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A relação entre a estrutura e a função é a chave para compreender os processos ao nível
molecular. A Bioquímica estrutural tem por objectivo conhecer a forma e dimensão das
moléculas, além de como se associam entre si para formar as estruturas celulares e como se
adaptam ao ambiente que as rodeia.
Animais, plantas e microorganismos partilham com os
seres humanos as mesmas unidades estruturais básicas
(células) e o mesmo tipo de macromoléculas (DNA, RNA,
proteínas), construídas a partir das mesmas subunidades
monoméricas (nucleótidos, aminoácidos).
Estrutura hierárquica da organização molecular celular.
A Bioquímica explica a forma e função biológica com base em
fundamentos Físico-Químicos.
“What is true of E. coli is true of elephant”. Esta observação foi sumarizada por
Jacques Monod em 1954 :
Os conhecimentos actuais demonstram, claramente, que todos os organismos são
provenientes de uma origem evolucionária comum, onde os intermediários e as
transformações químicas são universais.
Apenas cerca de 30 dos mais de 90
elementos químicos que ocorrem
naturalmente na terra são
considerados essenciais para os
organismos vivos. A laranja estão
assinalados os elementos principais
(componentes estruturais de células
e tecidos), os quais são necessários
em maior quantidade diária e a
amarelo fluorescente os elementos
vestigiários).
H, O, C e N são os elementos mais abundantes nos seres vivos  99% da 
massa da maioria das células.
Componentes moleculares de uma célula de E. coli.
Questão: Que propriedades reúnem os elementos H, O, C e N que os tornam 
tão importantes para a química da vida?
Resposta: A sua capacidade para formarem ligações, partilhando electrões.
A Química dos
seres vivos é
dependente dos
átomos de C, os
quais representam
mais de metade do
peso seco das
células.
(a) Arranjo tetraédrico das 4 ligações simples à
volta do carbono central. (b) Rotação livre das
ligações simples. (c) Ligação dupla (mais
curta), os átomos encontram-se no mesmo
plano.
(a) 6 dos 20 aminoácidos constituintes das 
proteínas
(b) 5 bases azotadas, 2 pentoses e ácido fosfórico, elementos base dos ácidos nucleicos. (c) 5
componentes das membranas lipídicas. (d) D-glucose, o açúcar base a partir do qual derivam a maior
parte dos hidratos de carbono.
Grupos funcionais mais comuns em biomoléculas.
A estrutura tridimensional é descrita pela conformação e pela configuração dos átomos –
estereoquímica.
Fórmula molecular: indica o número exacto de átomos de cada um dos elementos presentes
na molécula.
Isómeros: são compostos com a mesma fórmula molecular mas que diferem na natureza
(funcionais) ou sequência das ligações entre os átomos (posicionais) ou no arranjo dos
átomos no espaço (estereoisómeros).
Isómeros geométricos ou isómeros Cis-Trans: Isómeros que apenas divergem na ordem
dos grupos substituintes em torno de uma ligação sem liberdade rotacional (ligação dupla).
EX:
Diferem só nas posições dos átomos relativamente a um plano específico que contém átomos
considerados em posições rígidas.
Carbono assimétrico: É um átomo de carbono tetraédrico com quatro substituintes
diferentes. Estes centros são designados por centros quirais, que possuem actividade
óptica. Moléculas com um centro quiral têm dois estereoisómeros; moléculas com 2 ou mais
(n) centros quirais têm 2n esterioisómeros.
Estereoisómeros que diferem por serem,
entre eles, objecto e imagem num espelho
plano – enantiómeros. Neste tipo de
isomeria, os compostos diferem na forma
como desviam o plano da luz polarizada e
são designados pelos prefixos R (Latim
rectus) ou S (Latim sinister) ou D e L.
Água: Papel central na vida da Terra
• É a substância mais abundante nos organismos vivos (> 70% da sua constituição).
• As suas propriedades físicas e químicas influenciam todos os aspectos da estrutura e função celular:
 Solubiliza substâncias.
 Modifica as propriedades das moléculas (pontes de hidrogénio); atrai moléculas hidrofílicas
(polares); repele moléculas hidrofóbicas (apolares).
 Define a escala de pH.
 Fornece um meio para as reacções bioquímicas e para o transporte de moléculas (ex: nutrientes).
Ponto de fusão, ponto de ebulição e calor de vaporização dos solventes mais comuns.
• Geometria angular
• Dipolo eléctrico (o oxigénio é mais electronegativo
que o hidrogénio)
• Formação de pontes de hidrogénio
• O tempo de vida de uma ligação por ponte de
hidrogénio é de 1 ou 20 picosegundos (ps)
• Cada molécula de H20 efectua, no estado liquido,
em média, 3,4 ligações por pontes de hidrogénio
com moléculas vizinhas.
• No gelo, cada molécula de H2O faz 4 ligações por
pontes de hidrogénio.
• A energia de dissociação de uma ligação de
hidrogénio é  23 KJ/mol (ligação covalente é  470
KJ/mol)
Estrutura da molécula de água
Pontes de hidrogénio no gelo
Pontes de hidrogénio frequentes em sistemas biológicos
A H2O interage eletrostaticamente com solutos carregados ou polares
• A H2O é um solvente polar, dissolvendo moléculas carregadas ou polares. A solubilidade destas
substâncias em H2O é facilitada pela substituição das ligações de hidrogénio ou interacções soluto-soluto,
pela formação de ligações de hidrogénio ou de interacções electrostáticas soluto-H2O.
• Compostos hidrofílicos, são moléculas que se dissolvem facilmente em H2O.
• Compostos que não se dissolvem em H2O, são designados por moléculas hidrofóbicas.
• Compostos anfipáticos, são moléculas que têm regiões polares ou carregadas e regiões não polares. Em
H2O, as regiões hidrofílicas interagem com a H2O, pelo contrário, as regiões hidrofóbicas interagem entre
si, por forma a diminuir o contacto com a H2O – Interacção hidrofóbica. A força das interacções hidrofóbicas
não é resultado da atracção intrínseca entre as moléculas apolares, mas sim, da estabilidade
termodinâmica resultante da diminuição do número de moléculas de H2O “presas” em torno dos compostos
hidrofóbicos.
A H2O dissolve sais como o NaCl, hidratando e estabilizando os iões Na
+ e Cl -
As cargas iónicas são parcialmente neutralizadas, sendo a atracção electrostática
necessária para a formação do cristal extremamente enfraquecida. Este processo ocorre
espontaneamente porque a energia livre é negativa (∆G < 0).
Importância da H2O na interacção enzima - substrato 
Moléculas de H2O ordenadas em
torno do substrato e da enzima.
Interacções enzima - substrato estabilizadas
por ligações de hidrogénio, interacções
electrostáticas e interacções hidrofóbicas.
Aumento do número
de molécula de H2O
livres.
Quatro tipos de interacções não covalentes entre
biomoléculas.
As interacções fracas são fundamentais
para a formação e estabilização das
estruturas tridimensionais dos ácidos
nucleicos, proteínas, glícidos e
membranas lipídicas.
Interacção de 5 moléculas de água na proteína 
membranar citocromo f.
Ionização da H2O
H2O (l) OH
-
(aq) + H
+
(aq)
A 25C o produto iónico da H2O é dado por:
Kw = [OH
-][H+] = (1 x 10-7) x (1 x 10-7) = 1 x 10-14
pH = - log [H+]
Numa solução neutra, a 25ªC, a [H+] é igual a 
1 x 10-7 mol.dm-3 :
pH = 7
Escala de pH
Exemplos de pH de fluidos aquosos.
Ácidos fracos e Bases fracas
 Compostos ácidos ou básicos, podem ser definidos, segundo a teoria de Brönsted-Lowry, como
dadores ou aceitadores de protões, respectivamente.
 Ácidos fortes (ex: HCl, H2SO4) ou bases fortes (ex: NaOH, KOH) são completamente ionizados em
solução aquosa.
 O dador de protões e o seu correspondente aceitador de protões formam o par conjugado ácido-base:
CH3COOH (aq) H
+
(aq) + CH3COO
-
(aq)
(ác.acético) (acetato)
De formagenérica:
HA (aq) H
+
(aq) + A
-
(aq)
 Nos ácidos fracos, a tendência para qualquer ácido perder protões ou a base ganhar protões, é 
definida pela constante de dissociação do ácido, vulgarmente conhecida como constante de acidez, Ka.
  
 
 
HA
AH
Ka


pKa = - log Ka
Quanto mais forte o ácido, menor o pKa
Curvas de titulação revelam o pKa de ácidos fracos
Um ácido fraco é normalmente titulado com uma base forte, usualmente o NaOH, a uma concentração
conhecida.
HA(aq) H
+
(aq) + A
-
(aq)
H+(aq) + OH
-
(aq) H2O(l)
Capacidade tampão resultante do sistema
tampão ácido acético – acetato. O sistema
é capaz de absorver H+ ou OH- através do
sistema reversível de dissociação do ácido
acético.
Curvas de titulação de ácidos fracos têm a mesma forma
A forma idêntica das curvas de titulação
sugere a existência de uma lei matemática
que seja válida para qualquer ácido fraco:
Equação de Hendersen-Hasselbalch
pH = pKa + log [A
-]/[HA]
Ka = [A
-][H+]/[HA]
[H+] = Ka[HA]/[A
-]
-log[H+] = -logKa – log[HA]/[A
-]
pH = pKa + log[A
-]/[HA]
Quando [A-] = [HA] => pH = pKa