aula 1 Bioquímica pdf

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Dra. Clináscia R. R. Araújo
08/06/2017
Fundamentos de Bioquímica
Instituto Federal do Norte de Minas Gerais
Disciplina: Bioquímica
2
“A bioquímica tenta explicar as 
funções biológicas em termos 
químicos”
3
Fonte: Alberts, B. et al. 2011.
Bioquímica – Células vivas
4
Fonte: Nelson e Cox, 2014 
Organização molecular das células
Compostos orgânicos
Compostos orgânicos
Substâncias químicas que contêm em sua estrutura o C e
ligações covalentes C-H. Podem conter também N, O, P e S,
assim como os halogênios F, Cl, Br e I.
Fundamentos químicos
Archibald Scott Couper
(1831-1892)
August Kekulé (1829-1896)
 Átomos realizam um número fixo de
ligações utilizando os seus elétrons de
valência.
 Um átomo de carbono pode utilizar um ou
mais dos seus elétrons de valência para
formar ligações com outros átomos de
carbono.
tetravalente
divalente
2 pontos importantes para compostos orgânicos
Propriedades 
Químicas
Polaridade.
Interações
intermoleculares.
Propriedades 
Físicas
Ponto de fusão.
Ponto de ebulição.
Solubilidade.
Capítulo 2. Famílias de Compostos de Carbono
As ligações covalentes podem ser classificadas como:
Covalente apolar.
Covalente polar.
Propriedades Químicas
1 ) Polaridade das ligações covalentes
4,0 – 4,0 = 0
Covalente apolar
4,0 – 2,1= 1,9
Covalente polar
Ligações covalentes polares estão presentes em moléculas 
que contêm átomos com diferentes valores de 
eletronegatividade. 
Elétrons não são compartilhados igualmente entre os 
átomos
Eletronegatividade: Habilidade que um elemento tem de
atrair elétrons.
Na tabela periódica: 
eletronegatividade
e
le
tr
o
n
eg
at
iv
id
ad
e
Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre dois 
elementos, mais polarizada é a ligação.
Momento de dipolo m = e x d
em que:
e = carga parcial, em Coulomb,
d = distância, em metros, que separa as cargas,
m = momento de dipolo
Momentos dipolares moleculares: Resultante de todos os 
momentos dipolares de ligação de uma substância.
Algumas moléculas têm ligações polares, mas não têm um
momento dipolar porque a geometria leva ao cancelamento dos
dipolos de ligações individuais.
Tetracloreto de carbono Clorometano
2) Interação intermolecular
A ligação covalente que mantém uma molécula unida
é uma força intramolecular.
A atração entre moléculas é uma força intermolecular.
 Forças intermoleculares são muito mais fracas do
que as forças intramoleculares (16 kJ mol-1 versus 431
kJ mol-1 para o HCl).
 Quando uma substância funde ou entra em ebulição,
somente forças intermoleculares são quebradas.
Forças Intermoleculares
Tipo de interação Força relativa Espécies envolvidas
Dipolo-dipolo
Moderadamente 
forte
Moléculas polares
Ligação de 
hidrogênio
Forte 
Moléculas polares que 
possuem H ligado a 
elemento bastante 
eletronegativo (F, O, N)
Forças de van der 
Waals
Muito fraca Molécula apolares
Tabela 1: Tipo de interação e força de interação envolvida 
a) Forças de van der Waals ou dipolo-dipolo induzido
Johannes Diderik 
van der Waals
(1837–1923)
 Interação entre moléculas apolares (ex: alcanos).
Por que ocorrem? 
Elétrons se movem continuamente e, em
um momento, a densidade de elétrons
em um dos lados da molécula é um
pouco mais elevada do que no outro
lado.
Quanto maior é a molécula (quanto maior o número de 
elétrons) mais polarizável ela é.
 Um dipolo temporário em uma molécula pode induzir um
dipolo temporário em uma próxima molécula.
Quanto maior a área de superfície disponível para contato,
maiores são as forças de van der Waals.
b) Forças dipolo-dipolo
 Interação existente entre moléculas polares.
 Resultante de uma distribuição não uniforme de elétrons.
c) Ligação de hidrogênio
 Atração dipolo-dipolo forte.
 Necessita do H ligado a um elemento eletronegativo (F, O e N).
São mais fracas do que as ligações covalentes, mas são muito 
mais fortes que as interações dipolo-dipolo.
1) Ponto de fusão e ebulição
 Propriedades físicas mais facilmente medidas.
Pontos de fusão: Propriedade dos sólidos.
Ponto de ebulição: Propriedade dos líquidos.
Fusiômetro
Temperatura na qual as forças de interações 
intermoleculares são superadas.
Refletem a intensidade das forças 
intermoleculares 
Propriedades Físicas
 Interações fortes: ponto de fusão e ebulição elevado. 
 Interações fracas: ponto de fusão e ebulição baixo.
Amina primária
PE = 97
n-pentano
PE = 36 °C
Butanona
PE = 80 °C
1-Butanol 
PE = 116 °C
Amina secundária
PE = 84 
Amina terciária
PE = 65 
O tamanho da cadeia também interfere nos pontos de 
fusão e ebulição de um composto 
• Maior 
cadeia
+ interações 
• Maior 
superfície 
de contato
+ interações 
• Maior os 
PF e PE
Composto pf (°C) pe (°C) 
1atm
CH4 -182,6 -162
CH3CH2CH2CH2CH3 -129,8 36,1
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3 -27,9 174,1
CH3CH2OH -114 78
CH3CH2 CH2CH2OH -90 117,3
CH3OCH3 -141 -23,7
CH3 CH2OCH2CH3 -116 34,5
Ponto de ebulição e ebulição x Tamanho da cadeia
Tabela 2: Temperaturas de fusão e ebulição de diferentes compostos
Ramificação reduz o ponto de ebulição porque reduz a área de
contacto.
neopentano
PE = 9,5 °C
isopentano
PE = 27,9 °C
O tipo da cadeia também interfere nos pontos de fusão 
e ebulição de um composto 
Acetato de n-butila
PE = 125
Acetato de t-butila
PE = 98
Ponto de ebulição e ebulição x Tipo da cadeia
2) Solubilidade
“semelhante dissolve semelhante''
 Substâncias polares dissolvem em solventes polares e
substâncias apolares dissolvem em solventes apolares.
 Solventes polares
interagem com as cargas
parciais em uma substância
polar.
 Moléculas de solvente
separam as moléculas de
soluto o que faz com que se
dissolvam.
Solubilidade em água
 Solventes polares não são atraídos por substâncias 
apolares pois estas não têm carga. 
30
Metil
Etil
Fenila
Aldeído
Cetona
carboxilato
Álcool
Enol
Éter
Ester
Acetil
Anidrido
Exemplos de grupos funcionais