BIOQUÍMICA DA AGUA

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIAS
BIOQUÍMICA DA ÁGUA
LUZIA PANDO
A água é fundamental para os seres
vivos, atua como solvente orgânico
para reações bioquímicas e determina
as estruturas das macromoléculas que
realizam estas reações.
 TRANSPORTE DE SUBSTÂNCIAS
 FACILITA REAÇÕES QUÍMICAS
 TERMORREGULAÇÃO
 LUBRIFICANTE
 REAÇÕES DE HIDRÓLISE
 EQUILÍBRIO OSMÓTICO
 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
ÁGUA
Composto mais 
importante das células
Meio onde ocorrem todas
as reações celulares
Água
CONSTANTES FÍSICAS PECULIARES DA ÁGUA 
Alto ponto de fusão, de ebulição e calor de vaporização.
• Átomo de Hidrogênio compartilha um par de elétrons com o 
oxigênio – Geometria próxima do tetraedro (104,5°);
• Pares de elétrons não compartilhados geram uma carga parcial 
(-).
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Água: Estrutura e Propriedades 
Físico-químicas
Estrutura dipolar 
da água
Ligações de Hidrogênio
• As ligações de hidrogênio são mais fracas que ligações covalentes;
•Como o oxigênio é mais eletronegativo ("força de atração dos
elétrons") que o hidrogênio, este acaba deixando os elétrons mais
próximos dele, formando ao seu redor uma nuvem eletrônica negativa
(uma carga aparente).
•Assim, os hidrogênios ficam com nuvens positivas caracterizando
polos distintos; dessa maneira, chegamos a primeira característica
dessa molécula: ela é um composto Polar.
Ligações de Hidrogênio
Ligações de Hidrogênio
• Observações Importantes:
• Ligações de hidrogênio não são restritas à água. Podem ser
formadas entre um átomo eletronegativo (O, N) e um átomo
de hidrogênio ligado a um outro átomo eletronegativo;
• Átomos de hidrogênio ligados à carbonos não formam
ligações de hidrogênio. Exs.: Butanol (P.F: 117°C); Butano
(P.F: -0,5°C).
Butanol: CH3-CH2-CH2-CH2OH
Butano: CH3-CH2-CH2-CH3
TIPOS COMUNS DE LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO
Nos sistemas biológicos, o átomo eletronegativo é, usualmente, o
oxigênio ou o nitrogênio.
•As ligações de 
hidrogênio 
estabilizam as 
diferentes 
biomoléculas
SOLUBILIDADE:
Dissolução de sais cristalinos. A água dissolve o NaCl e outros sais cristalinos por meio da
hidratação dos íons Na+e Cl-. Á medida que as moléculas de água se agrupam ao redor dos íons a
atração eletrostática necessária para a formação da rede cristalina de NaCl é rompida.
 Compostos orgânicos polares (açúcares, álcoois,
aldeídos, cetonas, ácidos) – formação de pontes de
hidrogênio com os grupos hidroxila ou carbonila
Solubilidade
O EFEITO HIDROFÓBICO
• Quando uma solução apolar é adicionada a uma solução
aquosa, ela não se dissolve,sendo excluída pela água;
• A tendência da água minimizar seu contato com moléculas
hidrofóbicas é denominado efeito hidrofóbico.
Substâncias anfipáticas (fosfolipídeos, proteínas, ácidos
nucléicos) – A água forma micelas, interatuando com a
porção hidrofílica e repelindo a porção hidrofóbica
BICAMADA LIPÍDICA FORMADA NA ÁGUA POR 
MOLÉCULAS ANFIFÍLICAS (FOSFOLIPÍDIOS)
Sais Minerais
 São sais inorgânicos (sódio, cálcio, potássio, ferro, etc.),
elementos minerais, que são indispensáveis como
componentes estruturais em muitos processos vitais.
 Os elementos minerais inorgânicos, essenciais às
funções orgânicas, devem ser fornecidos pela dieta.
Quando a ingestão não é suficiente, o indivíduo pode
desenvolver deficiências, mas a ingestão excessiva pode
ser tóxica.
Sais Minerais
ELEMENTOS QUÍMICOS ESSENCIAS PARA A VIDA
Características
 Manutenção da pressão osmótica
 Manutenção do equilíbrio ácido-básico
 Co-fatores enzimáticos  Mg
 Formação de ATP  Pi
 Função reguladora e formação de ossos  Ca++
 Oligoelementos: Fe, I e outros
Cl-
Na+ e K+
Patologia
 Anemia
 Insuficiência Renal Crônica
 Doença óssea ou Osteoporose
Sais Minerais
Propriedades Químicas da Água:
Determinam o comportamento de outras
moléculas em solução
Ionização da água
• A água pode agir tanto como um ácido quanto como uma base. De fato 
em água pura ocorre a seguinte reação:
• Esta ionização reversível é crucial para o papel da água nas funções
celulares.
• Veja que a molécula que recebeu o próton (base) forma o
cátion hidrônio (H3O
+), que é o ácido conjugado, e a que
perdeu o próton (ácido) forma o ânion hidróxido (OH-),
que é a base conjugada,
• Isso significa que ocorreu uma auto ionização da
água. A equação nos mostra o equilíbrio iônico da
água,
• Esse equilíbrio pode também ser expresso de forma mais
simplificada assim:
• H2O(l) ↔ H
+
(aq) + OH
-
(aq)
• No entanto, a água é um eletrólito fraco,
• a sua constante de ionização é muito pequena,
• Isso é comprovado quando se testa a condutividade elétrica da
água pura (água destilada), que é realmente muito baixa,
• Por meio dessas medidas de condutividade elétrica
experimentais, determinou-se que, a 25 ºC, a concentração
desses íons na água é igual a 1 . 10-7 mol. L-1.
• Todo equilíbrio apresenta uma constante de equilíbrio Keq, cuja
expressão é dada por:
][
]][[
2OH
OHH
Keq


 Como se trata do equilíbrio iônico da água, temos:
 Constante de dissociação da água ou produto iônico da água.
Kw = [H
+]. [OH-]
 Na equação que representa o equilíbrio iônico da água, a quantidade de
íons H3O
+e OH- formados é igual e na mesma proporção.
Assim,
 A concentração desses dois íons na água destilada a 25ºC é a mesma, ou
seja, igual a 1 . 10-7 mol. L-1. Desse modo, temos:
Kw = [H
+]. [OH-]
Kw = (1 . 10
-7 mol. L-1) . (1 . 10-7 mol. L-1)
Kw = 1 . 10
-14 (mol. L-1)2
Cálculos:
• Água Pura: 1 em cada 107 moléculas de água está ionizada em 
cada instante = então:
• A concentração da água em 1 litro de água a 250C é de 55,5M = 
massa de água em gramas/massa molecular: 1000/18 = 55,5
Keq 
[H][OH ]
[H2O]

Keq 
[H][OH ]
[55,5M]

Keq.55,5  [H ][OH ] Kw
Portanto, o valor numérico do produto [H+] [OH-] em soluções aquosas
a 25ס C é sempre 1,0 x 10-14 M2.
Cálculos:

Keq 
[H][OH ]
[55,5M]
Keq.55,5  [H ][OH ] Kw

KeqH2O 1,8x10
16

1,8x1016M.55,5M  [H][OH] Kw

Kw  99,9x1016M 2  [H][OH]

1x1014M 2  [H][OH]
Kw = [H+] [OH-] = ( 10-7) ( 10-7) = 10-14M2 
• Portanto, o valor numérico do produto [H+] [OH-] em soluções
aquosas a 25ס C é sempre 1,0 x 10-14 M2.
• Em água pura, [H+] = [OH-] tem o valor 1,0 x 10-7 M.
• [H+] e [OH-] estão reciprocamente relacionadas.
• Portanto, quando [H+] é maior que 10-7, [OH-] necessariamente é
menor, e vice-versa.
Potencial hidrogeniônico (pH)
Em 1909, Sorensen introduziu o termo pH para expressar a
[H+]
O pH é definido como o logarítmo negativo da [H+]
pH = -log [H+]
O pH da água pura então é –log (10-7) = 7.
De forma semelhante pOH é definido como:
Substituindo na equação do produto iônico da água:
pH + pOH = 14
pOH = -log [OH-]
A ESCALA DE pH DESIGNA AS CONCENTRAÇÕES DE H+ E OH-
• pH = log 1/[H+] = -log [H+]
• pH = log 1/[1 x 10 -7] = log (1 x 10 -7) = log 1,0 + log 107
• pH = 0 + 7,0
• pH = 7,0
• Soluções com [H+] = 10-7 M são ditas neutras
• Soluções com [H+] > 10-7 M são ditas ácidas
• Soluções com [H+] < 10-7 M são ditas básicas
A acidez ou a alcalinidade de uma solução é determinada
pelas proporções de H+ e OH- presentes. Assim,
Medidas de pH
Eletrométrico
Colorimétrico
pHmetro
Lavar o eletrodo e 
secar com papel absorvente
Padronização feita com soluções 
de pH abaixo e acima do que vai ser medido
Potenciômetro mede [H+]
diferença de potencial elétrico
entre duas soluções
indicadores
Indicador-H H+ + Indicador
(Cor A) (CorB)
COMO MEDIR O pH?
Indicador
Intervalo de viragem
em unidades de pH
Mudança de cor de
ácido para base
Alaranjado de
metila
3,1 a 4,6
Vermelho para
amarelo alaranjado
Verde de
bromocresol
3,8 a 5,4 Amarelo para azul
Vermelho de
metila
4,2 a 6,3
Vermelho para
amarelo
Azul de
bromotimol
6,0 a 7,6 Amarelo para azul
Vermelho de
fenol
6,6 a 8,6
Amarelo para
vermelho
Fenolftaleína 8,0 a 9,8
Incolor para
vermelho
Timilftaleína 9,8 a 10,6 Incolor para azul
Indicador universal
Homeostasia é a constância do meio interno 
pH x homeostasia
 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, conseqüentemente, 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
Aumento da [H+]
7,4
Acidose
Alcalose
Queda do pH
Acúmulo de ácidos
Acúmulo de basesPerda de ácidos
Perda de bases
Diminuição da [H+]
Escala de pH
Aumento do pH
Alterações no pH
IMPORTÂNCIA DO ESTUDO SOBRE pH:
•Variações bruscas no pH INTRA e EXTRACELULAR afetam
a estrutura das biomoléculas, resultando em perda das
funções biológicas – INATIVAÇÃO DE ENZIMAS importantes
para o metabolismo celular;
• Afetam o teor e a distribuição de eletrólitos nos fluidos
celulares;
•A medida de pH no sangue e na urina são parâmetros
importantes no diagnóstico médico.
QUESTÕES:
1.Por que a água é tão importante para os processos biológicos?
2. Por que o NaCl dissolve em água?
3. Por que as biomoléculas polares, mas não carregadas, como
os açúcares, por exemplo, dissolvem-se facilmente em água?
4. Explique o efeito hidrofóbico.
4. O que são eletrólitos e qual a importância deles para o
organismo?
5. O que significa a escala de pH e com que finalidade ela é
usada?
6. Quais os métodos utilizados para determinação do pH?
7. O que são indicadores ácido-base?
8. Por que os indicadores ácido-base podem ser utilizados para
determinar o pH de uma solução?
9. Como a água pura tem [H+] = 10−7 M, calcular o pH das
seguintes soluções:
a) HCl 10−4 M
b) NaOH 10−5 M