Aula 1 _Bioq I_2014 (1)

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1
Profa. Mirian Ribeiro Moreira Carrijo
1
2
Bioquímica
Biomoléculas
Moléculas complexas Moléculas Simples
Necessárias para formar
3 4
Os Compostos Orgânicos dos quais a 
Maioria das Macromoléculas são 
Constituídas: 
2
5
As Macromoléculas e 
as suas subunidades 
Monoméricas
Em todos os seres, as macromoléculas são
construídas a partir dos mesmos tipos de
unidadesmonoméricas:
-simplicidade básica na estrutura das
macromoléculas, apesar dos bilhões de tipos
de proteínas existentes em milhões de
espécies de seres vivos.
Subunidades monoméricas
Letras do 
alfabeto
(26 tipos 
diferentes) 
Nucleotídeos
(4 tipos 
diferentes)
Aminoácidos
(20 tipos 
diferentes)
Sequências lineares ordenadas
DNAPalavras Proteína
Elementos essenciais para a vida animal e para a saúde
6
Elementos químicos mais abundante nos 
organismos, juntos perfazem 
mais 99% da massa da maioria das células.
Macroelementos
Microelementos
Os microelementos comparecem em quantidades diminutas, mas são 
absolutamente essenciais a vida.
Macroelementos: necessários na dieta em quantidades diárias 
medidas em grama. Microelementos: as necessidades são muito 
menores; bastam poucas miligramas por dia.
7
O grupamento 
Heme 
Mioglobina Subunidade ββββ da 
hemoglobina
8
Ligações covalentes
Compartilhamento de elétrons
Número de elétrons 
desemparelhados 
(em vermelho)
Número de elétrons 
Nas camadas
externas completas
3
9
A química dos 
organismos vivos está 
organizada ao redor do 
elemento carbono.
10
Alguns Grupos Funcionais Comuns das Biomoléculas
Fosfoanidro
Anidrido
(dois ácidos
carboxílicos)
Anidrido misto
(ácido carboxílico e ácido 
fosfórico, também 
chamado fosfato de acila)
Éter
Tioéster
ÉsterAmino
Amida
Guanidina
Imidazol
Sulfidrila
Dissulfeto
FosforilaFenila
Etila
Metila
Carboxila
Carbonila
(cetona)
Carbonila
(aldeído)
Hidroxila
(álcool)
11
Alguns Grupos Funcionais Comuns das Biomoléculas
Histidina Epinefrina
Acetil - coenzima A
A personalidade química de um composto como epinefrina ou acetil-coenzima A é
determinada pela química de seus grupos funcionais e a disposição destes no espaço
tridimensional.
12
Estrutura tridimensional: 
configuração e conformação
4
13
Estrutura tridimensional: configuração e 
conformação
Projeta-se para 
fora do plano do 
papel (em direção 
ao leitor).
Dirige para 
trás do plano 
do papel.
14
Ácido maléico (cis) Ácido fumárico (Trans)
Configuração é o arranjo espacial de uma molécula orgânica, que lhe é
conferido ou pela presença: 1- dupla ligações ou então 2 - centros quirais
Estereoisômeros: mesma ordem de ligações; configuração espacial diferente
Isomeria geométrica
A
B
15
Estereoisômeros: mesma ordem de ligações; configuração 
espacial diferente
Molécula 
original
Imagem 
especular 
da molécula 
original
Molécula quiral
Mesmo sofrendo 
rotação essa molécula 
não pode ser 
superposta á imagem 
especular da molécula 
original
Molécula 
aquiral
Após a rotação 
adequada essa 
molécula pode
ser superposta a 
imagem especular 
da molécula 
original
Imagem 
especular 
da molécula 
original
Molécula 
originalEnantiômeros
Possuem imagem 
especulares; carbonos 
quirais (assimétricos)
Carbono Assimétrico (centro quiral): 4 
radicais diferentes arranjados em duas 
formas diferentes 
Isomeria óptica
16
Enantiômeros:imagens especulares Enantiômeros:imagens especulares
Diastereômeros (imagens não - especulares
5
17
A combinação entre conformação e configuração – é de 
extrema importância em suas interações biológicas
Ajuste molecular de uma macromolécula e de 
uma pequena molécula. 18
Hortelã
(R)-Carvona
Estereoisômeros
Alcarávia atua como digestiva e
diurética, eliminando as toxinas
do organismo, combatendo os
inchaços e prisão de ventre.
As folhas de Menta exercem acção
tónica e estimulante sobre o aparelho
digestivo, além de possuir
propriedades antisépticas e
ligeiramente anestésicas . Alivia
também as dores de cabeça e dores das
articulações
Alcarávia
(S)-Carvona
Projeta-se para 
fora do plano do 
papel (em direção 
ao leitor).
Dirige para 
trás do plano 
do papel.
19
L-aspartil-L-fenilalanina metil éster
(aspartame) (doce)
L-aspartil-D-fenilalanina metil éster
(amargo) 
Estereoisômeros
20
Um composto com isomeria óptica pode
apresentar os seguintes grupos de isomeria:
•Isômeros opticamente ativos:
Dextrógiro
Levógiro
Isômeros racêmicos ou misturas racêmicas
6
Isômeros ópticos
D-Aminoácido L-Aminoácido
CH
R
COO
NH3α C H
R
COO
H3N α
Proteínas encontradas 
em humanos
Encontrados em alguns 
antibióticos e peptídeos 
presentes em bactérias
- -
+ +
21
Isômeros ópticos
R.G.Cuneo
Polarímetro é o aparelho ótico, que permite 
identificar se uma substância possui poder 
rotatório e saber se é dextrógira ou levógira. 
22
23
Estrutura da 
molécula da água
Energia de dissociação: 20kJ/mol 
(C-C=348kJ/mol)
Tempo de duração água líquida: 1 x 10-9 s
Uma H2 O faz pontes com 3,4 moléculas
24
Estrutura da 
molécula da água
Pontes de 
hidrogênio no gelo
Gelo
Uma H2O faz pontes com 4 moléculas
Calor absorvido para desestabilizar:
H2 O(s) → H2O(l) ∆H= +5,9kJ/mol
H2 O(l) → H2 O(g) ∆H= +44kJ/mol
7
25
Alimento Teor de água(g/100g)
Carnes 50-70
Maçã, laranja 85-90
Tomate, morango 90-95
Cenoura, batata 80-90
Aspargo, lentilha 09-95
Arroz cru, milho cru 12-15
Leite em pó, ovo desidratado 9-12
Queijo prato 40-45
Tabela 1- Teores de água de alguns alimentos
26
Algumas pontes de hidrogênio de importância biológica
Entre o grupo 
hidroxila de um 
álcool e água
Entre o grupo 
carbonila de uma 
cetona e água
Entre bases 
complementares 
do DNA
Entre grupos 
peptídeos em 
polipeptídeos
27
A água interage eletrostaticamente com os solutos 
que exibem carga elétrica
28
Alguns exemplos de biomoléculas polares, não - polares e anfipáticas.
8
29
Alguns exemplos de biomoléculas polares, não polares e anfipáticas.
Cera típica
30
A água dissolve muitas sais cristalinos por meio da 
hidratação dos íons que os constituem.
A entropia aumenta quando substâncias cristalinas são dissolvidas. A medida que uma 
sal como NaCl se dissolve, o íons Na+ e Cl-, ao deixarem a rede cristalina, adquirem 
maior grau de liberdade de movimento. 
31 32“Aglomerados oscilante de 
moléculas de água na fase 
aquosa
Moléculas de água altamente 
organizadas formam “gaiolas” 
ao redor das cadeias alquilicas 
hidrofóbicas.
“Grupo-cabeça” 
Hidrofílico
Compostos anfipáticos em 
solução aquosa.
HIDROFÍLICA
HIDROFÓBICA
9
33
COMPOSTOS ANFIPÁTICOS EM SOLUÇÃO AQUOSA
Dispersão de lipídios em água
1 – Cada molécula de lipídios força as
moléculas de água Circunvizinhas a
ficar altamente organizada
(Dispersão de lipídios na água)
2- Aglomerados de moléculas de
lipídios. Somente as porções lipídicas
das bordas da associação forçam a
organização da água. Poucas
moléculas de água são organizadas e
a entropia aumenta.
3- Micelas
Todos os grupos hidrofóbicos são
sequestrados da água; a concha
organizadas de moléculas de água e
minimizada, e posteriormente a
entropia aumenta. 34A solubilidade dos AGs em água diminui com o aumento da cadeia
carbonada.
ǎœˆGǎœˆGǎœˆGǎœˆG– Solvente Biológico Ideal : 
Solubilidade de ácidos graxos.
35
Água organizada 
interagindo com o 
substrato e a enzima
Moléculas de água 
deslocadas pela 
interação
enzima-substrato
Interação enzima-substrato estabilizadapor pontes de hidrogênio, interações 
iônicas e hidrofóbicas
A remoção da água organizada favorece a formação do 
complexo enzima-substrato
36
ǎœˆGǎœˆGǎœˆGǎœˆG– Atuação como reagente químico –
Um excelente nucleófilo.
• Nucleófilos = Moléculas ricas em elétrons;
• Eletrófilos = moléculas pobres em elétrons;
• Nucleófilos e eletrófilos não necessitam de ter uma carga formal negativa ou
positiva, basta possuir um momento dipolo. Os dois pares de elétrons do
oxigênio não ocupados fazem da água um excelente nucleófilo;
• O ataque nucleofílico pela água geralmente resulta em quebra de ligações
amida, glicosídica ou éster, que é encontrada em biopolímeros, como proteínas,
polissacarídeos e nucleotídeos. Este processo e denominado de hidrólise.
H2O
Unidades monoméricas se combinam para formar biopolímeros 
tais como proteínas ou glicogênio a água é um produto
10
37
Pontes de hidrogênio
Interações hidrofóbicas
Ligações iônicas
Interações de van der WaalsQuaisquer dois átomos 
muito próximos entre si
AS INTERAÇÕES FRACAS SÃO CRUCIAIS PARA A ESTRUTURA E A 
FUNÇÃO DAS MACROMOLÉCULAS
•Efeito cumulativo
•Mantém as estruturas das 
macromoléculas como Proteína, 
DNA, RNA
Complexo mais estável Complexo menos estável
Interações fracas – ocorrem a distâncias curtas
número de interações determina estabilidade
Complementaridade molecular
38
39
Saltos de prótons
Escala de pH designa a concentração de H+ e OH-. O produto iônico (Kw)
da água é a base para a escala de pH. O valor 7,0 para o pH de uma
solução precisamente neutra não é um número escolhido arbitrariamente;
ele deriva do valor absoluto do produto iônico da água a 25oC.
40
Potencial hidrogeniônico: Escala de pH.
[[[[H+]]]] x [[[[OH-]]]] = 1,00x10-14
Constante de dissociação = K
K=[H+] [OH-]/[H2O]
A água pura é 55.56 M (1 mol de água pesa 18g; 1L de
água (1000g) contém 1000/18 = 55.56 mol) e a
quantidade de íons de hidrogênios dissociados é 1.8x10-9
x 55.56 M = 1.0x10-7 mol/L
Logo, a constante de dissociação para a água é:
[10-7] [10-7]/[55.56] = 1.8x10-16mol/L
O produto iônico (Kw) da água:
Kw x [H2O] = 1.8x10-16mol/L x (55.56M)
Kw = 1.0x10-14(mol/L)2 Logo,
Kw = [H+] [OH-] = [10-7] [10-7] = 1.0x10-14(mol/L)2
Água pura e neutra
Constante de equilíbrio Keq H2O H+ + OH-
Kw = produto iônico da água
Kw é a base para a escala de pH
11
41
Logo se formos calcular o pH de uma solução na qual
a concentração de íons de hidrogênio seja de [H+] =
1x10-7M, o pH poderá ser calculado da seguinte forma:
pH = log 1
[H+]
pH = log 1
1x10-7 
pH = log 1x107 
pH = log 1 + log 107 
pH = 0 + 7 = 7
pH = - log [H+]
A CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DA ÁGUA É A
BASE PARA A ESCALA DE pH
Os valores de pH estão diretamente ligados à
concentração de H+. O símbolo “p” significa
“logarítmo negativo de”. Com base nestas
informações podemos deduzir uma fórmula para o
cálculo do pH:
A escala de pH designa as concentrações de H+ e OH-
42
Potencial hidrogeniônico: 
Escala de pH.
A escala de pH designa as concentrações 
de H+ e OH-
pH + pOH = 14
43
Solução Neutra pH = 7,0
[H+] = [OH-]
Solução Ácida pH < 7,0
[H+] > [OH-]
Solução Básica pH >7,0
[H+] < [OH-]
pH + pOH = 14 44
Potencial hidrogeniônico
Indicadores ácido-base.
Medidas através de pHmetro-.
pH: 7,0 8,5 9,4* 9,8 12,0 
12
45
Indicadores de pH são substâncias (corantes) 
utilizadas para determinar o valor do pH 
Exemplos
Metil-violeta
pH
0 2 4 6 8 10 12
A Violeta
Tornassol Amarelo Azul
incolorFenolftaleína
Indicadores ácido-base.
Vermelho
Violeta
46
Potencial hidrogeniônico: Indicadores ácido-base.
A cor destas
hortências depende da
acidez do solo no qual estão
se desenvolvendo; solo
ácido resulta em flores azuis,
solo alcalino resulta em
flores rosas.
47
O pH ótimo de algumas enzimas
48
Teoria de Brönsted - Lowry para Ácidos e Bases
Brönsted, Lowry e colaboradores desenvolveram um conceito amplo de
ácidos e bases que é muito útil. Ácido é qualquer substância que doa
prótons (íons H+) e base é qualquer substância que combina com
prótons (íons H+). Em outras palavras, ácidos são doadores de prótons e
bases são aceptoras de prótons.
HCl H+ + Cl-
Um doador de próton e o seu correspondente aceptor de prótons formam um 
par ácido-base conjugado
De acordo com a teoria de Brönsted - Lowry o ácido mais fraco tem a base conjugada mais forte, e o
ácido mais forte tem a base conjugada mais fraca. Assim, HCl é um ácido forte porque sua base
conjugada e fraca, porque combina fracamente com prótons
Dissociação de ácidos fracos.
ácido base
13
49
AH A- + H+
Dissociação de eletrólitos fracos
A tendência de qualquer ácido (HA) de perder o seu próton e formar a sua base conjugada (A-) é definida 
pela constante de equilíbrio (Keq) = constante de dissociação geralmente designadas de Ka; da reação 
reversível.
Ka: Constante de dissociação do ácido.
De acordo com a lei de ação das massas, o equilíbrio pode ser expresso 
matematicamente como:
[A-][H+]
[AH]Ka = 
pKa = log
[1]
[Ka]
= - log Ka
pKa = -logKa
As constantes de dissociação de ácidos e bases fracas podem ser calculadas a partir 
dos dados obtidos de medida da condutividade elétrica das soluções ou pela 
determinação do valor de pH.
Os valores numéricos de Ka para ácidos fracos são números 
exponenciais negativos, expressamos Ka como pKa
Usa-se pKa para 
expressar as forças 
relativas de ácidos e 
bases.
50
Quando as espécies associadas (protonadas) e dissociadas 
(base conjugada) estão presentes em concentrações iguais, 
a concentração de [H+] é numericamente igual a 
constante de dissociação Ka.
50% 50%
100% 100%
pKa = pH
pKa de um grupo ácido é o pH no qual as espécies protonadas e 
não protonadas estão presentes em concentrações iguais.
51
Os pares ácido-base conjugados são constituídos de um doador de 
prótons e uma aceptor de prótons.
[A-][H+]
[AH]Ka = 
pKa = log
[1]
[Ka]
= - log Ka
Ka: Constante de dissociação do ácido.
Dissociação de eletrólitos fracos: 
pKa de alguns sistemas ácido-base. 
52
14
53Os ácidos fracos são aqueles que quando em solução aquosa não se encontram totalmente ionizados. Quanto
mais forte for o ácido, maior a tendência para perder o próton.
As curvas de titulação revelam o pK dos ácidos fracos. O valor de pK para um determinado ácido
corresponde ao valor de pH onde 50% das moléculas se encontram ionizadas.
Curva de titulação do 
ácido acético
Porcentagem titulada
AH A- + H+
54
Porcentagem titulada
TAMPÕES
Resistem às 
variações de pH
Ponto médio 
da titulação
AH A- + H+
Equação de Henderson- Hasselbalch 
Supondo uma dissociação de parcial de um ácido fraco:
e constante de dissociação associada será:
Resolvendo primeiramente para [H3O + ] da constante de dissociação:
Tomando logaritmos em ambos os lados e aplicando a propriedade dos lagarítmos para 
um produto se chega a:
Substituindo –log [H+] por pH, e –log Ka por pKa:
55 56
Dissociação de eletrólitos fracos
Equação de Henderson- Hasselbalch. 
A partir da constante de dissociação podemos relacionar pH, pK e 
concentração do tampão através da equação de Henderson-Hasselbach, que 
combina todas estas informações:
15
57 58
Tampões
Os tampões são soluções que minimizam a 
alteração da [H+], isto é, do pH, quando adiciona 
um ácido ou uma base.
59
Baixa 
capacidade
Alta
capacidade
pH
Cai
pH
Permanece 
constante
TAMPÕES
Resistem às 
variações de pH
Tampões são sistemas aquosos que resistem às
variações do pH quando quantidades relativamentepequenas de ácido (H+) ou base (OH-) são
adicionados à solução.
Curva de titulação de um ácido fraco mostra 
graficamente que um ácido fraco e seu ânion podem 
agir como um tampão
60
16
61
Os órgãos e tecidos envolvidos 
na manutenção do equilíbrio 
ácido-basico são os pulmões, os 
eritrócitos e os rins.
-Pulmões: controlam a troca de CO2 e O2 entre o 
sangue e a atmosfera externa.
-Eritrócitos: transportam os gases entre os 
pulmões e os tecidos.
-Rins: controlam a concentração de bicarbonato 
plasmático excretam o íon hidrogênio na urina
A concentração de bicarbonato 
plasmático é controlada pelos rins e pelos 
eritrócitos (portanto a concentração de 
bicarbonato é chamada de “componente 
metabólico do equilíbrio ácido-base”.
Anidrase 
carbônica
Anidrase 
carbônica
62
H2CO3 ���� H+ + HCO3-
Ácido carbônico
ÁCIDO
Bicarbonato
BASE
Sistemas tampões: Sangue, pulmões e o tampão 
bicarbonato. 
Fase aquosa
Sangue
Fase gasosa
Espaço aéreo pulmonar
63
Quando H+ (do ácido láctico produzido no tecido muscular durante um exercício
vigoroso, por exemplo) e adicionado ao sangue, a medida que ele passa através dos
tecidos, a (reação 1) desloca-se para um novo equilíbrio, em que a concentração de
H2CO3 é maior. Isso aumenta a concentração de CO2 (d) no sangue (reação 2), que
aumenta a pressão de CO2 (g) no espaço aéreo pulmonar (reação 3); o CO2 extra e
expirado.
64
Sistemas tampões: Tampões fisiológicos - Proteínas. 
� As proteínas possuem uma grande quantidade de grupos ionizáveis que
contribuem para a sua função de tampão fisiológico;
� É um sistema de grande capacidade;
� As proteínas ricas no aminoácido histidina são particularmente eficientes como
tampões, pois a cadeia lateral deste aminoácido possui um pKa próximo do
fisiológico.
O citoplasma da maioria das células contém altas concentrações de proteínas, que possuem 
muitos aminoácidos com grupos funcionais que são ácidos ou bases fracos.
pKa = 6,0
17
Homeostasia é a constância do meio interno
���� Equilíbrio entre a entrada ou produção de íons hidrogênio e a livre
remoção desses íons do organismo.
���� O organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e,
consequentemente o pH sanguíneo, dentro da normalidade, ou seja
manter a homeostasia .
pH do Sangue Arterial
7,47,0 7,8
Faixa de sobrevida
Acidose Alcalose
pH normal
Sistemas tampões: pH x homeostasia. 
65
Acidose = acúmulo de íon hidrogênio no organismo.
Alcalose = redução na concentração de no hidrogênio no corpo.
66
Acidose 
metabólica
Alcalose
metabólica
Um processo 
que resulta 
numa 
diminuição do 
pH sanguíneo
(↑↑↑↑H+)
Um processo 
que resulta no 
aumento do 
pH sanguíneo
(↓↓↓↓H+)
1. LEHNINGER, Albert Lester. Princípios de bioquímica. [Traduzido do original: Lehninger
principles of biochemistry]. Arnaldo Antônio Simões (Trad.); Wilson Roberto Naveha Lodi
(Trad.). 3 ed São Paulo: Sarvier, 2002. 975 p. Fonte: Lehninger. Principles of Biochemistry.
Disponível em http://bcs.whfreeman.com/lehninger/default.asp
1. GARRET, R.H.; GRISHAM, D.M. Biochemistry. Saunders College Publishing, 1995. 
2. DEVLIN, Thomas M., Textbook of Biochemistry with Clinical Correlations; Publisher -
John Wiley & Sons, 1997.
3. BERG, Jeremy; TYMOCZKO, John L.; STRYER, Lubert. Bioquímica. [Traduzido do original: 
BIOCHEMISTRY]. Antônio José Magalhães da Silva Moreira (Trad.). 5 ed Rio de Janeiro: 
Guanabara Koogan, 2004. 
4. VOET, Donald & VOET, Judith; Biochemistry, Hardcover, 2000.
5. KOOLMAN, Jan & KLAUS-HEINRICH, Rohm; Color Atlas of Biochemistry.2nd edition. 
2005.
6. ATKINS, Peter e JONES, Loretta; Princípios de Química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 2ª Edição. Bookman, 2001.
Todas as figuras contidas ao longo dos slides foram retiradas do site: 
http://images.google.com.br/images...
O professor se exime de qualquer autoria das figuras.
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