AGUA E SISTEMAS BIOLOGICOS

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ÁGUA E OS SISTEMAS 
BIOLÓGICOS
Profa. Dra. Miriam V. Lourenço
FUNÇÕES DA AGUA
• Solvente Universal
• Lubrificante
• Transporte de substâncias
• Regulação térmica
- A água evita variações bruscas de temperatura no 
organismo;
- A transpiração diminui a temperatura corporal de 
mamíferos
• A presença de água nas células é o que permite que as reações 
aconteçam.
Água e interações iônicas em sistemas biológicos
• A água é de extrema importância para os sistemas biológicos. 
• Cerca de 70% ou mais em massa, da maioria dos organismos vivos 
é água.
• Os primeiros organismos multicelulares apareceram em 
ambientes aquáticos.
• A molécula de água e seus produtos de ionização H+ e OH-, 
influenciam a estrutura, a automontagem e as propriedades de 
todos os componentes celulares.
• As propriedades solventes influenciam interações não covalentes, 
responsáveis pela força e especificidade do reconhecimento entre 
as biomoléculas.
• Uma diminuição em 20% da água do citoplasma celular provoca 
inibição do metabolismo celular e a redução em 30% para-o 
completamente.
A água é uma molécula dipolar que estabelece interações eletroestáticas com 
outras moléculas, incluindo ela mesmo.
Ligações de Hidrogênio entre moléculas de água fornecem as forças coesivas
que a mantém no estado líquido à temperatura ambiente e favorece o
ordenamento das moléculas em gelo.
O átomo de oxigênio da molécula de água tem
carga elétrica negativa, por isso ele atrai o átomo
de hidrogênio (carga positiva) de outra molécula
de água. Essa atração elétrica fraca é chamada de
ligação de hidrogênio.
Mas as ligações de hidrogênio não 
são exclusivas para a molécula de 
água
ENERGIA DE DISSOCIAÇÃO DE LIGAÇÃO
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO: 23KJ/mol.
LIGAÇÃO COVALENTE (O-H): 470 KJ/mol.
Ligação de 
hidrogênio
Ligação covalente
As ligações de hidrogênio são mais fracas que ligações covalentes.
O
Energia de dissociação de ligação é a energia necessária para romper a ligação
Ligações de Hidrogênio: se formam entre um átomo eletronegativo (aceptor de
hidrogênio, geralmente oxigênio ou nitrogênio) e um átomo de hidrogênio ligado
covalentemente a outro átomo eletronegativo (doador de hidrogênio) na mesma
molécula ou em outra
H
H
HH
O
A união faz a força !!! A presença das forças de várias ligações de hidrogênio 
entre moléculas de água faz com que aumente a força coesiva da água.
Ligações de hidrogênio no gelo (4) 
Ligações de hidrogênio entre moléculas diferentes de água e 
biologicamente importantes
Isto faz com que a água seja capaz de solubilizar outros grupos polares
Compostos polares: 
apresentam 
afinidade pela água
Compostos 
apolares: não 
apresentam 
afinidade pela água
Compostos 
anfipáticos: formam 
micelas quando em 
solução aquosa
Íons
A água solubiliza compostos polares
Compostos hidrofílicos = miscíveis em água 
• Todas as moléculas ou íons em solução aquosa interferem com
as ligações de hidrogênio de algumas moléculas de água na sua
vizinhança, mas solutos polares (NaCl por exemplo)
compensam as interações de hidrogênio água-água perdidas
pela formação de novas interações água-soluto.
• A variação líquida em entalpia (H) para a dissolução desses
solutos geralmente é pequena.
Cada substância tem armazenado em si uma quantidade de energia, e esta energia será 
alterada quando a substância sofrer uma transformação.
Entalpia (H): energia que fica armazenada nas substâncias, a uma pressão constante.
SOLUBILIDADE DE COMPOSTOS NA ÁGUA
Hemoglobina ou mioglobina são proteínas transportadoras, solúveis 
em água, que facilitam o transporte de O2 e CO2. 
Solubilidade de gases em água e seu transporte no organismo
COMPOSTOS APOLARES SÃO INSOLÚVEIS EM ÁGUA
Compostos apolares forçam mudanças energeticamente 
desfavoráveis na estrutura da água: 
• Água e compostos apolares (benzeno, hexano, clorofórmio, óleos,
etc...) não se misturam e formam duas fases.
• Compostos apolares são hidrofóbicos (imiscíveis em água)
• Compostos apolares são incapazes de fazer interações
energeticamente favoráveis com moléculas de água, podendo
interferir com as ligações de hidrogênio entre as moléculas de
H2O, mas não compensam a interação da quebra da ligação de
Hidrogênio entre as moléculas H2O:H2O, portanto são insolúveis.
COMPOSTOS ANFIPÁTICOS (grupamento polar e grupamento apolar) EM 
SOLUÇÃO AQUOSA. Interações hidrofóbicas
Agrupamento oscilantes de 
moléculas de água
Moléculas de água altamente 
ordenadas formam “gaiolas” ao 
redor das cadeias de grupos 
alquila hidrofóbicas
MICELA
Moléculas de lipídeos forçam as 
moléculas de água circundantes a se 
tornarem altamente organizadas.
Somente as porções lipídicas das 
extremidades dos aglomerados 
forçam o ordenamento das 
moléculas de água. Menos 
moléculas de água são 
ordenadas e a entropia aumenta. 
Grupos hidrofóbicos são afastados da 
água; a superfície ordenada de moléculas 
de água é minimizada e a entropia 
aumenta mais, formando a micela 
(estruturas estáveis). 
Grupos hidrofílicos
• Interações hidrofóbicas: forças que mantém juntas as regiões
apolares da moléculas em sistema aquoso.
• Moléculas anfipáticas: proteínas, pigmentos, vitaminas,
esteroides e fosfolipídeos de membrana.
• As interações hidrofóbicas ajudam a manter a estrutura dessas
moléculas.
Exemplos:
• Interações hidrofóbicas entre os lipídeos, e entre lipídeos e
proteínas, são as mais importantes na determinação da
estrutura de membranas biológicas.
• Interações hidrofóbicas entre aminoácidos apolares também
estabilizam as estruturas tridimensionais das proteínas.
Nosso organismos é favorecido pela entropia e promove maior 
interação entre as moléculas e dá continuidade ao metabolismo.
A remoção da água organizada favorece a formação 
do complexo enzima-Substrato 
INTERAÇÕES DE van der Waals – interações interatômicas
fracas
Quando dois átomos não-carregados se aproximam, as nuvens
eletrônicas que os rodeiam passam a influenciar umas às outras.
Variações casuais nas posições dos elétrons ao redor de um dos
núcleos podem criar um dipolo elétrico transiente e rápido, que
induz no átomo próximo um outro dipolo elétrico oposto,
também transiente. Os dois dipolos se atraem fracamente,
aproximando os dois núcleos.
Célula receptora Ligante viral
FORCAS ELETROSTÁTICAS: atração entre cargas opostas.
LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO: hidrogênio partilhado entre 
átomos eletronegativos.
FORÇAS DE Van der WAALS: flutuações em nuvens de 
elétrons por moléculas opostamente polarizadas por 
átomos vizinhos.
INTERAÇÕES HIDROFÓBICAS: grupos hidrofóbicos 
interagem com cada outro para excluir moléculas de água.
• As interações não-covalentes são muito mais fracas que as
ligações covalentes, e à temperatura de 25ºC, a energia térmica
disponível em solução aquosa pode ser da mesma ordem de
magnitude, e portanto, estas interações são continuamente
formadas e rompidas.
• Embora as interações não-covalentes sejam individualmente
fracas, o seu efeito cumulativo em proteínas e ácidos nucléicos é
muito significativo.
• A dissociação de duas biomoléculas associadas não-
covalentemente por meio de múltiplas interações fracas requer
que todas estas interações sejam rompidas ao mesmo tempo, o
que é improvável, conferindo maior estabilidade molecular.
• A ligação de anticorpos a antígenos ou de um transmissor a seu
receptor depende do efeito cumulativo de muitas interações
fracas. Generalizando, em nível molecular, a complementaridade
entre biomoléculas que interagem reflete a complementaridade e
as interações fracas entre grupos polares, carregados e
hidrofóbicos na superfície das moléculas.
• Assim, ligações entre macromoléculas, como proteínas, RNA e
DNA contém tantos sítios potenciais para ligações de hidrogênio
ou interações iônicas, de Van der Waals ou hidrofóbicas que os
efeitos cumulativos dessas forças de ligação de menor ordem
podem ser enormes.
• Existem ligações de moléculas de águana hemoglobina, assim
como no citocromo f (proteína) que tem funções fundamentais.
• No organismo, em ligações de açúcar e proteína, a água está
presente unida por ligações de hidrogênio.
Os solutos afetam as propriedades coligativas das 
soluções aquosas
• Solutos de qualquer tipo afetam as propriedades coligativas da
água (pressão de vapor, ponto de ebulição, ponto de fusão e
pressão osmótica) porque a concentração da água é menor em
soluções que em água pura.
• O efeito sobre as propriedades coligativas depende apenas do
número de partículas do soluto em uma dada quantidade de
água. E não da concentração do soluto.
• Quando há diminuição da concentração de moléculas de água,
diminui-se a tendência de as moléculas de água passarem para
fase vapor (diminui a pressão de vapor), bem como se reduz a
tendência de formação de cristais (diminui-se o ponto de
congelamento).
• As moléculas de água tendem a se movimentar de uma região de maior
concentração de água para uma de menor concentração de água,
gerando uma força chamada pressão osmótica.
• A osmose, movimento de água através de uma membrana
semipermeável impelido por diferenças na pressão osmótica, é um
importante fator na vida da maioria das células.
• As membranas celulares são mais permeáveis à água que a outras
moléculas, devido a uma simples difusão da água através da bicamada
lipídica e a canais de proteínas (aquaporinas) existentes na membrana.
Osmolaridade
• Soluções que apresentam a mesma osmolaridade do citosol são
chamadas de isotônicas. Soluções hipertônicas e hipotônicas
apresentam maior e menor osmolaridade que o citosol,
respectivamente.
• Em seus ambientes naturais as células geralmente contêm
concentrações mais altas de biomoléculas e íons que os seus
circunvizinhos, de maneira que a pressão osmótica faz com que a água
flua para dentro das células, o que pode ocasionar lise osmótica, caso
não seja contrabalançado
• Bactérias e plantas apresentam parede celular não expansível;
• em animais multicelulares o plasma sanguíneo e os fluidos
intersticiais são mantidos em osmolaridade semelhante a do citosol;
• Altas concentrações de albumina e outras proteínas no plasma
sanguíneo contribuem para sua osmolaridade;
• Além disso as células bombeiam Na+ e outros íons para o líquido
intersticial mantendo assim o equilíbrio osmótico com o meio
circundante.
Exemplo:
1,0 g de um polissacarídeo composto por 1000 unidades de glicose tem o 
mesmo efeito na osmolaridade que 1,0 mg de glicose.
- O armazenamento de energia na forma de polissacarídeos (amido ou 
glicogênio) em vez de glicose ou outros açúcares simples evita um grande 
aumento da pressão osmótica nas células de armazenamento. 
• O efeito dos solutos na osmolaridade depende do número de
partículas dissolvidas, e não de suas massas. Assim, macromoléculas
(proteínas, ácidos nucléicos e polissacarídeos) representam formas de
estocagem de monômeros sem a desvantagem de aumentar
substancialmente a pressão osmótica dentro da célula.
Nos interessa conhecer as concentrações de H+ em soluções aquosas
porque íons H+ podem alterar carga e estrutura das biomoléculas,
alterando o andamento das reações químicas.
• As concentrações de H+ em soluções é que determinam suas
características de acidez ou basicidade: quanto maior a concentração de
H+ em solução, maior a sua acidez; quanto menor a concentração de H+
em solução, menor sua acidez (= maior sua basicidade ou alcalinidade)
Algumas propriedades da água
Ionização da água 
A água pura é levemente ionizada, pois as moléculas de água tem a leve
tendência de sofrer uma ionização reversível, produzindo um íon hidrogênio
(próton) e um íon hidróxido, gerando o equilíbrio:
H2O ↔ H
+ + OH-
A doação de prótons também é responsável pela observação que reações 
ácido-base estão entre as reações mais rápidas que ocorrem em solução 
aquosa.
A ionização da água é descrita por uma expressão de equilíbrio na qual a
concentração da substância-mãe é o denominador e as concentrações dos
produtos dissociados são o numerador:
Keq = [H
+ ] [OH- ] 
[H2O] 
Uma vez que a concentração da H2O não dissociada é muito maior que as
concentrações dos íons que a compõem, ela pode ser considerada
constante e incorporada a K, ficando
Kw = [H+ ] [OH- ] 
2 entre 109 moléculas na 
água pura são ionizadas a 
cada momento.
O valor de Kw (constante de ionização ou produto iônico da água) é 1 x 10-14
M2 (25°C). 
[H+] . [OH-] = 1 x 10-14M2
Sendo assim, a água pura deve conter quantidades equimolares de [H+ ] e
[OH-] 
[H+ ] = [OH- ] = (Kw )1/2 = 10-7 M
[H+ ] e [OH- ] estão reciprocamente relacionadas.
Assim, quando [H+ ] for maior que 10 -7 M, [OH- ] necessariamente será menor, 
e vice-versa.
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
Valores de [H+] para a maioria das soluções são pequenos e portanto,
inadequados para fins de comparação. Uma quantidade mais adequada é
conhecida como pH:
pH = log 1
[H+]
ou pH = -log [H+] 
p = “logarítmo negativo 
de”
pH, ou Potencial de Hidrogênio, é a escala que mede o grau de
acidez ou alcalinidade de uma substância, podendo variar de 0 a 14.
O pH é uma característica de todas as substâncias, determinado
pela concentração de íons de Hidrogênio (H+).
Quanto menor o pH de uma substância, maior a concentração de
íons H+ e menor a concentração de íons OH-.
O produto iônico da água (Kw) é a base para a escala de pH 
[H+] (M) pH [OH-] (M) pOH
100 (1) 0 10-14 14
10-1 1 10-13 13
10-2 2 10-12 12
10-3 3 10-11 11
10-4 4 10-10 10
10-5 5 10-9 9
10-6 6 10-8 8
10-7 7 10-7 7
10-8 8 10-6 6
10-9 9 10-5 5
10-10 10 10-4 4
10-11 11 10-3 3
10-12 12 10-2 2
10-13 13 10-1 1
10-14 14 100 (1) 0
A escala de pH é logarítmica e 
não aritmética. Se duas 
substâncias diferem entre si 
por 1 unidade de pH isso 
significa que uma solução tem 
10 vezes mais [H+] que a outra.
VALORES DE pH DE ALGUNS PRODUTOS
O comportamento dos ácidos e bases fracas estão presentes em
muitos sistemas biológicos e desempenham papéis importantes
no metabolismo e na sua regulação.
ACIDOS E BASES
• Ácidos podem ser definidos como substâncias capazes de doar
prótons (H+).
• Bases são substâncias capazes de receber prótons.
• Ácidos fortes dissociam-se totalmente quando em solução (têm
grande tendência de doar seus prótons).
• Ácidos fracos dissociam-se muito pouco em solução (têm
pequena tendência de doar seus prótons)
ACIDOS E BASES
Um doador de prótons e seu
correspondente aceptor de
prótons constituem um par
conjugado ácido-base.
Ácido clorídrico/ Ácido acético
Hidróxido de sódio/Hidróxido de Amônio
Ácido forte
Ácido fraco
Base forte
Base fraca
Dissociação completa
Dissociação parcial
Dissociação completa
Dissociação parcial
Ácidos e bases/fortes e fracas.
Pares conjugados ácido-base consistem em um doador de prótons e um 
aceptor de prótons.
A curva de calibração revela o pKa do ácido
Tampões: sistemas aquosos que tendem a resistir a mudanças de pH
quando pequenas quantidades de ácidos (H+) ou bases (OH-) são
adicionadas.
Um sistema-tampão consiste de um ácido fraco (o doador de prótons) e
sua base conjugada (o aceptor de prótons). Por exemplo, a mistura de
concentrações iguais de ácido acético e de íon acetato, é um sistema-
tampão.
Tamponamento resulta do 
equilíbrio entre duas reações 
reversíveis ocorrendo em uma 
solução de concentrações quase 
iguais de doador de prótons e de 
seu aceptor de prótons conjugado. 
Curvas de titulação de três ácidos fracos e regiões de tamponamento.
Curvas de titulação de três ácidos fracos e regiões de tamponamento.
O par H2PO4
-/HPO4
-2 tem um pKa de 6,86 e, por isso,
funciona como um sistema-tampão eficiente no intervalo
de pH compreendido entre 5,86 e 7,86.
O par NH4
+/NH3 com um pKa de 9,25 pode agir como
tampão entre aproximadamente 8.25 e 10,25.Os pares conjugados ácido-base, são tampões efetivos
entre aproximadamente 10 e 90% da neutralização das
espécies doadoras de prótons.
O par CH3COOH/CH3COO
- tem um pKa de 4,76 e, por isso, 
funciona como um sistema-tampão eficiente no intervalo 
de pH compreendido entre 3,76 e 5,76.
Cada par ácido-base conjugado tem uma zona
característica de pH na qual ele atua como um tampão
efetivo.
• Os pares ácido-base são muito comuns no organismo. O
tampão composto por ácido carbônico/bicarbonato ajuda a
controlar o pH sanguíneo.
• A forma da curva de titulação de qualquer ácido fraco é descrita
pela equação de Henderson-Hasselbalch, que é importante
para a compreensão da ação tamponante e o balanço ácido-
base no sangue e tecidos dos vertebrados.
• Os ácidos fracos ou as bases fracas tamponam as células e os
tecidos contra as variações de pH. Os fluidos intra e
extracelulares dos organismos multicelulares apresentam um pH
característico e praticamente constante.
O citoplasma da maioria das células contém altas concentrações
de proteínas (constituídas de aminoácidos).
Esses aminoácidos possuem muitos grupos funcionais que são ou
ácidos ou bases fracos. Ex: histidina.
A cadeia lateral da histidina tem um pKa de 6,0. Ou seja, qualquer
proteína que contenha resíduos de histidina podem tamponar
efetivamente ao redor do pH neutro.
• Esses sistemas-tampão são a primeira linha de defesa do
organismo contra mudanças no pH interno.
Ionização da histidina
O aminoácido Histidina, componente das proteínas, é um ácido 
fraco. O pKa do nitrogênio protonado da cadeia lateral é 6,0.
O pH deve ser regulado no organismo pois na faixa 7,35 a 
7,45 é onde as proteínas e outras macromoléculas funcionam 
de forma ideal.
Como ficam então as variações de pH no nosso organismo?
Nucleotídeos como ATP, assim como muitos metabólitos de baixa
massa molecular, contém grupos ionizáveis que podem contribuir
para o sistema tamponante do citoplasma.
Algumas organelas altamente especializadas e compartimentos
extracelulares apresentam altas concentrações de compostos que
contribuem para a capacidade de tamponamento: ácidos
orgânicos tamponam os vacúolos da células de plantas; amônia
tampona a urina.
E como o organismo corrige o pH?
O sistema Tampão:
• Age na proteção contra mudanças abruptas de acidez e
alcalinidade
• Recolhe prótons quando há excesso ou fornece prótons
quando há falta.
• O sistema tampão é um aceptor de prótons e doador de
prótons, operando reversivelmente.
Tampões biológicos especialmente importantes:
• sistema fosfato 
• sistema bicarbonato
Tampão fosfato: age no citoplasma de todas as células e consiste em H2PO4
-
como doador de prótons e HPO4
2- como receptor de prótons.
H2PO4
- H+ + HPO4
2-
O sistema tampão fosfato (H2PO4
-/HPO4
-2) é mais efetivo em um pH perto de
seu pKa de 6,86 e, por isso, tende a resistir a mudanças de pH em um
intervalo de 5,9 e 7,9.
Sendo então um tampão efetivo em fluidos biológicos; em mamíferos fluidos
extracelulares e a maioria dos compartimentos citoplasmáticos tem pH num
intervalo de 6,9 e 7,4.
TAMPÃO BICARBONATO
O sistema tampão bicarbonato
Plasma sanguíneo
• O pH do sistema tampão bicarbonato depende da [H2CO3] e 
[HCO3
- ]
• A [H2CO3] depende do CO2 (d)
• O CO2 (d) depende da concentração ou da pressão parcial do 
CO2 na fase gasosa.
De forma geral, quando um indivíduo tem o pH sanguíneo
abaixo para níveis inferiores a 7,35 diz-se que ele está com
acidose.
Quando o pH sanguíneo aumenta a níveis superiores a 7,45 diz-
se que o mesmo está com alcalose.
Quando a alcalose ou acidose são obtidas por alteração da
freqüência respiratória, diz-se que são de origem respiratória.
A acidose ou a alcalose podem ainda ocorrer por meios
metabólicos.
O efeito tampão pode causar danos à saúde. Por exemplo, em razão de
exercícios físicos intensos, o organismo libera grandes quantidades de ácido
láctico na corrente sanguínea, o sangue então se torna ácido (pH < 7). Se o
efeito tampão não liberar base bicarbonato suficiente para neutralizar esta
acidez, o indivíduo sofrerá de “acidose”. Os sintomas iniciais podem ser a
cefaleia (dor de cabeça) e a sonolência.
O excesso de bases no corpo também causa doenças como a “alcalose.
Por exemplo, na hiperventilação ocorre a saída de grande quantidade de
CO2 do corpo, o que implica numa diminuição da acidez. Quando o
sangue se torna básico (pH > 7), surge a alcalose. Os sintomas da doença
são: confusão mental, enjoos, náuseas, tremores, espasmos musculares e
inchaço no rosto.
Muitas pessoas têm o hábito de tomar uma mistura de água e
bicarbonato de sódio quando sentem azia, uma sensação de
queimação no esôfago ocasionada pela exposição desse órgão ao
ácido do estômago (ácido clorídrico). Nesse caso, a solução aquosa
de bicarbonato de sódio (que é um sal e não uma base) adquire pH
básico e, ligada ao ácido estomacal, produz ácido carbônico, cloreto
de sódio e água, como na reação a seguir:
NaHCO3 + HCl + H2O --> NaCl + H2CO3 + H2O
Assim, o ácido clorídrico é neutralizado e o ácido carbônico
produzido na reação, por ser muito instável, é facilmente
decomposto em água e gás carbônico. Daí a eficácia do bicarbonato
de sódio no combate da azia.