aula1 bioquimica

Prévia do material em texto

ÁGUA, pH E TAMPÕES 
UNIFESO - Engenharia Ambiental 
Prof. Edson Rodrigo Fernandes dos Santos 
 
ÁGUA 
• É uma substância essencial para o organismo. 
• Todas as reações bioquímicas ocorrem em 
meio aquoso. 
• É uma substância neutra. 
• É capaz de dissolver grande parte das 
substâncias presentes em uma célula. 
ÁGUA 
• A água está presente em 75% do corpo 
humano. 
Envelope de Van 
de Waals 
Van der Waals 
raio do O = 1.4 Å 
O—H covalente 
Distância da Ligação 
= 0.958 Å 
Van der Waals 
 raio do H = 1.2 Å 
O H H 
Par de elétrons 
180° 
δ¯ 
δ ⁺ 
Diferença entre ligações e interações 
CH3 OH
O
NaCH3 O
O
Ligação iônica 
Ponto de Fusão: 16 - 17 °C 
Ponto de Ebulição: 118 - 119°C 
Ponto de Fusão: 324 °C 
Ponto de Ebulição: 881,4 °C 
Ligação Hidrogênio 
H O
H
H O
H
H
O H
H O
H
R
X
R
X = Heteroátomo
 O, S, N
δ+ 
δ+ 
δ+ 
δ+ 
δ+ 
δ+ 
δ+ 
δ+ 
δ - 
δ - 
δ - 
δ - 
δ+ δ+ 
δ - 
δ+ Carga Parcial Positiva 
δ - Carga Parcial Negativa 
δ¯ δ ⁺ 
Ligações de hidrogênio entre 
moléculas de água organizadas 
na forma de gelo 
Teoricamente previstos 
e confirmados espectroscopicamente 
estruturas do trímeroágua, tetrâmero, 
e pentâmero 
Álcool e água Cetona e água 
Ligações peptídicas 
Moléculas 
precursoras 
de DNA 
Ácido Carbox. e água Amina e água 
Condições para ocorrer Ligação Hidrogênio 
Conter Heteroátomo com par de elétrons livres 
 
Hidrogênio ligado a heteroátomo 
H
CH3
O
O
H
CH3
O
O
H
O
H
H
O
H
H
CH3
O
O
O
H
H
N:CH3
CH3
CH3
H
O
H
H
O
H
CH3
S
H
O
H
H
H
O
H
H
O
H
HCH3 S
S
O
H
H
ΔG<0 - Processo espontâneo 
 
ΔG>0 – Processo não espontâneo 
 
ΔG=0 - Equilíbrio 
A água interage bem com solutos polares 
Desorganização das 
moléculas do sal 
ocasionando em um 
aumento de entropia! 
Polaridade 
CH3 CH3
CH3
O
CH3
CH3 O
CH3
N
H
CH3 O
H H
N
H
CH3 S
Apolar 
Polar 
Prótico 
Polar 
Aprótico 
Moléculas hidrofóbicas – Polares 
Moléculas hidrofílicas - Apolares 
Moléculas anfipáticas – Polar e apolar 
MISCELAS 
Hidrofílico 
“cabeça de Grupo” 
Hidrofóbico 
Grupo alquila 
moléculas de água altamente ordenada forma "gaiolas" 
em torno das cadeias alquídicas hidrofóbicas 
“Flickering Clusters” 
Aglomerados de moléclas de água 
Cada molécula 
de lipídio são forçadas 
em torno das 
moléculas de água para 
se tornar altamente 
ordenada 
Dispersão de lipídios em água 
As cadeias alquídicas 
se reorganizam 
entre si e as 
moléculas de 
água,aumentando a 
entropia 
Aglomerados de moléculas lipídicas 
Todos os grupos 
hidrofóbicos são separados 
da água; conchas ordenada 
de moléculas de água é 
minimizada, e entropia é 
ainda maior 
Micelas 
Micela Bicamada 
Muitas ligações fracas 
juntas formam 
estruturas de grande 
estabilidade!!! 
pH 
HCl H
+
Cl
-H2O
+
H
+
H3O
+H2O
Os íons são 
essenciais para 
as reações 
bioquímicas 
• Um pH igual a 7,0 implica em um número igual de íons H+ e OH- em solução. 
• Um pH menor que 7,0 indica uma solução com excesso de íons H+ (ácido). 
• Um pH maior que 7,0 indica uma solução com excesso de íons OH- ( básico). 
Acidez Crescente 
Basicidade Crescente 
Cálculo de pH e pOH 
Pela definição de Kw (produto iônico da água) tem-se a relação entre as duas 
atividades: 
 
Kw = [H
+] · [OH-] 
 
Ao aplicar logaritmos, obtém-se a relação entre pH e pOH: 
 
pKw = pH + pOH = 14 
 
H3O
+
OH
-
+OH22
Cálculo de pH e pOH 
Solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L-1 
H
+
Cl
-
+HCl
Dissocia-se totalmente 
pH = -log [H+] 
 
[H+] = 0,1 mol L−1 
 
Então: pH = -log [0,1] = 1. 
Cálculo de pH e pOH 
Solução aquosa de Ácido Fórmico (HCOOH) 0,1 mol L-1 
H
+
H O
-
O
+
H OH
O
Não dissocia-se totalmente 
constante de dissociação do ácido (Ka): 
 
Ka = [H
+] x [HCOO-] 
 [HCOOH] 
 
Cálculo de pH e pOH 
Solução aquosa de Ácido Fórmico (HCOOH) 0,1 mol L-1 
Considerando: 
Ka = 1,6 × 10
−4 
[A-] é igual a x 
[HA] = 0,1 considerando que praticamente não houve dissociação 
 
Se desprezarmos a ionização da água: 
[H+] = [A-] 
Ka = [H
+] x [HCOO-] 
 [HCOOH] 
1,6 × 10−4 = [H+] x [H+] 
 0,1 
Cálculo de pH e pOH 
Solução aquosa de Ácido Fórmico (HCOOH) 0,1 mol L-1 
[H+] = x = 4 × 10−3 
 
Através da definição de pH, obtém-se: 
 
pH = -log [4 × 10−3] = 2,4 
1,6 × 10−4 = [H+] x [H+] 
 0,1 
MAS COMO?? 
• Para regular o pH intracelular a célula utiliza a 
química para ajudá-la. 
• As células utilizam o que chamamos de 
SISTEMA-TAMPÃO. 
• Os sistemas-tampões são constituídos de um 
ácido fraco e sua base conjugada. 
 
TEORIA DE ARRHENIUS 
• Ácidos são compostos que em solução aquosa 
se ionizam liberando íons hidrogênio. 
 
 
• Bases são compostos que em solução aquosa 
se ionizam liberando íons hidroxila. 
HCl H
+
 + Cl
-H2O
NaOH Na
+
 + OH
-H2O
TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY 
• Ácidos são substâncias capazes de doar 
prótons. 
 
 
• Bases são substâncias capazes de receber 
prótons. 
TEORIA DE LEWIS 
• Ácidos são substâncias capazes de aceitar um 
par de elétrons. 
• Bases são substâncias capazes de doarem um 
par de elétrons. 
SISTEMAS TAMPÃO 
• Para a definição de sistema-tampão devemos 
levar em consideração a teoria de ácido-base 
de Brönsted. 
• Nela, a equação abaixo define a dissociação 
de um ácido genérico (HA). 
 
 
HA A- + H+
SISTEMAS TAMPÃO 
• Os ácidos fortes são capazes de se dissociar 
completamente em meio aquoso. 
 
 
• Os ácidos fracos se ionizam muito pouco em 
soluções aquosas e são encontrados na forma de 
equilíbrios. 
 
 
 
 
HA A- + H+
HA A- + H+
SISTEMAS TAMPÃO 
• Os ácidos fracos quando em solução estão em um 
equilíbrio entre as concentrações de HA, A- e de H+. 
Este equilíbrio é regido por uma constante de 
equilíbrio denominada de K. 
 
 
 
 
• A constante K é conhecida como constante de 
dissociação ou de ionização, e no caso dos ácidos é 
chamada de Ka. 
][
][][
HA
HA
K


HA A- + H+
CH3 OH
O
+ NH4
+
OH
-
CH3 O
-
O
NH4
+
Ácido Fraco
Base Fraca
Base Conjulgada
Como funciona a zona de tamponamento 
CH3 OH
O
+ NH4
+
OH
-
CH3 O
-
O
NH4
+
Ácido Fraco
Base Fraca
Base Conjulgada
CH3 O
-
O
NH4
+
Base Conjulgada
+ H
+
CH3 OH
O
Ácido Fraco
+ NH4
+
Adição de ácido 
A formação do ácido fraco mantém o equilíbrio 
• Há um pequeno aumento na [H+] mesmo que uma 
grande parte seja captada pela base conjugada A-. 
• Também ocorre um pequeno aumento na [HA] e 
uma diminuição na [A-]. 
• Estas pequenas modificações permitem que Ka não 
se altere. 
H3O
+
CH3 OH
O
CH3 O
-
O
+
H2O
CH3 O
-
O
NH4
+
Base Conjulgada
+ H
+
CH3 OH
O
Ácido Fraco
+ NH4
+
OH
-
H2O
• Analogamente ocorre o mesmo equilíbrio quando é 
adicionado OH- no meio. 
• Este equilíbrio permite que a alteração nas concentrações 
tanto de H+ como de OH- em solução sejam pequenas quando 
comparadas à quantidade de ácido ou base que é adicionado 
ao meio. 
Adição de Base 
NH4
+
OH
-
CH3 OH
O
CH3 O
-
O
+NH4
+
H2O
CH3 OH
O
Base Conjulgada+ CH3 O
-
O
Ácido Fraco
+NH4
+
OH2
NH4
+
OH
-
• Mesmo o sistema tampão mantendo o pH sem 
muitas alterações, grandes adições de álcalis ou de 
ácidos podem alterar drasticamente o pH da solução. 
 
 
• Os sistemas tampão funcionam muito bem em uma 
determinada faixa. 
 
 
 
• Essa faixa se 
encontra no pH onde 
há 50% de ácido 
conjugado e 50% da 
base conjugada. 
 
• Esse ponto é 
denominado de pK. 
TAMPÕES - DEFINIÇÃO 
 São substâncias que em solução aquosa dão a 
estas soluções a propriedade de resistir às 
variações do seu pH quando às mesmas são 
adicionadas quantidades relativamente 
pequenas de ácido (H+) ou base (OH-). 
TAMPÃO 
TAMPÕES BIOLÓGICOS 
• O ácido carbônico dissocia-se em 
bicarbonato e H+. 
 
• Este se encontra em 
 equilíbrio com o CO2 
 dissolvido em água. 
 
• As hemácias contém 
 a enzima anidrase 
carbônica que acelera 
a transformação do 
CO2 em H2CO3. 
Histidina pKa 6,0 
Tampão ideal é pKa ± 1,0