Água e pH

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Ligações polares: Compartilham elétrons de forma 
desigual. 
Ligações apolares: Compartilham elétrons de forma 
similar. 
Eletronegatividade: É a tendência de um átomo em 
atrais elétrons em uma ligração química. Diferenças de 
eletronegatividade grande entre elementos distintos 
podem determinar maior polaridade de substâncias. 
Carga parcial ou residual: Quando temos uma ligação 
polar e o par de elétrons ou nuvem fica mais próximo de 
um dos átomos, ocorre a formação de cargas parciais 
ou residuais. Como por exemplo o etanol. 
Carga total ou formal: Nos casos em que há grande 
diferença de eletronegatividade na ligação química a 
atração de um núcleo pode ser tão forte que pode se 
romper e formas cargas totais ou formais. Como por 
exemplo o NaCl que possui cargas formais quando é 
dissolvido em água para formar Na+ e Cl-, assim como o 
HCl (H+ e Cl-). 
Dipolo: Ligações com extremidade positiva e negativa. 
 
 
 
 Se as ligações formadas entre íons dissolvendo-se 
com água são mais favoráveis que as ligações que 
mantém o sólido unido, ele se dissolverá. 
 Para as moléculas de água, é termodinamicamente 
menos favorável se associar com moléculas 
apolares do que com outras moléculas de água. 
Como resultado as moléculas apolares não se 
dissolvem em água e são chamadas de 
hidrofóbicas. 
 Moléculas anfipáticas, como os ácidos graxos de 
cadeia longa, tendem a formar micelas na água. 
 Micelas: Agregado de ácidos graxos, que possui 
a parte externa polar interagindo com a água e a 
parte interna inteiramente hidrofóbica. 
 
 
Água e Ph 
 A água é o principal componente de todas as células, é 
a substância mais abundante nos sistemas vivos, 
constituindo mais de 70% do peso da maioria dos 
organismos. 
 A vida no planeta só existe da forma que é devido à 
água. 
 Importante para as reações químicas. 
Propriedades 
 Molécula polar: Possui cargas parciais positivas e 
cargas parciais negativas. 
 A diferença de eletronegatividade entre oxigênio e 
hidrogênio cria uma carga pacial positiva e negativa 
na molécula da água, dando uma distribuição 
assimétrica de cargas na molécula conferindo uma 
geometria angular. 
 
 Determina suas propriedades como o principal 
solvente da natureza. 
 Compostos iônicos com cargas totais e compostos 
polares com cargas parciais tendem a se dissolver 
em água. 
 Moléculas apolares como hidrocarbonetos tendem a 
não se dissolverem em água. 
 
 
 Ligação de hidrogênio: Maneira pela qual as 
moléculas de água interagem entre si. Confere coesão. 
 É uma ligação considerada fraca individualmente. 
Isso é importante para permitir que as interações 
entre moléculas sejam feitas e desfeitas com 
facilidade. 
 Quando o hidrogênio se liga a um atómo muito 
eletronegativo como o oxigênio, ele passa a ter uma 
carga parcial postiva em razão da ligação polar. Essa 
carga parcial positiva do hidrogênio pode interagir 
com um par de elétrons não compartilhado de outro 
átomo. 
 Água líquida: Cada molécula de água pode fazer de 
3 a 6 pontes de hidrogênio com as outras moléculas 
de água no estado líquido. No entanto, nesse estado 
elas não interagem em uma posição ideal, já que 
cada molécula de água reorienta-se 
aproximadamente a cada 10-12 segundo. Podem se 
formar anéis de 3 a 7 moléculas de água. 
 Água congelada: Ela se expande em relação à 
água líquida, pois, nos cristais de gelo a disposição 
das pontes de hidrogênio se apresentam de forma 
mais estável (ideal). Cada molécula está ligada a 4 
outras através de pontes de hidrogênio. São 
formados anéis contendo 6 moléculas. 
 Água gasosa: Não faz ponte de hidrogênio pois as 
moléculas se dispersam. 
 
 
 
 
 
 Por ter condições favoráveis para formação das 
pontes de hidrogênio, é necessário fornecer mais 
energia à água para atingir o ponto de ebulição e 
fusão, em relação a outros compostos de peso 
molecular semelhante. 
Bioquímica 
Júlia Morais de Moura – 143 (2019.2) 
20/08/19 Prof. Pablo Trindade 
Júlia Morais
marca 2
 A água sempre vai buscar um ambiente com maior 
liberdade e entropia (desordem). Por isso dissolvem 
sais, desfazendo a estrutura de cristais e dispersando 
os íons em água, permitindo que a maior parte das 
moléculas de água que antes estavam ordenadas em 
volta dessa estrutura fiquem livres novamente, 
garantindo, dessa maneira, o aumento da entropia do 
meio. 
 Solvatação: Consiste num grupo de moléculas de água 
que fica em volta da molécula em questão. Quando uma 
molécula com carga se movimenta dentro da célula ela 
está sempre levando água consigo. 
 Efeito hidrofóbico: Grupos apolares interagem entre 
grupos apolares. A água força os grupos apolares a se 
juntarem. 
Aplicações Clínicas 
 Pressão osmótica: Em doenças com disfunção 
hepática, os níveis de albumina podem cair muito. Com 
pouca albumina, as proteínas dos tecidos estarão mais 
concentradas que as proteínas do sangue, levando uma 
saída de água por osmose para os tecidos, causando 
queda da pressão arterial. 
 A albumina é a proteína responsável por manter a 
pessoão osmótica sanguínea. 
 Não é o tamanho de moléculas de soluto que 
interfere na pressão osmótica, mas sim o número de 
partículas. 
 Pessoas hipotensas comem sal para que esse 
aumente a pressão osmótica sanguínea quando cair 
na circulação. Aumentando a pressão osmótica, 
aumenta-se a entrada de água por osmose nos 
vasos e, consequentemente, a pressão arterial sobe. 
 Inflamação de pulmão: A enzima Na-K-ATPase 
controla a quantidade de água no pulmão, ao retirar íons 
do mesmo e garantir que menos água seja atraída. 
Componentes tóxicos, como ácido oleico livre, podem 
inibir o funcionamento da bomba sódio-potássio, 
favorecendo o acúmulo de água no pulmão e 
comprometendo a respiração. 
 O Na+ não consegue sair do pulmão e acaba atraindo 
moléculas de água. 
Ácidos e Bases 
 Os ácidos são moléculas que agem como doadores de 
prótons (H+) e as bases são os aceptores de prótons. 
 Ka: Força de um ácido medida pela quantidade de íons 
hidrogênio liberada por ele quando dissolvido em água. 
 Ácido forte libera uma alta quantidade de íon H+. 
 
 
 
 
Ph 
 É a medida de H+ no meio. 
 
 A diferença de uma unidade de pH significa 10 vezes 
mais concentrações de íons hidrogênio. 
 O H+ não fica livre em solução aquosa, logo, acaba se 
associando a moléculas de água, formando o íon H3O+, 
por passagem de carga. 
 Quanto mais H+ mais ácido é o meio e quanto mais OH- 
mais básico é o meio. 
 
 Muitas reações biológicas não ocorrem se o pH não 
estiver em um valor ideal, devido a regulação da 
atividade das enzimas pelos pH. 
 A atividade de várias enzimas é fortemente regulada 
pelo pH. 
 
 A equação de Henderson-Hasselbalch relaciona a força 
do ácido (pKa) de qualquer ácido fraco ao pH da solução 
que contenha tal ácido e sua base conjugada. 
 O objetivo é prever as propriedades de solução-
tampão utilizadas para controlar o pH de misturas de 
reações. 
 Quando uma solução contém concentrações iguais 
de um ácido fraco e sua base conjugada, o seu pH é 
igual ao valor pKa do ácido fraco. 
 Quanto menor o valor de pKa, maior será a força do 
ácido. 
 
 
 
 
 
Júlia Morais
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Curvas de Titulação 
 É uma atividade experimental na qual medidas de base 
(ou ácido) são adicionados a uma quantia específica de 
ácido (ou base) em um processo monitorado por 
aparelhos de medição (pHmetro). 
 São curvas de formato sinusoidal, nas quais há uma 
região mais retilínea, denominada região de 
tamponamento, em que variação do pH é baixa, 
independentemente da entrada ou saída de íons. 
 O ponto de titulação no qual o ácido está neutralizado 
chama-se ponto deequivalência. 
 
 pK1: Desprotonação do COOH. 
 Grupamento carboxila usado para tamponar. 
 pK2: Desprotonação do NH3. 
 Grupamento amino é usado para tamponar. 
 pI: Ponto isoelétrico (soma das cargas é zero). 
 Acima do pI a cagar é positiva e abaixo do pI a carga 
é negativa. 
 
 
 
 
Sistema Tampão 
 São soluções usadas para evitar alterações bruscas de 
pH em meios nos quais foram adicionados pequenas 
quantidades de ácidos ou bases. 
 Os responsáveis por manter o meio menos suscetível a 
mudanças bruscas de pH são ácidos fracos com suas 
bases conjugadas ou bases fracas com seus ácidos 
conjugados. 
 O pH onde a faixa de tamponamento é máxima é o pKa 
da substância em questão, pois é nele onde o ácido e a 
base conjugados estão exatamente na mesma 
concentração. 
 No ponto exato do pKa, a metade da substância 
encontra-se em forma neutra e, a outra metade, em 
forma iônica. Logo, pH=pKa. 
 
 
Aplicações Clínicas 
 Absorção de drogas: Estabelece onde elas são melhor 
absorvidas pelas variações de pH. A aspirina por 
exemplo, tem pKa ácido, logo é melhor absorvida no 
estômago, o qual tem pH ácido (uma vez que ela estará 
na sua forma protonada, ela não conseguirá doar o 
próton para o meio [o meio já está lotado de H+]). No 
intestino o farmaco estaria em sua forma desprotonada 
(conseguirá doar o próton por ser mais básico). O 
farmaco será mais absorvido com o próton pois 
moléculas com carga são mais dificilmente absorvidas 
pelo organismo. Logo, o farmaco será mais absorvido 
no estômago. 
 
Júlia Morais
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 Controle do pH sanguíneo 
 O pH normal do sangue é de 7,4. 
 Existem três mecanismos que o corpo usa para 
manter esse valor, eles envolvem os pulmões, rins e 
os sistemas de tampão. 
 O sistama tampão é constituído pelo íon bicarbonato 
(HCO3-) e pelo ácido carbônico (H2CO3). 
 Acidose respiratória: Diminuição do pH e aumento 
do pCO2 (principal ácido no sangue). Ocorre devido 
a uma hipoventilação pulmonar, levando ao acúmulo 
de CO2. 
CO2 + H2O  H2CO3- + H+ 
 Alcalose respiratória: pH sanguíneo acima do 
normal, devido a hiperventilação, causando a 
diminuição da produção de ácido carbônico em 
hemácias, consequentemente produzindo menos H+ 
por dissociação. 
 Acido metabólica: Queda do pH, pelo acúmulo de 
ácido lático ou de corpos cetônicos, e na 
concentração de HCO3- (principal base no sangue), 
devido a problemas de retanção dele ou problemas 
na excreção de H+. 
 Quando respiramos produzimos ácido carbônico 
(CO2 + H2O = HCO3-), que se dissocia no íon 
bicarbonato e no íon H+ (HCO3- + H+). O bicarbonato 
vai para o plasma provocando a entra de Cl- e o H+ 
precisa ser jogado fora do nosso organismo para que 
seja evitada uma acidose. Parte dele é liberado pelos 
próprios pulmões na respiração e eliminado na urina 
na forma de NH4+. 
 A hemoglobina também é um importante elemento 
para a manutenção do pH pois sequestra o H+ das 
hemácias formando HHb e liberando O2. 
 
 
 
 
 
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Júlia Morais
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