Aula 1 água e Tampão

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Água e Tampão
Bioquímica I 
Prof. Fabiana A. Carneiro
Água
Molécula mais abundante nos sistemas vivos (70%)
Origem da vida e grande parte de sua evolução
Propriedades físico-químicas estão relacionadas com 
a estrutura e a função das estruturas celulares:
Forças de atração (ligação de hidrogênio)
Leve tendência à auto ionização
Interações fracas em sistema aquoso
• Interações iônicas (eletrostáticas)
• Interações de Van der Waals
• Interações hidrofóbicas
– Tendência das moléculas hidrofóbicas a se 
agruparem quando num ambiente aquoso
• Ligações de hidrogênio:
– Força coesiva que mantém a água no estado 
líquido nas CNTPs
– Organização da água (gelo)
Estrutura da molécula de água
Carga parcial
negativa no O
Cargas parciais
positivas nos Hs
Modelo 
bastão-e-bola
Modelo de
preenchimento espacial
O oxigênio é mais eletronegativo que o hidrogênio atraindo a 
nuvem eletrônica mais para si, essa distribuição desigual faz 
com que a água se comporte como um dipolo
Oxigênio: parcialmente negativo (d-)
Hidrogênio: parcialmente positivo (d+)
Estrutura da molécula de água: 
ponte de hidrogênio
Ponte de hidrogênio
0.177 nm
Ligação covalente
0.0965 nm
Símbolo para 
ponte 
de hidrogênio
A forma da molécula de água é determinada pela geometria dos 
orbitais externos do átomo de oxigênio que (ocupa uma posição central) 
similar a um carbono sp3
Os orbitais não ligados comprimem as ligações O—H fechando 
ligeiramente o ângulo formado entre elas 109,5o g 104,5o
carbono sp3
(tetraedro)
Pontes de hidrogênio na estrutura do gelo
No gelo, cada molécula faz 
quatro pontes de hidrogênio
No estado liquido cada 
molécula está ligada, em média, 
a 3,4 outras moléculas de água , 
ou seja, a água líquida tem um 
alto grau de organização cuja 
estrutura se assemelha muito a 
do gelo.
Na fusão do gelo são 
quebradas somente o mínimo de 
pontes de hidrogênio para que a 
água se torne líquida
H2O(solida) g H2O(liquida) DH 5.9 kJ/mol
H2O(liquida) g H2O(gasosa) DH 44.0 kJ/mol
A água forma pontes de hidrogênio com 
solutos polares
Aceptor de hidrogênio
Doador de hidrogênio
O aceptor de hidrogênio é, geralmente, um oxigênio 
ou nitrogênio
O hidrogênio doador está sempre ligado a um 
átomo eletronegativo (O, N, S)
A ligação C—H não é suficientemente polar para 
formar pontes de hidrogênio
Alcoóis, aldeídos, cetonas e compostos que 
contenham o grupamento N—H e tendem a ser 
solúveis
Pontes de hidrogênio comuns em 
sistemas biológicos
Entre 
grupamentos 
peptídicos em 
polipeptídeos
adenina
Entre bases 
complement
ares do DNA
Entre 
hidroxila de 
um álcool e a 
água
Entre a 
carbonila de 
uma cetona e a 
água
timina
A ponte de hidrogênio tem um 
caráter direcional
Orbitais alinhados:
Ligação forte
Orbitais não alinhados:
Não tão forte
A força de atração entre as cargas elétricas parciais é maior 
quando os orbitais que a formam estão alinhados
Quanto menos alinhados os orbitais estiverem mais fraca 
será a interação
As pontes de hidrogênio são ligações direcionais
Alguns exemplos de moléculas polares, apolares e anfipáticas (pH: 7,0)
Grupamentos 
polares
Grupamentos 
apolares
Glicose
(açúcar de 
6 carbonos)
Glicina 
(aminoácido)
Aspartato
(aminoácido)
Lactato
Glicerol
Uma cêra 
típica
Fenilalanina
(aminoácido)
Fosfatidil 
colina
(fosfolipídio 
de 
membrana)
Q - carga elétrica
r – distância
e – constante dielétrica 
Lei de Coulomb
A água interage eletrostáticamente com 
solutos carregados
ex.: a dissolução do NaCl
Na+ hidratado
(solvatado)
Cl- hidratado
(solvatado)
Cristal de NaCl anidro
Formação de uma camada de solvatação
eH20: 78,5
ebenzeno: 4,6
Constante dielétrica: capacidade de separar cargas
O oxigênio da água (d-) interage com Na+
O hidrogênio da água (d-) interage com o Cl-
Gases apolares são pouco solúveis em água
Solubilidade de alguns gases na água
Gas Estrutura Polaridad
e
Solubilidade 
em água 
(g/L)
Nitrogênio Apolar 0.018 (40 °C)
Oxigênio Apolar 0.035 (50 °C)
Dióxido de 
carbono
Polar 0.97 (45 °C)
Amônia Polar 900 (10 °C)
Sulfeto de 
hidrogênio
Polar 1,860 (40 °C)
Reações dos gases polares 
com a água
CO2 + H2O n H2CO3(aq) n
n HCO3
-(aq) + H+ n
n CO3
2-(aq) + H+
NH3 + H2O n NH4
+(aq) + 
OH-
H2S + H2O n HS-(aq) + H
+
Capacidade de reagir com a água aumenta em muito a solubilidade
Sistemas biológicos utilizam proteínas transportadoras para aumentar a solubilidade dos 
gases. Ex.: hemoglobina-O2
Um ácido graxo no meio aquoso
As moléculas de água em contato com a cauda apolar de (hidrocarboneto) ficam com sua 
capacidade de formar pontes de H sub-otimizada.
Isso leva a um aumento da quantidade de pontes de H água—água na região circundante 
a cauda apolar
Ou seja, nessa região a água se torna mais organizada, mais parecida com o gelo.
Cauda 
Hidrofóbica
(alquila)
Moléculas de água à volta 
da cauda hidrofóbica
Agregados de 
moléculas de 
água na “bulk 
phase”
“Cabeça”
hidrofílica
Lipídeos dispersos 
em água
Agregados de 
moléculas lipídicas
(monocamada)
Micela
Regiões apolares se agregam enquanto regiões polares interagem com a água do meio
Agrupando-se em monocamadas e/ou em micelas as moléculas de ácido graxo minimizam a 
exposição de sua cauda apolar à água. A otimização nas pontes de hidrogênio água-água 
estabiliza os agregados lipídicos formados.
Na estrutura da micela apenas as cabeças polares ficam expostas á águam, todas as caudas 
apolares se escondem no cerne de sua estrutura (interações hidrofóbicas) 
Comportamento de lipídios em meio 
aquoso
Quatro tipos de interações não covalentes 
(“fracas”) entre biomoléculas em meio aquoso
Ponte de Hidrogênio
Interações iônicas Atrativa
Repulsiva
Interações hidrofóbicas
Interações de van der Waals Quaisquer átomos 
em estreita 
proximidade
Ligações fortes e fracas
Tipo de ligação Energia 
Covalente (C—C ) 350 kJ/mol
Covalente (C—H ) 410 kJ/mol
van der Waals ~4 kJ/mol
Interações hidrofóbicas Variam com a polaridade do 
solvente (kJ/mol)
Interações eletrostáticas Variam com a polaridade do 
solvente (kJ/mol)
Pontes de hidrogênio Variam com a polaridade do 
solvente e com o ângulo entre 
os orbitais (kJ/mol)
Algumas pontes de hidrogênio 
biologicamente importantes
Entre uma 
carbonila 
e a água
Entre uma 
hidroxila e 
a água
Esses tipos de ligações estão
presentes na superfície das bio-
macromoléculas, tem papel
importante na solubilização
Entre grupamentos 
peptídicos
Tem papel muito
importante na
estrutura 3D das
proteínas
Determinam a estrutura em
hélice do DNA. São a base do
armazenamento e da duplicação
da informação genética
Pareamento múltiplo
entre bases nitrogenadas
Os solutos alteram as propriedades coligativas da água
• Pressão de vapor
• Ponto de ebulição
• Ponto de fusão
• Pressão osmótica
• Tensão superficial
• 1molal 1mol de soluto/ 
Kg de água (Abaixa o ponto 
de fusão em 1,9oC e 
aumenta o ponto de 
ebulição em 0,5oC)
Formação
de gelo
evaporação evaporação
Na água pura todas as
moléculas na superfície
contribuem para a
pressão d vapor, e todas
as moléculas da fase
líquida contribuem para
a formação de gelo
Nessa solução a concentração
efetiva de água é reduzida. O
soluto (de alto ponto d e
ebulição ex.: Na+) segura as
moléculas de água de sua
camada de solvatação,
dificultando tanto a
evaporação quanto a
formação de gelo
Osmose e Pressão osmótica
Osmose é o movimento de água através de 
uma membrana semipermeável causado por 
diferença na pressão osmóticaentre os lados 
da membrana
Pressão 
osmótica
Fator de van`t Hoff (medida da 
dissociação do soluto)
Concentração 
molar do soluto
osmolaridade
Para o NaCl, que se dissocia totalmente, c=2
Para solutos que não se dissociam, c=1
A osmolaridade depende mais do número de
partículas do que de seus tamanhos 
(um polissacarídeo de 500 moléculas de glicose tem o 
mesmo praticamente efeito osmótico que uma única 
molécula de glicose)
Água 
pura
Soluto não permeante 
dissolvido em água
Membrana 
semipermeável
Embolo
Estado 
inicial
Estado 
final
Efeito da osmolaridade do meio no movimento 
da água através da membrana de uma célula
Solutos extracelulares Solutos intracelulares
Meio hipertônico –
a água sai, a célula 
crena
Meio isotônico - a 
quantidade de água que 
entra é igual a que sai
Meio hipotônico –
a água entra, a 
célula incha até 
arrebentar
A membrana celular é 
mais permeável a água do 
que aos seus solutos
Plantas usam pressão 
osmótica para conseguir 
rigidez mecânica
A resposta ao toque em plantas é um 
evento osmótico
Dionaea muscipula Mimosa pudica
Fluxos d K+ através da membrana plasmática de células especializadas
Resumo-
interações fracas em meio aquoso
 A grande diferença de eletronegatividade entre H e O torna a água altamente 
apolar e capaz de formar pontes de hidrogênio consigo mesma e com solutos
 A água é um bom solvente para moléculas polares (hidrofílicas) com as quais 
forma pontes de H e carregadas com as quais interage eletrostáticamente
 Compostos apolares (hidrofóbicos) não formam pontes de H, dissolvem pouco 
na água. 
 Para minimizar sua exposição a água os lipídeos se agregam na forma de 
membranas e micelas onde as porções hidrofóbicas se escondem da água
 Numerosas interações fracas não covalentes influenciam no enovelamento de 
macromoléculas como proteínas e ácidos nucléicos
 Nas macromoléculas, a conformação mais estável é a que maximiza as pontes 
de H intamoleculares e com a água, e com as porções hidrofóbicas escondidas 
no interior de macromolécula
 As propriedades físicas das soluções aquosas são muito influenciadas pelas 
concentrações dos solutos
 A tendência da água de se mover através de uma membrana semipermeável no 
sentido de menor osmolaridade para o de maior é chamado osmose.
Ionização da água, 
bases e ácidos fracos
1. Ionização da água
A água totalmente pura é capaz de conduzir
corrente elétrica. Como isso pode ser explicado? (a
condução de corrente elétrica requer a presença de
íons no meio condutor). Chegou-se à conclusão de
que ocorre um pequeno grau de ionização da água.
2 H2O  H3O
+ + OH–
Para simplificar:
H2O  H
+ + OH–
Podemos expressar a extensão de 
ionização da água em termos quantitativos
Mecanismo de migração do íon 
hidrônio em soluções aquosas por 
meio de saltos de prótons
pH e soluções tampão
Auto ionização da água
• Uma molécula de água pode doar um próton para outra 
molécula de água (autoprotolise)
• A água é uma substância anfótera.
2 H2O  H3O
+ + OH-
Conceito de Kw
1,8 x 10-16 = ________
[H20]
[H+] [OH-]
1,8 x 10-16 = ________
55,5
[H+] [OH-]
1,8 x 10-16 x 55,5 = [H+] [OH-]
Kw = 1,0 x 10
-14 = [H+] [OH-]
Kw = 10
-14 = [H+] [OH-]
Massa molar
da água 
(g/mol)
H – 1
O – 16
H2O – 18
[H20] = ? mol/L
(mols por litro)
18 g – 1 mol
1000 g (1 L) – x mol
X = 1000 / 18 
X = 55,5 mol / L
[H20] = 55,5 mol/L
A [H20] é sempre 
= 55,5 mol/ L
Reorganizando a 
equação, temos:
Calculando o 
produto no 
primeiro membro 
da equação:
O produto entre as 
concentrações de H+
e OH- é sempre igual 
a 10-14
Densidade 
da água
(g/mL)
1 g/mL
1000 g/L
Medida de condução elétrica da água pura: 1,8 x 10-16
Conceito de Kw
constante de dissociação da água
Kw = 10
-14 = [H+] [OH-]
O produto entre as 
concentrações de H+
e OH- é sempre igual 
a 10-14
cC
Kw 
= produto iônico da água, que remeter ao cálculo da [H+] e [OH-]
Escala de pH
Ex.:
[H+] = 0,0000001 M = 1,0 x 10-7
log [H+] = -7
pH = -log[H+] = 7
pH, então, significa 
“logaritmo negativo” da concentração de H+
OBS - É mais correto dizer “o simétrico do logaritmo da concentração de H+”
Para evitar a utilização de números muito pequenos e 
de notação exponencial estabeleceu-se o uso do termo 
p
Que significa “menos logaritmo de... ”
C
Definição de pH
pH é o “logaritmo negativo” da 
concentração de H+C c
pH = -log[H+]
Relações entre [H+], [OH-], pH e pOH
[H+] mol/L pH [OH-] mol/L pOH
1 (1 x 100) 0 1 x 10-14 14
1 x 10-1 1 1 x 10-13 13
1 x 10-2 2 1 x 10-12 12
1 x 10-3 3 1 x 10-11 11
1 x 10-4 4 1 x 10-10 10
1 x 10-5 5 1 x 10-9 9
1 x 10-6 6 1 x 10-8 8
1 x 10-7 7 1 x 10-7 7
1 x 10-8 8 1 x 10-6 6
1 x 10-9 9 1 x 10-5 5
1 x 10-10 10 1 x 10-4 4
1 x 10-11 11 1 x 10-3 3
1 x 10-12 12 1 x 10-2 2
1 x 10-13 13 1 x 10-1 1
1 x 10-14 14 1 (1 x 100) 0
OBSERVAÇÕES
[H+] x [OH-] é sempre igual a 10-14
pH + pOH é sempre igual a 14
Em pH 7 a [H+] é igual a [OH-] 
por isso esse valor é considerado 
neutro
Em pH < 7 a [H+] é maior que a 
[OH-] por isso esses valores é 
considerados ácidos
Em pH > 7 a [OH-] é maior que a 
[H+] por isso esses valores é 
considerados ácidos
ácido
neutro
básico
(ou alcalino)
Por que o pH é importante?
• Conformação de proteínas
• Catálise enzimática
• Transporte de O2
• Dissociação de moléculas
Ácidos e Bases
1. As definições de ácido e base
Arrhenius (1887) - ácidos são substâncias capazes de
doar prótons. Bases são substâncias capazes de doar
íons de hidróxido (OH-). Esta definição logo se tornou
limitada, pois observou-se que as moléculas que não
possuem o grupo OH, como por exemplo a amônia
(NH3), exibiam propriedades típicas das bases.
Gilbert Lewis (1923) - ácidos são substâncias capazes
de receber um par de elétrons, e bases as substâncias
capazes de doar um par de elétrons. Esta definição é
muito ampla, não sendo necessária à compreensão
dos fenômenos biológicos.
Ácidos e Bases
1. As definições de ácido e base
Johannes Brønsted e Thomas Lowry (1923) -
definiram como ácidos as substâncias capazes de
doar prótons, exatamente como Arrhenius tinha
proposto, mas consideraram bases todas as
substâncias capazes de receber prótons.
Ácido e base
definição de Bronsted e Lowry
Ácidos são substâncias que podem doar prótons
Bases são substâncias que podem aceitar prótonsC
Ácido clorídrico
HCl + H2O g H
+
(aq) + Cl
-
(aq)
NaOH + H2O g Na
+
(aq) + OH
-
(aq) 
OH-(aq) + H
+
(aq) g H2O 
Hidróxido de sódio (base)
Ácido forte e ácido fraco
Na dissociação de um ácido fraco o ácido e sua
base conjugada coexistem em equilíbrio dinâmico
Ácido:
Ácido acético
Base conjugada:
Íon (ânion) acetato
C
Ácido fraco se dissocia parcialmente 
quando dissolvido em água. 
Ex.: Ácido acético
HAc D Ac- (aq) + H+(aq)
Ácido forte se dissocia totalmente
quando dissolvido em água. 
Ex.: Ácido clorídrico
HCl g H+(aq) + Cl-(aq)
Exemplos de ácidos e bases
Ácido sulfúrico
H2SO4gH2SO4
- + H+
Ácido clorídrico
HCl gH+ + Cl-
Hidróxido de sódio
Na OH gNa+ + OH-
Ácidos carboxílicos
R-COOH D R-COO- + H-
Aminas
R-NH + H+DR-NH3
+
 Ácidos e Bases FORTES: são completamente ionizados em solução aquosa
 Ácidos e Bases FRACOS: desempenham papel importantes no metabolismo e regulação 
porque não são completamente ionizáveis e coexistem em equilíbrio dinâmico (Conjugado 
ácido-base)
Equilíbrio químico
na dissociação de um ácido fraco
HA D H+ + A-
HA HA
HA
HAHA
HAHAHA
HA
HA
HA
H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H
+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H+ A-
H+ A-
HA HA
HA
HA
HA
HAHA
HA
HA
HA
HA
HA
HA
HA
HAHA
HA
HA
HA
HA
H+ A- H
+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H+ A-
H+ A-
H+ A-H
+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-H
+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-
H+ A-
HA
HA
Pouco dissociado
[HA]>>[A-]
[A-] /[HA]<<1
Semi dissociado
[HA]=[A-]
[A-] /[HA]=1
Muito dissociado
[HA]>>[A-]
[A-] /[HA]>>1
G
ra
u
 d
e 
d
is
so
ci
aç
ão
Titulação de ácidos (pKa)
Conceito de Ka e pKa
Ka = Constante de ionização ou constante de dissociação ácida
Ácidos fortes tem Ka alto, ácidos fracos tem Ka baixo.
Sendo assim: quanto mais forte a tendência de dissociar um próton, 
mais forte será o ácido e mais baixo será o seu pKa. 
Pois pKa. é análogo ao pH e é log 1/ Ka
, sendo inversamente 
proporcional.
Constantes de dissociação de alguns 
ácidos fracos importantes em bioquímica
Ácido Ka pKa
Tomando-se o logaritmo negativo de 
ambos os membros temos:
Aplicando as definições de pH e pK:
Ou, escrita numa forma genérica:
Equação de Handerson-Hasselbach
UTILIDADE
Permite calcular o pH de uma solução à partir das concentrações do ácido e da base conjugada
Permite calcular as quantidades relativas do ácido e da base conjugada à partir do pH
Para a dissociação do ácido fraco:
Temos a seguinte equação
Que pode ser rearranjada desta forma
c
Equação de Handerson-
Hasselbach
C c
Curva de Titulação
• Usada para determinar 
a concentração de um 
ácido em uma solução.
• Volume do ácido é 
titulado com uma base 
forte (NaOH) até a 
neutralização deste 
ácido.
Curva de titulação do Ácido Acético
Curva de titulação:
Íon amônio: fraco
Ácido fosfórico: médio
Ácido Acético: forte
Tampões
Solução que evita mudanças bruscas de pH mesmo quando um ácido ou uma 
base forte são adicionados
É composto por um sistema ácido fraco / base conjugada 
Os sistemas biológicos são sempre 
tamponados
Ação Tamponante contra as Variações de pH
nos sistemas Biológicos
Quase todos os processos Biológicos são
dependentes do pH.
Uma pequena variação no pH produz uma
grande variação na velocidade do processo.
As células e os organismos mantêm um pH
constante e específico. A constância do pH é
conseguida primariamente pelos tampões
biológicos: mistura de ácidos fracos e suas
bases conjugadas.