Unidade II (água)

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Disciplina: Introdução à Bioquímica
Professor: Juan Carlos Alvarez-Pizarro 
Unidade II 
Água
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Estrutura molecular da água 
Ligações de hidrogênio
Propriedades físicas da água 
Água como solvente
Moléculas polares, apolares e anfipáticas
Ionização da água
Água, pH e soluções tamponantes
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Estrutura da molécula de água
A molécula de água é um dipolo
Em um corpo de água, as ligações de H+ se formam e desfazem continuamente. No gelo, até 4 ligações de H+ podem ser estabelecidas entre uma molécula de água e as moléculas vizinhas, na água líquida (25°C) podem existir até 3,6 ligações. A presença dessa ligações de H+ conferem a água uma força coesiva interna bastante significativa.
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Propriedades físicas da água e outros solventes
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Ligações de hidrogênio em sistemas biológicos
Definição: As ligações de H se formam entre um átomo eletronegativo (aceptor de hidrogênio, geralmente N ou O) e um átomo de hidrogênio ligado covalentemente a outro átomo eletronegativo (doador de hidrogênio) na mesma molécula ou em outra.
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Ligações de hidrogênio entre a água e solutos polares
Efeitos: 
As ligações de H podem promover a solubilidade de biomoléculas polares não carregadas em água, devido ao efeito estabilizador das ligações de H. Ex: os grupos OH e carbonila de açucares podem estabelecer ligações de hidrogênio com moléculas de água.
As ligações de hidrogênio, juntamente com outros tipos de interação não-covalentes, podem contribuir a estrutura tridimensional de biomoléculas. 
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Moléculas polares, apolares e anfipáticas 
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Solubilidade de sais
A água é efetiva na blindagem de interações eletrostáticas entre íons dissolvidos devido a sua alta constante dielétrica (). A constante dielétrica da água é de 78,5 e do benzeno é de 4,6. A resistência ou força (F) das interações iônicas depende da magnitude das cargas (Q), da distância entre os grupos carregados (r) e da constante dielétrica. 
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Comportamento de compostos anfipáticos em solução aquosa
Interações hidrofóbicas, são as forças que mantêm unidas as regiões apolares das moléculas e não são decorrentes de nenhuma atração intrínseca entre as partes apolares. É resultado da maior estabilidade termodinâmica que o sistema atinge pela minimização do número das moléculas de água requeridas para envolver as porções de moléculas de soluto. 
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As ligações de hidrogênio entre a água e solutos polares também causam um ordenamento das moléculas de água. Parte da força motriz para a ligação de um substrato polar a uma superfície polar complementar de uma enzima é dada pelo aumento da entropia que ocorre quando a enzima desloca moléculas de água ordenadas do substrato e o substrato desloca moléculas de água ordenadas da superfície da enzima. 
Liberação de água na formação do complexo enzima-substrato
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Diferentemente das ligações covalentes, as interações fracas requerem quantidades pequenas de energia para serem quebradas. Exemplo: 350 kJ/mol devem ser fornecidas para quebrar a ligação covalente simples C-C e apenas 4 kJ/mol para quebrar uma interação de Van der Waals.
Dado que podem existir muitas interações fracas dentro de macromoléculas (proteínas ou DNA) seu efeito é cumulativo. 
Interações fracas
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Efeito dos solutos nas propriedades coligativas da soluções aquosas
O Efeito de solutos nas propriedades coligativas (pressão de vapor, pressão osmótica, ponto de fusão e de ebulição) da água tem o mesmo princípio: a concentração de água na solução é mais baixa do que na água pura e depende do número de partículas do soluto. 
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Osmose
Movimento de água através de uma membrana semi-permeável, ocasionado por diferenças na pressão osmótica.
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Ionização da água
A água tem uma tendência, reversível, à ionização em seus íons H+ e OH-;
	Obs: não existem íons de H+ livres em solução, eles são imediatamente hidratados a íons hidrônio (H3O+). 
Constante de equilíbrio (Keq), a qual define a posição de equilíbrio de qualquer reação química.
		 A + B ↔ C + D
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Ionização da água
A água tem uma tendência, reversível, à ionização em seus íons H+ e OH-;
	Obs: não existem íons de H+ livres em solução, eles são imediatamente hidratados a íons hidrônio (H3O+). 
Constante de equilíbrio (Keq), a qual define a posição de equilíbrio de qualquer reação química.
		 A + B ↔ C + D
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Constante de ionização da água:		 
		 H2O ↔ H+ + OH-
Na água pura, a concentração de água é: 55,5 M
		 55,5 M x Keq = [H+] [OH-]
Produto iônico da água = Kw
Keq = 1,8 x 10-16 M (determinado por medidas de condutividade elétrica)
	Kw = [H+] [OH-] = 55,5 M x 1,8 x 10-16 M = 1,0 x 10-14 M2
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Quando existem concentrações iguais de H+ e OH-, diz-se que a solução está em pH neutro:
			Kw = [H+] [OH-] = [H+]2 = [OH-]2
 Resolvendo para H+ temos:
			[H+] = √Kw = √1 x 10-14 M2
			[H+] = [OH-] = 10-7 M
Como o produto iônico da água é constante, quando a concentração de H+ é maior que 10-7 M, a concentração de OH- deve ser menor, e vice-versa.
Exemplos: