AGUA ESTRUTURAePROPRIEDADES

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Água 
Estrutura e Propriedades 
Físico-Químicas
• Características
• Abundância (mais de 70% do peso do 
organismo)
• Importância em seres vivos 
• Propriedades comuns
• cor, odor, sabor, estado físico
• Propriedades Incomuns
• Pontos de fusão, ebulição, calor específico
• Produtos de ionização
• Solvente
As pontes de H conferem à água suas propriedades incomuns
• Conseqüência das atrações entre moléculas de água 
adjacentes (Grande coesão interna)
• Estrutura eletrônica da água
• Interação entre as moléculas
• Pontes de hidrogênio 23kJ/mol - covalente 470 
kJ/mol = O - H
• Tempo de vida: 10-12 segundos
• Gelo: 4 pontes de hidrogênio
• DNA, RNA, proteínas
• Água forma pontes de hidrogênio com 
solutos polares
• Átomo eletronegativo (N e O) e átomo de H ligado 
covalentemente a outro átomo eletronegativo
• C-H: não formam pontes de hidrogênio
• Pontes de hidrogênio de importância biológica
• Pontes de hidrogênio são mais fortes quando as moléculas 
ligadas são orientadas para maximizar as ligações
• A água interage eletrostaticamente com 
solutos que exibem cargas elétricas
• Solvente polar : compostos carregados eletricamente 
ou polares
• Hidrofílicos: dissolvem-se facilmente na água
• Hidrofóbicos: não dissolvem na água
• NaCl: hidratação e estabilização dos íons sódio e 
cloreto, enfraquecendo suas interações eletrostáticas
• Biomoléculas carregadas
• Substitui pontes de hidrogênio soluto-soluto com 
pontes soluto-água
• Compostos não polares forçam mudanças 
energeticamente desfavoráveis na estrutura 
da água
• Mistura de água com solutos apolares (hidrofóbicos) 
são incapazes de interagir energeticamente favorável 
com as moléculas de água
• As moléculas da água na vizinhança imediata de um 
soluto não-polar formam uma gaiola altamente 
organizada em volta de cada soluto
• Molécula anfipática: regiões polares (carregadas) e 
não-polares
• Micelas: centenas ou milhares de moléculas
• Interações hidrofóbicas
• Muitas biomoléculas são anfipáticas: proteínas, 
pigmentos, certas vitaminas, esteróis e fosfolipídios 
das membranas
• As interações de van der Waals são atrações 
interatômicas fracas
• Dois átomos não carregados são colocados muito 
próximos, as nuvens de elétrons se influenciam
• Osmose
• Corpo tem 2 compartimento de líquidos: intracelular e 
extracelular
• Cada compartimento tem eletrólitos característicos e a 
importância destes está a manutenção da tonicidade 
celular = osmolaridade
• Osmose: transferência de moléculas de solvente de uma 
solução com maior concentração de água para uma 
solução com menor [ ] = membrana semipermeável
• Até concentração semelhante dos dois lados da membrana
• Este processo pode ser interrompido ao se exercer uma 
pressão sobre a solução mais concentrada = pressão 
osmótica
• Os líquidos corporais variam em suas composições, 
mas o número total de partículas é semelhante
• Compartimento separados por membranas 
semipermeáveis : a água se move livremente
• Ambientes naturais, as células têm maior 
concentrações de biomoléculas e íons que o meio 
circundante
• Parede celular (bactérias e plantas), vacúolo contrátil 
(protistas), animais multicelulares : plasma = citosol
• Ionização da água
• Leve tendência de ionização reversível
• Prótons livres não existem em solução: (hidrônio) 
H3O
+ 
• Na água à uma temperatura de 25ºC, cerca de uma em cada 
500 milhões moléculas está ionizada a cada instante, 
portanto a Keq da água é dada por:
Keq= [H+][OH-]
[H2O]
• O produto [H+][OH-] em soluções aquosas a 25ºC é sempre 
igual a 1 x 10-14 M2. 
• Quando as concentrações de H+ e OH- são exatamente 
iguais, como na água pura, a solução é dita estar em pH 
neutro. Neste pH, as concentrações de H+ e de OH- podem 
ser calculadas do produto iônico como se segue:
[H+]=[OH-]
Kw =[H+][OH-]=[H+]2
• Resolvendo para [H+] obtemos
• = = [H+]=[OH-]=1 x 10-7 M
214101 M
][H  wK
• Como o produto iônico da água tem valor constante, 
sempre que a concentração de íons H+ é maior que 1 x 10-7
M a concentração de OH- precisa ser, ou tornar-se, menor 
que 1 x 10-7 M, e vice-versa. 
• Do produto iônico da água, pode-se calcular a 
concentração de H+ se conhecermos a concentração de OH-
e vice-versa.
• O produto iônico da água, Kw, é a base para a escala de 
pH. 
• Ela é um meio conveniente de designar a concentração de 
H+ em qualquer solução aquosa entre 1,0M de H e 1,0M de 
OH-. 
• O termo pH (potencial hidrogeniônico) é definido pela 
expressão:
•
 
 

 H
H
pH log
1
log
• Para uma solução neutra (H+ = 1 x 10-7 M) a 25ºC, o pH 
pode ser calculado:
pH=0 + 7=7
• Soluções com pH 7 são soluções neutras, soluções com pH 
menor que 7 são consideradas ácidas, as com pH acima de 
7 básicas ou alcalinas. 
• Um ponto a ser notado é que a escala de pH é logarítmica , 
portanto uma unidade de pH corresponde a uma mudança 
de 10 vezes na concentração de H+.
  77
7
10log0,1log101log
101
1
log 

 

pH
• pH em solução aquosa: corantes fenolftaleínas, fenol 
vermelho
– Mudam de cor quando o próton do corante se dissocia
• pHmetro: eletrodo sensível às alterações H+
– Calibrado em um pH conhecido
• pH é um dos produtos mais importantes da 
bioquímica
– Afeta a atividade catalítica das enzimas (funcionam em pH 
ótimo)
– pH da urina e sangue utilizado para diagnósticos médicos
• Ácidos e bases (BrØnsted-Lowry)
• Ácidos : doadores de prótons (H+)
• Bases: aceptores de prótons (H+)
• Capacidade de dissociação na água: fortes ou fracos
• HCl: forte – H+ e Cl-
• NaOH : forte – Na+ OH-
• Constante de dissociação (Ka) = 1
• Fracos: ácido acético (CH3COOH) : CH3COO
- e H+
• Ka= 1,74x10
-5
Tabela 04. Constantes de dissociação de alguns ácidos fracos comuns a 25oC.
Nome do ácido
Forma do ácido Base conjugada Ka pKa
Ácido fórmico HCOOH HCOO- 1,78x10-4 3,75
Ácido acético CH3COOH CH3COO
- 1,74x10-5 4,76
Ácido propiônico CH3 CH2COOH CH3 CH2COO
- 1,35x10-5 4,87
Ácido lático CH3
CH(OH)COOH
CH3
CH(OH)COO-
1,38x10-4 3,86
Ácido fosfórico H3PO4 H2PO4
- 7,25x10-3 2,14
Fosfato biácido H2PO4
- HPO4
2- 1,38x10-7 6,86
Fosfato 
monoácido
HPO4
2- PO4
3- 3,98x10-13 12,4
Ácido carbônico H2CO3 HCO3
- 4,30x10-7 6,37
Bicarbonato HCO3
- CO3
2- 6,31x10-11 10,2
Íon amônio NH4
+ NH3 5,62x10
-10 9,25
• Ácido tem tendência de perder seu próton em uma 
solução aquosa 
• Quanto mais forte o ácido: > tendência de perder H+
• A tendência de qualquer ácido (HA) de perder um 
próton e formar sua base conjugada (A-) é definida 
pela constante de equilíbrio
• Ka = Constante de dissociação
• Quanto mais forte um ácido : maiores suas 
constantes de dissociação 
• Quanto maior a tendência de dissocia um próton, 
maior é o ácido e menor seu pKa
• Curvas de titulação e tampões
• Titulação: determinar a concentração de um ácido 
em uma solução
• Volume medido da solução com ácido é titulado com 
uma base forte de concentração conhecida
• A base é adicionada em pequenos volumes até que o 
ácido seja completamente neutralizado
• A [ ] do ácido na solução original pode ser calculada 
pelo volume e [ ] de NaOH utilizado
• Desenhando um gráfico dos valores de pH em 
relação à quantidade de NaOH adicionado 
• Curva de titulação
• E esta revela o pKa do ácido fraco: é o pH quando a 
quantidade de HA = A-
• Ao ser adicionada a base forte o OH- vai reagindocom o H+ liberado 
• Mas o ácido fraco não se dissocia totalmente e 
rapidamente 
• Sistemas Aquosos que tendem a resistir a 
mudanças de pH quando adicionadas 
quantidades relativamente pequenas de ácido 
(H+) ou base (OH-)
• Consiste de : um ácido fraco e sua base 
conjugada quando dissolvidos em água
• Ambiente celular: tampão fosfato (H2PO4
-/ 
HPO4
-2): pKa = 6,86
• Sangue: tampão bicarbonato (H2CO3/ HCO3
-)
• pKa: 6,37
Tampões
• Equação de Henderson-Hasselbalch
Tampões
][
][
log
AH
ApK
a
pH


aceptor de prótons
doador de prótons
Água como reagente