Resumo sobre água

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1 Bioquímica Fundamental para Farmácia
ÁGUA
Interações Fracas
-Pontes de Hidrogênio: um elemento eletronegativo (N e O) deforma a nuvem eletrônica da molécula, atraindo mais fortemente os elétrons da ligação para si, em relação ao outro átomo envolvido da ligação, logo, o elemento mais eletronegativo fica com carga parcial negativa e o elemento menos eletronegativo fica com carga parcial positiva. Quando duas moléculas com cargas parciais são atraídas (uma carga parcial positiva de uma com a carga negativa da outra) é chamado de ponte de hidrogênio.
-Interações iônicas: Interações entre cargas efetivas (ânios e cátions)
-Interações de Van der Waals: Quando a nuvem eletrônica de uma molécula é atraída pelo núcleo de uma outra molécula
-Interações hidrofóbicas: Entre subs apolares e água (polar), á qual, devido as interações de pontes de hidrogênio entre as moléculas de água, elas tendem a se unir, dessa forma empurra as subs apolares que também tendem a se unir.
Ligações de Hidrogênio e água
- Ligação covalente: hidrogênio e oxigênio compartilha um par de elétrons.
- O orbital mais externo do O é similar ao sp^3 do C, que descreve um arranjo tetraedro = permite que a água forme ligações de hidrogênio com 4 moléculas vizinhas
- Formação de dois dipolos elétricos
-Ligações de hidrogênio são relativamente fracas = interação eletrostática 
- ↑ T da água = ↑ vel das moléculas
-Na água líquida as ligações de hidrogênio são passageiras, constantemente estão sendo feitas e desfeitas 
- Coesão interna = soma das ligações de hidrogênio
- ↓ T = menor movimentos – possibilidade da água fazer as 4 ligações de hidrogênio = rede
- ↑ PF = muita energia térmica é necessária para quebrar ligações de hidrogênio suficientes para desestabilizar a rede cristalina do gelo
- ↑ T = maior entropia – maior desordem ( disposições mais desordenadas)
Ligações de Hidrogênio entre a água e solutos polares
Biomoléculas polares não carregadas dissolvem rapidamente em água devido ao efeito estabilizador das ligações de hidrogênio.
- + forte é a ligação de hidrogênio = moléculas em linha reta → maximiza as interações eletrostáticas, pois dispõe as cargas parciais diretamente.
Água dissolve solutos carregados 
Pois 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 entropia aumenta quando uma substância cristalina se dissolve
Quando um sal como o NaCl se dissolve, os íons Na+ e Cl– abandonam a rede cristalina e adquirem uma liberdade muito maior de movimento.
- O aumento da entropia facilita a dissolução dos sais em água, devido a variação favorável de energia livre.
Gases apolares são fracamente solúveis em água líquida
- O2 e N2 = molécula apolar
-CO2 = molécula polar, mas como os os dois polos então em sentidos opostos, eles são anulados 
-Molécula gasosa + água líquida = solução = ↓ movimentação dos envolvidos = ↓ entropia 
- Natureza apolar + ↓ entropia = pouco solúvel em água.
Obs:para um gás ser solúvel em água = polares + ionizam em solução aquosa, Ex.; NO, H2S e NH3.
Compostos apolares forçam mudanças energeticamente desfavoráveis na estrutura da água
Compostos apolares (hidrofóbicos) + água = - entropia e + entalpia → a quebra das ligações de hidrogênio entre as moléculas de água retira energia do sistema requerendo a entrada de energia das vizinhanças.
- As moléculas de água recobrem o composto apolar, como uma gaiola
- E é este ordenamento das moléculas de água que diminui a entropia
- ↑ superfície do soluto hidrofóbico = ↑ moléculas de água para ordená-lo e ↓ entropia
- A variação de energia livre para a dissolução de um soluto apolar é, portanto, desfavorável
-Compostos anfipáticos contêm regiões polares (ou carregadas) e regiões apolares
-Compostos anfipáticos + água = a região polar hidrofílica interage favoravelmente com a água e tende a se dissolver, mas a região apolar hidrofóbica tende a evitar contato com a água. As regiões apolares das moléculas se aglomeram para apresentar a menor área hidrofóbica possível ao solvente aquoso, e as regiões polares são arranjadas de forma a maximizar suas interações com o solvente até que se forma as micelas 
- A força que une as regiões apolares são interações hidrofóbicas (resultado da maior estabilidade termodinâmica pelo menor número de moléculas de água necessárias para envolver as porções hidrofóbicas das moléculas)
-A liberação de água ordenada favorece a formação de um complexo enzima-substrato. A enzima e o substrato, quando separados, forçam as moléculas de água vizinhas a formar uma camada ordenada. A ligação do substrato com a enzima libera algumas dessas águas ordenadas, e o aumento resultante na entropia favorece termodinamicamente a formação do complexo enzima-substrato.
As interações de van der Waals são atrações interatômicas fracas
- 2 átomos não carregados bem próximos um do outro = suas nuvens eletrônicas influenciam uma a outra
- Variações nas posições dos elétrons = podem criar um dipolo transitório elétrico → formação de um dipolo transitório de carga oposta no átomo mais próximo a ele. Os dois dipolos atraem-se fracamente um ao outro, aproximando os dois núcleos.
- À medida que os dois núcleos se aproximam, as nuvens eletrônicas começam a repelir uma a outra.
Interações fracas são cruciais para a estrutura e a função das macromoléculas
- Muitas interações = efeito cumulativo.
- Enzima e substrato = múltiplas interações fracas = mais fácil de ligar e desligar
- A energia liberada quando uma enzima se liga não covalentemente ao seu substrato é a principal fonte do poder catalítico da enzima