RESUMO BIOFISICA 1

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Marcella Penido – BIOFÍSICA 1
soluções 
Mistura unificada de mais de um componente. 
Solvente: dispersor
Soluto: disperso
 mol.-1
(%) PERCENTUAL: Gramas de soluto em 100mL de solução. 
(M) Molaridade: Mols de soluto em 1000mL de solução. 
Molal: corresponde a moles de soluto por kg de solventeLiquidos misturados podem sofrer contração de volume, porque as moléculas de ambas se rearranjam formando ligação de hidrogênio que diminui a dist. entre eles 
 
Solução percentual
Relação entre soluto e solvente d uma solução dada em %, podem ser:
Massa/massa
Massa/volume
Volume/volume
SOLUÇÃO MOLARES 
É a quantidade de soluto, em mol, dissolvidos num volume de solução em litros. 
Conversão de concentração
percentual em molar 
Ou, simplesmente, faça a regra de três!
Ex: Solução de 0,9 % de Nacl (MM: 58,5G)
Aplicação na fórmula: 0,9 x 10 = 9/58,5= 0,15M
Aplicação pela regra de três: 0,9 ------ 100mL
 X ------ 1000mL
 X= 9
 1M ------ 58,5 
 X ----- 9
 X= 0,15M
 molar em percentual
Ou, também, pode ser feito pela regra de três, simples!
Saturada de soluções 
Insaturada 
Quando está abaixo do seu limite de solubilidade (soluto inferior) 
Saturada
Quando o soluto está no seu limite de solubilidade. (moléculas de solvente já utilizadas ao seu máximo com as de soluto) 
super saturada 
Quando a solução está acima do seu limite de solubilidade. (soluto superior) 
diferença entre concentrar e diluir 
CONCENTRAR: Maior concentração de soluto e baixa de solvente. 
DILUIR: Maior concentração de solvente e baixa de soluto. 
osmolaridade
Concentração molar em função do n° de íons dissociados de soluto presente na solução. 
Solvólise: Muitas moléculas ao se dissolverem são separadas em suas partículas constituintes pela ação de um solvente. (solvente água: hidrólise)
Mas nem todos sofrem esse fenômeno, são elas:
Glicose, ureia, sacarose e colesterol. 
Consequência direta: n° de íons será sempre maior que o n° de moléculas. 
conversão de concentração molar x osmolar 
solutos que não se dissociam:
Solutos que dissociam completamente 
N = número de íons. 
SOLUTOS QUE DISSOCIAM PARCIALMENTE
 α = coeficiente de dilatação 
comparação e manuseio de soluções
Soluções podem ser comparadas quanto á molécula, molaridade e osmolaridade.
Através da quantidade (Q), usualmente é o soluto, mas pode ser também de solvente. 
 Principalmente para ocorrer neutralização. 
ph
Ácido: aquele que LIBERA prótons (doador)
Base: qualquer substancia que se liga a prótons (aceptor) 
EX: o HCl é ácido porque libera prótons H+, o Cl é base pois se liga ao H+, formando o HCl. 
Ácido + base = par conjugado. Nos pares conjugados deve-se considerar:
Doador é quem tem mais próton. 
Aceptor é quem tem menos próton. 
Algumas substâncias não deixam dúvidas se são acidas ou básicas, mas outras ficam variando, como os aminoácidos e fosfatos. 
ácidos e acidez
A acidez é exercida pelo íon H+ e não pela molécula do ácido. 
Ácidos fortes: liberam totalmente íon H+ formando em ALTA concentração . O efeito do ácido se manifesta com intensidade. Base FRACA (mal retém o próton) Ex: HCl. 
Ácidos fracos: liberam parcialmente o H+, formando em BAIXA concentração . O efeito do ácido se manifesta fracamente Base forte (segura bem o próton). Ex: CH3COOH.
alcalinos
São substancias que ao se dissociarem liberam hidroxila, OH-. Ex: NaOH, NH4OH, KOH. 
Álcalis fortes: liberam completamente a hidroxila. Ex: NaOH ou KOH. 
Álcalis fracos: liberam parcialmente a hidroxila. Ex: NH4OH. 
sais
São substancias que, ao se dissociarem, não liberam diretamente nem H+ nem OH-. São compostos como NaCl, KCl, etc. Eles se classificam em neutros, ácidos e básicos, conforme sua atuação sobre o pH da água. 
água
ph e tampõesA água se dissocia pouco, menos de 2 moléculas de água em cada 1 bilhão, se dissocia. = 1,0 X . 
Em um litro de água possui milhares de moléculas de água, mas poucos íons de H+ e OH-, por causa dessa escassez de dissociação.
A água é muito importante nesse sistema. A água se dissocia em: 
Porém, não existe esse próton, H+, livre em solução, ele se combina imediatamente a outra molécula, formando o hidrônio ().
Quando H+ sobe, OH- desce. 
Como o pH é negativo, a ordem é inversa:
Quando o pH sobe, o H+ desce
Quando o pH desce, p H+ sobe
A escala de pH vai de 0 a 14, sendo:
Portanto, basta usar a escala de pH que o pOH se torna conhecido. pH + pOH = 14
O pH é responsável pela chama reação da solução: 
pH < pOH = reação ácida
pH = pOH = reação básica
pH > pOh = reação alcalina
modificações do ph da água
Quando se acrescentam ácidos, esses ácidos liberam H+ e o pH desce. 
A adição de ácidos fortes abaixa o pH aos extremos (exemplo: HCl). 
A adição de ácidos fracos diminui o pH menos violentamente. 
A adição de bases fortes aumenta bruscamente o pH da água (ex: NaOH).
Álcalis fracos provocam menor elevação no pH (ex: NH3). 
Ácidos não dissociados, abaixam a concentração de H+, aumentando o pH. 
sistemas tampões Neutros: não modificam o pH da água
Ácidos: abaixam o pH da água. 
Básicos: aumentam o pH da água. 
O controle físico do pH é feito através de misturas reguladoras chamadas tampões. O mecanismo desse efeito: 
Recolhe prótons quando há em excesso 
Fornece próton quando há falta. 
Dessa forma, o sistema tampão é formado por um aceptor e doador de prótons, operando reversivelmente. 
O que acontece é que o acetato de sódio se dissocia completamente, e a base de acetato (CH3COO-) está pronta a receber prótons (H+). O ácido acético (CH3COOH) se dissocia pouco, e está pronto para liberar H+ quando necessário. Quando se acrescenta HCl no sistema, o HCl libera prótons (H+, que são capturados pelo acetato, formando ácido acético pouco dissociado, e o efeito da acidez não aparece, porque o próton está combinado ao acetato. O pH desce menos do que na ausência do tampão. Quando acrescenta se NaOH, o OH- do álcali captura os prótons livres do tampão (formando H2O), mas o ácido acético libera outros e regula o pH. 
Resumindo, o tampão NÃO impede mudanças de pH, mas atenua consideravelmente essas mudanças. Sem esses tampões a existência de seres vivo seria impossível. Os sistemas tampões mais importantes no plasma sanguíneo de grandes mamíferos, são o bicarbonato ácido bicarbônico, o fosfato I e II. Variações nesses sistemas podem causar acidose. 
conversão de ph para h+
Ex: HCl H+ + Cl-
 [H+] = 0,1M
 pH = -log [H+] 
pH = -log 
pH = -(-1) 
 pH = 1
1° lei da ações de massa
No equilíbrio as velocidades das reações P R
R P, se igualam. Então K1 = K2, dividindo as duas constantes forma outra constante: . 
K = 1: [P] = [R] 
K < 1: [P] < [R]
K > 1: [P] > [R]
CONSTANTE DE ACIDEZ
A + B C + D =
 
extensão do ph Quanto maior o Ka mais forte será o ácido. 
Quanto menor o Ka mais fraco será o ácido. 
Como ele também é log negativo, a relação será inversa: 
Quanto MAIOR o valor de Pka, mais FRACO será o ácido. 
Quanto MENOR o valor de Pka, mais FORTE será o ácido. 
calcular o ph no sistema tampão
A de acima (aceptor) e D de denominador (doador). 
O aceptor tem MENOS prótons e o doador tem MAIS prótons. 
 [A] = [D]: pH = pKa
[A] > [D]: o pH do tampão estará do lado ALCALINO do pKa.
[A] < [D]: o pH do tampão estará do lado ÁCIDO do pKa. 
Essas relações determinam o efeito tamponamento do sistema: 
pH = pKa: a eficiência para neutralização de ácidos e bases é a mesma. (I)
pH > pKa: a eficiência para ÁCIDO é MAIOR que para base. (III)
pH < pKa: a eficiência para BASE é MAIOR que para ácido. (II)
Aeficiência também está diretamente ligada com a quantidade de substâncias tamponantes. Ex: Em dois litros de um tampão 0,1 M resiste mais a mudança de pH do que um litro desse mesmo tampão. (fator EXTENSIVO.)
Em 1 litro de tampão 0,2 M resiste mais do que um litro deste mesmo tampão, porém, 0,1 M (fator INTENSIVO).