas concêntricas orientadas 
de moléculas do solvente ao redor do íon. 
Este íon, dessa maneira, se torna solvatado ou, se o 
solvente for a água, hidratado.
Íon positivo atraindo
os pólos negativos da
molécula de água
Íon negativo atraindo
os pólos positivos da
molécula de água
A água diminui a força de uma ligação eletrostática (ligação 
entre íons), estabilizando os íons separados. 
Na presença de um solvente polar (como a água), compostos 
iônicos se separam em íons positivos e negativos. 
Como cargas opostas tendem a se aproximar, mantê-las 
afastadas depende da capacidade do solvente em que elas 
estão.
Podemos medir a capacidade de um determinado solvente 
manter cargas opostas separadas. 
Esta medida depende da força e da distância entre as cargas e 
é chamada de constante dielétrica.
A constante dielétrica da água a 25oC é 78,5.
Este valor é um dos maiores dentre os líquidos puros.
Substâncias não polares apresentam constante dielétrica 
bastante baixa.
A solubilidade de gases na água
GASES APOLARES
Pouco solúveis em 
água.
GASES POLARES
Muito solúveis em água
*
Compostos anfipáticos.
Quando essas substâncias se misturam à água, elas 
formam uma estrutura conhecida como micela. 
OS ÁCIDOS EM SOLUÇÃO
O que acontece quando um ácido hipotético HA é adicionado 
em água:
HA ↔ H+ + AO
Os íons H+ nunca são encontrados livres em solução. Eles 
rapidamente se associam a moléculas de água, formando o 
íon hidrônio (H3O+). 
Logo, a equação para a reação de dissociação do ácido é:
HA + H2O ↔ H3O+ + A
Veja agora a dissociação do ácido acético 
CH
3
COOH ↔ H+ + CH
3
COO–
Neste caso, o ácido acético (CH
3
COOH) perde um próton, 
gerando o íon acetato
(CH
3
COO–), que é chamado de base conjugada. 
Todo ácido gera uma base conjugada quando o próton se 
dissocia.
A base conjugada é gerada quando o próton de um ácido se 
dissocia.
COMO QUANTIFICAR SE UM ÁCIDO É FORTE OU 
FRACO?
Todas as reações químicas reversíveis atingem o 
equilíbrio, no qual a proporção entre as concentrações de 
reagentes e produtos é constante. 
O valor numérico desta relação é característico para 
cada reação e pode ser definido como a constante de 
equilíbrio da reação (Keq).
A constante de 
equilíbrio é 
característica para 
cada reação química 
em uma determinada 
temperatura. 
Ela define a 
composição da 
mistura de reagentes 
e produtos no 
equilíbrio, 
independentemente 
de suas 
concentrações 
iniciais.
Cada reação 
apresenta uma 
constante de
equilíbrio específica.
Quando calculamos a constante de equilíbrio de uma 
reação de dissociação do próton de um determinado 
ácido, estamos de fato quantificando o quão forte é o 
ácido em questão. 
Isto porque quanto mais o ácido se dissociar, liberando 
mais prótons na solução, maior será a constante de 
equilíbrio desta reação.
Nesta equação, é possível substituir o termo [H
2
O] 
(concentração de água) por seu valor numérico, já que 
esta concentração é essencialmente constante.
Assim, podemos definir a constante de equilíbrio da reação de 
dissociação de um ácido em água, denominada Ka, 
multiplicando-se a constante Keq pela concentração da água 
(55,5 M) que, por sua vez, é uma outra constante:
Concluindo
Quanto menor o valor de Ka, menor a proporção entre a 
forma dissociada e a forma não dissociada, ou seja, mais 
fraco é o ácido. 
Os ácidos fortes se dissociam quase que completamente 
quando adicionadosem água.
Podemos afirmar que o conceito de ácidos e bases só 
faz sentido se pensarmos nessas moléculas em 
solução.
A questão que se coloca agora é: como poderíamos 
medir a acidez de uma determinada solução?
Para chegarmos a resposta, precisaremos recordar 
as propriedades da água e das soluções aquosas.
A ionização da água
A água totalmente pura é capaz de conduzir corrente 
elétrica. 
Como isso poderia ser explicado? 
Ocorre um pequeno grau de ionização da água, visto 
que a condução de corrente elétrica requer a 
presença de íons no meio condutor.
Mas como isto ocorre?
Na verdade, duas moléculas de água participam da reação de 
ionização. Uma delas “captura” um próton da outra, resultando 
na formação de uma hidroxila (OH– ) e de um íon hidrônio 
(H3O+).
Esta última molécula é, de fato, um próton ligado a uma 
molécula de água.
2 H
2
O ↔ H
3
O+ + OH–
Para simplificar, podemos representar a ionização da água 
como:
H
2
O ↔ H+ + OH–
Lembre-se: H+ livres não existem em solução.
Keq é de 1,8 x 10–16 M 
A concentração molar da água [H
2
O] é de 55,5 M. 
Rearranjo da equação: produto iônico da água (Kw).
Kw = 1,8 x 10–16 M x 55,5 M = [H+] [OH–]
Kw = [H+] [OH–]= 10–14 M2
Água pura: [H+] = [OH–], ou seja, 10–7 M de cada um dos 
íons. Solução neutra. 
Grau de acidez ou basicidade: depende da concentração 
de [H+] e [OH–]
A [H+] pode variar muito, de mais de 1M (100M) até menos de 
0,00000000000001 M (10–14 M). 
Para facilitar aplica-se logaritmo à equação anterior:
log [H+] + log [OH–] = log 10-14
log [H+] + log [OH–] = -14
Se mudamos o sinal de todos os termos, temos:
- log [H+] - log [OH–]= 14
O termo - log [H+] passou a ser denominado pH.
MUDANÇAS DE PH
Ao adicionarmos mais prótons em água pura, podemos mudar 
a proporção entre os íons H+ e OH–, e consequentemente, o 
pH da solução. 
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