Propriedades da Água

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→ Terra: 
↪ 273 l /cm2; 
↪ 98% mares e oceanos; 
↪ 1,6% gelo continental; 
↪ 0,04% água doce; 
↪ 0,01% vapor; 
→ Corpo do animal: 
↪ 60% do peso é água; 
↪ 15% água no intersticial; 
↪ 40% não é água; 
↪ 40% intracelular; 
 
 
Propriedades da água 
 
↪ Substância inorgânica; 
↪ Polaridade; 
↪ Permeia todas as porções das células; 
↪Angulação formada pelas ligações covalentes gera 
cargas; 
↪ Alto calor específico: quantidade de energia térmica 
fornecida para uma substância aumentar a sua 
temperatura; 
↪Tensão Superficial: é um efeito que ocorre na 
camada superficial de um líquido que leva a sua 
superfície a se comportar como uma membrana 
elásticas (Adesão: atração por substâncias polares; 
Coesão: atração entre moléculas de água); 
↪Capilaridade: 
↳Tendência que fluidos apresentam de se deslocarem 
no interior de tubos finos, conhecidos como capilares; 
↳Forças intermoleculares são estabelecidas entre os 
componentes, provocando o deslocamento do fluido 
pelo capilar; 
↳Com base na relação entre a coesão e a adesão, o 
menisco pó de ser classificado: 
 Côncavo: aquele formado quando a força de adesão 
for maior que a de coesão. Ex: água. 
 
 
 Convexo: aquele formado quando a força de 
coesão é maior que a de adesão. Ex: mercúrio 
↪ Controle da temperatura; 
↪Participa de reações metabólicas: Hidrólise 
(catabolismo); Desidratação (anabolismo); 
↪Aspectos das estruturas são adaptados às 
propriedades físico-químicas da água; 
↪Estrutura das moléculas que a vida está 
fundamentada são consequências de interação com 
ambiente aquoso; 
↪A evolução dos seres vivos está relacionada à 
adaptação ao ambiente aquoso. 
 
Estrutura da molécula de água 
↪ Dois átomos de hidrogênio ligados a um oxigênio; 
↪ Hidrogênio: Camada de valência completamente 
dedicada à ligação; 
↪ Oxigênio: Partilha de dois pares dos seus seis 
elétrons; 
 
 
 
 
 
 
→ Arranjo final da molécula: 
 
 
 
 
 
 
 
Quanto maior a necessidade metabólica, mais 
necessidade de água. 
Água 
 
↪O núcleo do átomo de oxigênio atrai elétrons mais 
fortemente que o núcleo de hidrogênio (um próton), 
ou seja, o oxigênio é mais eletronegativo; 
↪ Oxigênio exibe dois pares de elétrons não 
compartilhados; 
↪ Formação de uma zona com carga elétrica 
negativa, que repele os átomos de hidrogênio; 
↪ Molécula não linear, formando um ângulo de 
104,45º; 
↪ Molécula tetraédrica irregular; 
↪ Com esse arranjo de elétrons, a água é polar, 
propriedade indispensável para os seres vivos; 
↪ Os elétrons não compartilhados do oxigênio 
podem forma ligações intermoleculares, com: H, N, P, 
S. 
Ponte de Hidrogênio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
↪ Esta interação intermolecular pode ser chamada 
também de ligações de hidrogênio; 
 ↪ É realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo 
mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio; 
 
 
 
↪ É característico em moléculas polares. Podem ser 
encontradas no estado sólido e liquido; 
↪ É a ligação mais forte de todas, devido à alta 
eletropositividade do hidrogênio e à alta 
eletronegatividade do flúor, oxigênio e nitrogênio; 
↪ Forma-se ponte de hidrogênio, por causa do 
tamanho do átomo de hidrogênio, que permite 
aproximação ao átomo de oxigênio da molécula de 
água adjacente; 
↪ Fornece coesão à água; 
↪ Fornece tensão superficial à água; 
↪ A água liquida tem moléculas em movimento e 
quando elas passam a 0,5ª de distância, se forma uma 
ponte de hidrogênio; 
↪ Quebra facilmente, durando apenas 10-12s; 
 
 
 
 
 
 
 
Estrutura do gelo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
↪No gelo, cada molécula de água forma quatro 
ligações de hidrogênio, o máximo possível para uma 
molécula de água, criando uma estrutura de rede 
regular; 
↪Por outro lado, na água líquida em temperatura 
ambiente e pressão atmosférica, cada molécula de 
água faz uma média de 3,4 ligações de hidrogênio com 
outras moléculas; 
Observações: 
↪ A colisão das moléculas de H2O se chama 
AUTOIONIZAÇÃO; 
↪O pareamento das fitas de ácido 
desoxirribonucleico (DNA) é feita por pontes 
de hidrogênio. 
↪Essa rede cristalina regular faz o gelo ser menos 
denso que a água líquida; portanto, o gelo flutua na 
água líquida; 
↪Tridimensional; 
↪ Orientação estática das moléculas de água, pois há 
perda de energia; 
↪ Expansão: baixa densidade em relação à água; 
↪ Propriedade indispensável para a origem da vida nos 
mares e oceanos: Sem essa característica, nos 
períodos de glaciação seria impossível desenvolver vida 
na água, mas o que ocorre é a presença de água 
líquida abaixo da superfície, sem ter que esperar a 
glaciação; 
 ↪ Forma hexágona perfeita. 
Solvente Universal 
↪ Solubilidade: Depende da capacidade de interagir 
com um soluto de maneira mais forte que as partículas 
do soluto têm em interagir entre si; 
↪ A água é solvente universal para substâncias 
hidrofílicas (afinidade com água); 
↪ Constante Dielétrica: 
↳Diminui a força de atração entre espécies carregadas 
e polares; 
↳A constante dielétrica da água é uma das maiores: 
78,5. 
 Lei de Coulomb: 
 
 F= K. Q1. Q2 
 D. r2 
F: Força entre duas cargas elétricas Q1 e Q2, que são 
separadas por uma distância r. 
D: Constante dielétrica do meio (solvente). 
K: Constante de proporcionalidade. 
 
 
 
A água interage eletrostaticamente 
com solutos carregados 
↪A água é um solvente polar. Ela dissolve 
prontamente a maioria das biomoléculas, que em geral 
são compostos carregados ou polares; 
↪Compostos que se dissolvem facilmente em água 
são hidrofílicos (do grego “que ama água”); 
 
↪Em contrapartida, solventes apolares, como 
clorofórmio e benzeno, são solventes ruins para 
biomoléculas polares, mas dissolvem prontamente 
moléculas hidrofóbicas (moléculas apolares como 
lipídeos e ceras); 
↪Compostos anfipáticos: possuem em sua molécula 
uma porção apolar e outra polar, que designa na 
formação de micelas. Como exemplo temos os sabões 
e detergentes, sua parte apolar interage com gorduras 
e sua parte polar interage com a água. 
 
 
 
 
 
Observação: 
↪ A natureza polar da água permite que 
ela se associe a íons. Exemplo: NaCl 
Observação: 
↪Porque é desfavorável dissolver uma 
substância hidrofóbica em água? Pois, a 
organização das moléculas de H2O perde 
entropia. 
→ Bicamada Lipídica: 
↪ Forma estrutura celular; 
↪ Aprisionamento de soluções aquosas; 
↪Aprisionamento de solutos polares. 
 
 
 
 
 
Ionização 
↪É quando uma molécula adquiri uma característica 
carregada, sejam positivas ou negativas; 
↪As moléculas de água apresentam uma leve, porém 
fisiologicamente importante tendência a se dissociar 
reversivelmente; 
↪Substância com caráter anfótero: doadora e 
receptora de prótons pela definição de Bronsted de 
Lowry. 
Constante de Equilíbrio da água 
↪A constante de equilíbrio (Kc) é um valor que 
relaciona as concentrações das espécies reagentes e 
do produto no momento em que ocorre o equilíbrio; 
 
↪É a concentração dos produtos divido pela 
concentração dos reagentes. 
 H20 H30
+ + OH- 
 
Kc= [H+] [OH--] 
 [H20] 
 [H20]=1000g : l8,05g/mol = 55,5M 
Kc=Kw= [H+] [OH-] 
 [H20] 
Kw. [H20] = [H
+] [OH-] 
 
 
↪Nas condições ambientes, a 25ºC, o Kw é 1..10-14 
↪A água pura deve manter uma quantidade equimolar 
de H+ e OH-. 
 [H+] [OH--] = x 
 Kw= x . x 1.10-14 = x2 
 x = 1.10 -7 mol/L 
↪ Soluções com [H+] = 10-7 : Neutras 
↪ Soluções com [H+] > 10-7 : Básicas 
↪ Soluções com [H+] < 10-7 : Ácidas 
Kw= [H+] [OH-] 
 
Tira a raiz 
quadrado dos dois 
lados 
Ph 
↪Potencial de hidrogeniônico ou concentração de 
H+ em um meio. 
 
↪ Johannes Bronsted e Thomas Lowry 
↳ Ácido: Substâncias que podem doar prótons H+. 
↳ Base: Substânciasque podem aceitar prótons. 
 H2O + H20 H30
+ + OH- 
 Ácido conjugado da base 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Fórmula 
 
 
 
 Ou 
 
 
Exemplos: 
1. Qual o pH de uma solução com [H+]=1,0x10-8 mol/L? 
ph= -logx [1,0x10 -8 ] 
pH= -[log 1,0 + log 10-8] 
pH= -1 x (-8) 
pH= 8 
Solução básica 
2. Qual o pH de solução [H+]=2,0 x 10-6 mol/L? 
Observação: log 2,0= 0,3 
pH= -logx [2,0 x 10-6] 
pH= -[log 2,0 + log 10-6] 
pH=-( log 0,3 + (-6)) 
pH= -(5,7) 
pH= 5,7 
Observações: 
 
↪O cientista Friedrich Kohlrausch (1840-1910) 
foi o primeiro a propor que a água pura 
conduz eletricidade, ainda que em pequena 
escala. Isso ocorre porque a água se 
comporta de modo anfótero; isto é, em 
determinadas ocasiões ela age como ácido, 
doando prótons (H+); e em outras se 
comporta como base, recebendo prótons; 
 
↪Isso significa que a água realiza a sua 
própria ionização; 
 
↪Íon Hidrônico (H3O) e o íon Hidróxido(OH
-). 
 
 Base conjugada do ácido 
 
 Simplificação: H2O H
+ OH- 
 
 
 
pH= -logx [H+] 
 
pH= -logx [H3O
+] 
 
Solução ácida 
 
pOH 
↪ É a sigla utilizada para indicar a concentração em 
mol/L de ânions hidróxido (OH-) em uma solução; 
↪Potencial hidroxiliônico. 
 
 
 Kw = [ H30
+ + OH- ] pKw = ph +pOH 
 
 1.10 -14 14 
 
 
 
Solução Tampão 
↪A solução-tampão é uma solução que mesmo com a 
adição de um ácido ou base, não sofre variação de pH. 
Ou seja, a solução tamponada é resistente às variações 
de pH.; 
↪Geralmente, são soluções compostas de um ácido 
fraco e um sal correspondente a esse ácido. Ou ainda, 
uma base fraca e um sal correspondente a essa base. 
 
 
 
 
 
Curvas de titulação 
 
↪Em um meio originalmente cheio de Ácido acético e 
com Ph baixo, adicionamos NaOH com o intuito de 
mudar o Ph..O Ph começa a aumentar na medida em 
que adicionamos essa base forte; 
↪Até que o próprio acetato (um ácido fraco) age 
como tampão e impede variações bruscas no Ph; 
↪Quando a concentração de ácido acético é igual a 
concentração de acetato e o Ph da solução é igual ao 
Pka da base forte adicionada estamos no ponto de 
inflexão ( onde o tampão tem ação máxima ); 
↪Adicionando cada vez mais base, o meio saí da faixa 
tamponante e atinge o Ph=7, isso é a neutralidade 
(quando a [H+] é igual a [OH-]); 
↪Ao adicionar ainda mais base no meio, atinge a 
equivalência (quando toda a solução jogada no sistema 
é neutralizada).. 
↪Fórmula de Henderson – Hasselbalch: 
↳É usada para predizer as propriedades de soluções eu 
contenham o par ácido-base conjugada usadas para 
controlar o pH de misturas de reação (soluções 
tampões). 
pH= pKa+ log [A-]/[HA] 
[A-]= Concentração da base. 
[HA]= Concentração de ácido. 
Exemplo 
 NaOH o,oo1 mol/L = 10-3 
 [OH] = 10 -3 pOH = 3 
 [ H+] = 10-11 pH = 11 
 
Fórmula