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Macromoléculas • Estrutura e função das classes principais dos
constituintes celulares. • Para cada classe de moléculas orgânicas: ⇒ Química covalente das unidade monoméricas (aminoácidos, monossacarídios, nucleotídios e ácidos graxos) ⇒ Estruturas das macromoléculas e dos complexos supramoleculares
Sistemas vivos • As macromoléculas poliméricas, embora
longas, são entidades químicas altamente ordenadas, com seqüências específicas de subunidades monoméricas dando origem a discretas estruturas e funções.
Princípios da química da vida: • A estrutura única de cada macromólecula • •
determina sua função; As interações não-covalentes desempenham um papel crítico na estrutura e, portanto, na função das macromoléculas; As subunidades monoméricas nas macromoléculas poliméricas ocorrem em seqüências específicas, representando uma forma de informação sobre a qual o estado de vida ordenada depende.
Relação entre estrutura e função em macromoléculas. • Nas proteínas, que exibem uma diversidade
extraordinária de funções, por exemplo: ⇒Uma seqüência de aminoácidos polimérica particular produz uma estrutura fibrosa forte, encontrada no cabelo e na lã; ⇒Uma outra produz uma proteína que transporta oxigênio no sangue; ⇒Uma terceira se liga a outras proteínas e catalisa a clivagem de ligações entre os seus aminoácidos.
Relação entre estrutura e função em macromoléculas. • Os açúcares unidos tornam-se armazéns
de energia, fibras estruturais e pontos de reconhecimento molecular específicos; • Os nucleotídios enfileirados no DNA ou RNA fornecem o projeto para um organismo inteiro; • Os lipídios agregados formam membranas.
LIGAÇÕES QUÍMICAS EM BIOMOLÉCULAS • Das unidades monoméricas para os polímeros • •
maiores, o foco químico desloca-se das ligações covalentes, para as interações não-covalentes. Por que? As propriedades das ligações covalentes tanto nas subunidades monoméricas quanto nas ligações que as conectam em polímeros colocam restrições nas formas assumidas pelas moléculas grandes.
Ligações não-covalentes • Importância: • Ditam as conformações nativas estáveis das • • • •
grandes moléculas, enquanto permitem a flexibilidade necessária para sua função biológica; São essenciais para o poder catalítico das enzimas; Para a interação crítica dos pares de bases complementares nos ácidos nucléicos; Para o arranjo e as propriedades dos lipídios nas membranas; E para a interação de um hormônio ou fator de crescimento com seu receptor de membrana.
IMPORTÂNCIA DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS FRACAS 1. Ligações covalentes não podem ser as responsáveis pelas interações entre moléculas na célula, pois, por definição, numa ligação covalente os átomos unidos devem pertencer a uma mesma molécula. 2. Ligações fracas ocorrem entre átomos de uma mesma molécula ou moléculas diferentes. Por Ex.: a Hemoglina é mantida por ligações fracas. 3. São responsáveis pela força e especificidade do reconhecimento entre as biomoléculas. 4. Uma ligação química é uma força atrativa que mantém átomos juntos.
IMPORTÂNCIA DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS FRACAS 5. Ligações fracas são facilmente quebradas. 6. Dois H mantidos por ligação covalente H2 são separados por 0,74 A° enquanto que por Van der Waals 1,2 A°. 7. O máximo de ligações covalentes valência (oxigênio tem 2 valências).
no de
8. No caso de ligações fracas, o fator limitante é puramente espacial.
IMPORTÂNCIA DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS FRACAS
9. O ângulo entre duas ligações covalentes é sempre o mesmo. Por exemplo:
−
H
−
Todas tem 109°
H −C − H H
para ligações fracas o ângulo é variável. 10. Quanto mais forte a ligação, maior a energia liberada por ela. A+B AB + energia
IMPORTÂNCIA DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS FRACAS 11. As ligações podem ser quebradas por calor, radiação, etc. AB + energia A+B 12. Ligações fracas têm energias que variam de 1 a 7 kcal/mol e são constantemente feitas e quebradas. 13. Moléculas polares facilitam a formação de ligações fracas.
0,95 Å
H+ 105°
O2-
Raio de Van der Waals p/ o oxigênio é 1,4 Å
H+ Raio de Van der Waals p/ o hidrogênio é 1,2 Å
ESTRUTURAS MOLECULARES
Tipos de LIGAÇÕES QUÍMICAS FRACAS a) Forças de Van der Waals b) Pontes de hidrogênio c) Ligações iônicas d) Ligações hidrofóbicas
Quatro tipos de interações nãocovalentes (“fracas”) entre biomoléculas dissolvidas em solvente aquoso.
Van der Waals Força atrativa que se origina pela aproximação de dois átomos ou moléculas. Energia ≈ 1 kcal/mol Elemento
Raio de van der Waals (nm)
Raio covante (ligação simples
H
0,1
0,030
O
0,14
0,074
N
0,15
0,073
C
0,17
0,077
S
0,18
0,103
P
0,19
0,110
I
0,22
0,133
“Acredito que a medida que os métodos da química estrutural forem aplicados aos problemas fisiológicos se descobrirá que o significado das pontes de hidrogênio para a fisiologia é maior que qualquer outra característica estrutural”. Linus Pauling (The Nature of the Chemical Bond, 1939)
• Por que estudar esta molécula? • Principal razão: porque suas propriedades
afetam a estrutura e a função de todos os outros constituintes celulares. • Porque é a substância mais abundante nos nos organismos vivos, perfazendo 70% ou mais do peso da maioria dos organismos.
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. Os primeiros organismos vivos surgiram em um ambiente aquoso, e o curso da evolução foi moldado pelas propriedades do meio aquoso onde a vida começou.
Estados físicos da água VAPOR
LÍQUIDO
GELO
• Além de ser abundante, a água é central
para a bioquímica pelas seguintes razões:
1 – As forças de atração entre as moléculas da água e a leve tendência da água em ionizar são de importância crucial para a estrutura e função das biomoléculas.
• Além de ser abundante, a água é central
para a bioquímica pelas seguintes razões:
2 – A molécula da água e seus produtos de ionização , H+ e OH–, influenciam profundamente a estrutura, a automontagem e as propriedades de todos os componentes celulares, incluindo proteínas, ácidos nucléicos e lipídios.
• Além de ser abundante, a água é central
para a bioquímica pelas seguintes razões:
3 – As interações não-covalentes são decisivamente influenciadas pelas propriedades de solvente da água, incluindo sua capacidade de formar pontes de hidrogênio com ela própria e com os solutos.
• Além de ser abundante, a água é central
para a bioquímica pelas seguintes razões:
4 – Praticamente todas as moléculas biológicas adotam suas formas (e, portanto suas funções) em resposta às propriedades físicas e químicas da água circundante.
• Além de ser abundante, a água é central
para a bioquímica pelas seguintes razões:
5 – O meio para a maioria das reações bioquímicas é a água. Reagentes e produtos de reações metabólicas, nutrientes, assim como produtos de descarte, dependem da água para o transporte dentro e entre as células.
• Além de ser abundante, a água é central para a bioquímica pelas seguintes razões:
6 – A própria água participa ativamente de muitas reações químicas que dão suporte à vida. Com freqüência, os componentes iônicos da água, os íons H+ e OH−, são os verdadeiros reagentes. A reatividade de muitos grupos funcionais nas moléculas biológicas depende, de fato, das concentrações relativas de H+ e OH− no meio circundante.
• Além de ser abundante, a água é central
para a bioquímica pelas seguintes razões:
7– A oxidação da água para produzir oxigênio molecular, O2, é uma reação fundamental da fotossíntese, o processo que converte a energia solar em uma forma química utilizável. A utilização dessa energia acaba por levar à redução de O2 novamente a H2O.
Todos os organismos necessitam de água. • Criatura marinhas – que passam suas vidas em um ambiente aquoso; • Organismos terrestres – que devem resguardar seu interior aquoso com uma pele protetora. • Organismos vivos são encontrados onde quer que exista água líquida – em fontes tão quentes quanto 105°C e nos sulcos e fendas entre pedras centenas de metros sob a superfície terrestre. Os organismos que sobrevivem ao dessecamento o fazem somente por permanecerem dormentes, como ocorre com sementes e esporos. esporos
• A natureza incolor, inodora e insípida da
água dissimula sua importância fundamental para os seres vivos. • Apesar da aparência suave aos nossos sentidos, a água pode ser considerada qualquer coisa, menos inerte. • Suas propriedades físicas – únicas entre moléculas do mesmo tamanho – fornecemlhe um poder sem igual como solvente.
1 Å = 10-10 m)
Pontes de Hidrogênio • As pontes de Hidrogênio entre as
moléculas da água fornecem as forças coesivas que tornam a água um líquido à temperatura ambiente e que favorecem o extremo ordenamento das moléculas, o que é típico da água cristalina (gelo).
104,5°
Tetraedro perfeito - 109,5°
Cada átomo de H de uma molécula de água compartilha um par de elétrons com o átomo central de O. A geometria da molécula descreve um tetraedro grosseiro, com um átomo de H em cada um dos dois cantos e pares de elétrons não compartilhados nos outros dois cantos.
Compartilhamento desigual de elétrons
e = carga do elétrom
A natureza dipolar da molécula de água é mostrada ao lado. As linhas pontilhadas em (a) representam os orbitais que não formam ligações. Existe um arranjo quase tetraédrico dos elétrons da camada mais externa ao redor do átomo de oxigênio; os dois átomos de hidrogênio apresentam cargas elétricas parciais positivas localizadas (δ+ ou 0,33e), e o átomo de oxigênio, uma carga parcial negativa (2δ- ou 0,66e).
• As atrações eletrostáticas entre os dipolos de
•
moléculas de água são cruciais para as propriedades da água e para sua função como solvente bioquímico. Moléculas de água vizinhas tendem a orientarse, de modo que a ligação OH de uma molécula (a porção positiva) aponta para um par de elétrons de outra molécula de água (a parte negativa). A associação intermolecular direcional resultante é conhecida como Ponte de Hidrogênio.
Duas moléculas de H2O unidas por uma ponte de hidrogênio (designada por três linhas azuis) entre o átomo de oxigênio da molécula que está acima e o átomo de hidrogênio da molécula que está abaixo. As pontes de H são mais longas e mais fracas que as ligações covalentes O H.
Representação: DHA Onde DH é um grupo doador fracamente ácido, como OH, NH ou ocasionalmente SH, e A é um átomo aceptor fracamente básico, tal como O, N ou, às vezes, S.
O arranjo quase tetraédrico dos orbitais ao redor do átomo de oxigênio permite a cada molécula de água formar pontes de hidrogênio com até quatro outras moléculas de água vizinhas.
Na água líquida, à temperatura e à pressão atmosférica ambientes, as moléculas de água estão desorganizadas e em contínuo movimento, de modo que cada molécula forma pontes de H com cerca de outras 3 ou 4 moléculas. Apesar de a energia de uma ponte de H, de modo isolado (~ 23 kJ.mol−1), ser relativamente pequena (p. ex., a energia de uma ligação covalente OH é de 470 kJ.mol−1 ou 348 kJ.mol−1 para a ligação C─C), o grande número de pontes de hidrogênio em um amostra de água é a chave para suas propriedades notáveis.
No gelo, por outro lado, cada molécula de água está fixa em um determinado espaço e forma pontes de H com outras quatro moléculas de água originando uma rede regular. A estrutura do gelo fornece um exemplo da força cumulativa de muitas pontes de H. Quebrar essa rede requer muita energia térmica.
• Estudos de difração de raios X e de nêutrons
mostraram que as moléculas de água no gelo estão arranjadas em uma estrutura excepcionalmente aberta. Cada molécula está no centro de um tetraedro. Em conseqüência de sua estrutura aberta, a água é uma das poucas substâncias que se expande sob congelamento (em 0°C, a água líquida tem uma densidade de 1,00 g.mL−1, ao passo que o gelo tem uma densidade de 0,92 g.mL−1).
A rede cristalina do gelo ocupa mais espaço que o mesmo número de moléculas de H2O ocupa na água líquida; assim, o gelo é menos denso que a água líquida e, portanto, nela flutua.
Aglomerados oscilantes de moléculas de água na fase aquosa.
Embora, em qualquer instante, a maioria das moléculas na água líquida esteja engajada na ponte de H, o tempo de vida de cada ponte de H é de apenas 1 a 20 picossegundos (1 ps = 10−12s). Depois da quebra forma-se outra, com o mesmo parceiro ou um outro novo, dentro de 0,1 ps. O termo “aglomerados oscilantes” é apropriado para designar grupos de vida curta de moléculas ligadas entre si por pontes de H na água líquida. A soma de todas as pontes de H acarreta uma grande coesão interna à água líquida.
ENTROPIA DO SISTEMA • Durante a fusão ou evaporação, a entropia do sistema aquoso aumenta à medida que arranjos altamente ordenados de moléculas de água se relaxam em um arranjo menos ordenado de pontes de H na água líquida ou no totalmente desorganizado estado gasoso.
• H2O (sólida) → H2O (liquida) ∆H = +5,9 kJ/mol • H2O (liquida) → H2O (gás) ∆H = +44,0 kJ/mol
A água como solvente • É considerado o “solvente universal”. A água
certamente dissolve mais tipos de substâncias e em quantidades maiores do que qualquer outro solvente. • Seu caráter polar a torna um ótimo solvente para substâncias polares e iônicas (hidrofílicas → do grego, hydro, água + philos, gostar). • Substâncias apolares são insolúveis em água (hidrofóbicas → do grego, hydro, água + phobos, medo).
Por que os sais são dissolvidos em água
• Os solventes polares enfraquecem as interações eletrostáticas entre íons de carga oposta, podendo manter os íons separados.
A água interage eletrostaticamente com solutos carregados. • A água dissolve facilmente biomoléculas
carregadas, compostos com grupos funcionais como ácidos carboxílicos ionizados (─COO‾), aminas protonadas (─NH3+) e ésteres de fosfato ou anidridos, substituindo pontes de H soluto-soluto com pontes soluto-água, exibindo dessa forma, as interações eletrostáticas entre as moléculas do soluto.
Por que os sais são dissolvidos em água
• Os dipolos das moléculas de água circundantes estão •
orientados de acordo com a carga do íon. O íon é, dessa forma, circundado por várias camadas concêntricas de moléculas de solvente orientadas. Diz-se que tais íons estão solvatados, ou, quando o solvente for água, hidratados.
A água como solvente • A solubilidade de substâncias polares e iônicas são aumentadas quando elas possuem grupos funcionais.
• Ex.: grupo hidroxila (OH), carbonila
(C=O), carboxila (COOH) e amino (NH2).
• Estes grupos podem formar ligações de H com a água.
A água forma pontes de H com solutos polares. • As pontes de H não são exclusivas da
água. • Elas se formam facilmente entre um átomo eletronegativo (receptor do H, usualmente O ou N) e um átomo de H ligado covalentemente a outro átomo eletronegativo (o doador de H) na mesma molécula ou em outra.
Algumas pontes de H de importância biológica. Os álcoois, aldeídos, cetonas e compostos que apresentam ligações N−H formam pontes de H com moléculas de água e tendem a ser solúveis na água. gua
Pontes de H • Os átomos de H ligados de maneira covalente
•
aos átomos de C não participam nas pontes de H, porque o Carbono é apenas levemente mais eletronegativo que o H e portanto a ligação C─H é muito fracamente polar. Biomoléculas polares mas não carregadas como os açúcares dissolvem-se facilmente na água por causa do efeito estabilizante das pontes de H entre os grupos hidroxila ou o oxigênio da carbonila do açúcar e as moléculas polares da água.
As ligações de H são estruturas lineares, altamente direcionais. As pontes de H são mais fortes quando as moléculas por elas unidas estão orientadas de forma a maximizar a interação eletrostática, o que ocorre quando o átomo de H e os dois átomos que o compartilham estão localizados em uma mesma linha reta, isto é, quando o átomo aceptor está alinhado com a ligação covalente entre o átomo doador e o H.
Gases não-polares são pouco solúveis na água.
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.
Orientação de moléculas de água ao redor de um soluto apolar. Para maximizar o número de pontes de H, as moléculas de água formam uma “gaiola” ao redor do soluto. As linhas pretas representam pontes de H.
Moléculas anfifílicas formam Micelas e bicamadas. • Todas as moléculas ou íons dissolvidos na água interferem com as pontes de hidrogênio de algumas moléculas de água que estão na sua vizinhança imediata, mas solutos polares ou carregados (como NaCl) compensam a perda de pontes de H água-água, formando novas interações água solutos. Solutos hidrofóbicos, não oferecem essa compensação.
Moléculas anfifílicas formam Micelas e bicamadas. • A extensa rede de pontes de H nas
moléculas de água líquida é perturbada com a introdução de um grupo apolar. Uma vez que um grupo apolar não pode aceitar nem doar pontes de H, as moléculas de água na superfície de uma cavidade ocupada pelo grupo apolar não podem formar pontes de H com outras moléculas de água da maneira usual.
Moléculas anfifílicas formam Micelas e bicamadas. • As moléculas de água na superfície, então,
orientam-se para formar uma rede de pontes de H envolvendo a cavidade. O número de moléculas de água organizadas é proporcional à área da superfície do soluto hidrofóbico preso dentro da gaiola de moléculas de água. Esse ordenamento ao redor de grupos apolares se expande por várias camadas além da primeira capa de hidratação do soluto apolar.
Moléculas anfifílicas formam Micelas e bicamadas.
• Moléculas de água altamente organizadas formam “gaiolas ao redor das cadeias alquílicas hidrofóbicas.
De que modo as moléculas anfipáticas interagem com um solvente aquoso? A água tende a hidratar a porção hidrofílica das moléculas, mas também tende a excluir a porção hidrofóbica. As moléculas anfipáticas, como conseqüência disso, tendem a formar agregados estruturalmente ordenados. Por exemplo, micelas, que são glóbulos com milhares de moléculas anfipáticas organizadas de maneira que os grupos hidrofílicos na superfície do glóbulo possam interagir com o solvente aquoso, enquanto os grupos hidrofóbicos se associam no centro, longe do solvente.
Biomoléculas são anfipáticas ou anfifílicas A maioria das moléculas biológicas possui segmentos polares (ou carregados) e apolares, sendo simultaneamente hidrofílicas e hidrofóbicas.Por isso são chamadas anfipáticas (do grego amphi, ambos; pathos, paixão). Dispersão de lipídios em água. Cada molécula de lipídio força as moléculas de água circunvizinhas a ficar altamente organizadas.
Biomoléculas são anfipáticas ou anfifílicas • Aglomerados de moléculas de
•
lipídios. Somente as porções lipídicas das bordas da associação forçam a organização da água. Poucas moléculas de água são organizadas e a entropia aumenta. Micelas. Todos os grupos hidrofóbicos são seqüestrados da água; a concha organizada de moléculas de água é minimizada, e posteriormente a entropia aumenta.
• Enquanto separadas, tanto
a enzima como o substrato forçam as moléculas de água da vizinhança a formar uma concha ordenada. A ligação do substrato à enzima libera um pouco da água ordenada, resultando em aumento da entropia que fornece um empurrão termodinâmico em direção à formação do complexo enzima-substrato.
Biomoléculas são anfipáticas ou anfifílicas
O اا CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2−C−O− Cadeia hidrofóbica do palmitato
Grupo cabeça hidrofílico
Bicamadas lipídicas da membrana celular
Os solutos afetam as propriedades coligativas das soluções aquosas.
• Nosso interior aquoso é bastante diferente
da água pura: o fluído dentro das células e o que as circunda em organismos multicelulares são repletos de substâncias dissolvidas que vão desde pequenos íons inorgânicos até grandes agregados moleculares.
Os solutos afetam as propriedades coligativas das soluções aquosas.
• Solutos
de qualquer tipo, quando dissolvidos, afetam certas propriedades físicas do solvente água: sua pressão de vapor, ponto de ebulição, ponto de fusão (ponto de congelamento) e pressão osmótica, uma vez que o efeito do soluto sobre essas quatro propriedades tem a mesma base: a concentração da água é menor em soluções que em água pura.
Solutos alteram as propriedades coligativas das soluções a) Em água pura, cada molécula na superfície é água e todas contribuem para a pressão de vapor. Cada uma das moléculas na solução é água e pode contribuir para a formação de cristais de gelo. A uma pressão de 1 atm., a água pura ferve a 100ºC e se congela a 0º.
Solutos alteram as propriedades coligativas das soluções Nessa solução, a concentração efetiva da H2O é reduzida; apenas 3 de cada 4 moléculas na superfície e na fase aquosa são água. A pressão de vapor da água e a tendência da água líquida para entrar no cristal são reduzidas proporcionalmente. Similarmente, a probabilidade de uma molécula de água colidir e associar-se a um cristal de gelo em formação é reduzida quando algumas das moléculas que colidem com o cristal são moléculas de solutos, e não água. O efeito é a diminuição do ponto de congelamento. b)
OSMOSE • Movimentação da água através de uma
membrana semipermeável direcionada pelas diferenças nas pressões osmóticas. As membranas plasmáticas são mais permeáveis à água que a maior parte das outras moléculas pequenas, íons e macromoléculas.
• PRESSÃO OSMÓTICA de uma solução é a
pressão que deve ser aplicada para evitar o fluxo de água ao seu interior; essa pressão é proporcional à concentração de soluto.
Osmose e medida da pressão osmótica a)
Estado inicial. O tubo contém uma solução aquosa, o béquer contém água pura e a membrana semipermeável permite a passagem de água, mas não a de soluto. A água do béquer flui para o interior do tubo, para igualar a sua concentração, através da membrana. b) Estado final. A água fluiu para a solução do composto nãopermeante, diluindo-a e aumentando a coluna de água dentro do tubo. No equilíbrio, a força da gravidade, operando na c) A pressão osmótica (Π) é medida solução do tubo, contrabalança como sendo a força que deve ser exatamente a tendência de a água aplicada para retornar a solução no se mover para o interior do tubo, tubo ao nível da água no béquer. Essa onde a sua concentração é menor. força é proporcional à altura h da coluna em (b).
Pressão osmótica • Quando uma solução aquosa é separada da
•
água pura por uma membrana permeável tanto a água quanto a solutos, os solutos movem-se para fora da solução mesmo quando a água se move para dentro. As moléculas movem-se aleatoriamente, ou difundem-se, até que a concentração do soluto seja a mesma nos dois lados da membrana. Nesse ponto, o equilíbrio é estabelecido, isto é, não há mais fluxo líquido de água ou soluto (apesar de as moléculas continuarem a moverse e colidirem).
OSMOLARIDADE • Soluções isotônicas = soluções de igual
osmolaridade. • Soluções hipertônicas = com maior osmolaridade que o citosol. • Soluções hipotônicas = com osmolaridade menor que o citosol
O efeito da osmolaridade extracelular no movimento de água através da membrana plasmática. Para uma solução 1 M, a pressão osmótica é de 22,4 atm.
Osmolaridade • Pressão osmótica é a tendência da água
em se movimentar através de uma membrana semipermeável para igualar a osmolaridade nos dois compartimentos.
• Nos seus ambientes naturais, as células
geralmente contêm maiores concentrações de biomoléculas e íons que o meio circundante, de tal forma que a pressão osmótica tende a direcionar água para dentro das células.
Difusão • A difusão de solutos é a base para a
técnica de diálise. • Neste processo, solutos menores que o tamanho do poro da membrana de diálise passam livremente entre a amostra e a solução, até que o equilíbrio seja alcançado.
Propriedades Químicas da ÁGUA • A água não é somente um componente
passivo da célula ou do ambiente extracelular. Devido às suas propriedades físicas, ela define as solubilidades de outras substâncias. Da mesma forma, as propriedades químicas da água determinam o comportamento de outras moléculas em solução.
Propriedades Químicas da ÁGUA
• Ionização da água. • Química ácido-base. • Tampões.
Ionização da água • Como todas as reações reversíveis, a
ionização da água pode ser descrita por uma constante 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]
A água pura é levemente ionizada • As moléculas de água possuem uma leve
tendência para sofrer ionização reversível para produzir um íon hidrogênio (um próton) e um íon hidróxido, considerando o equilíbrio.
Ionização da água • Prótons livres não existem em solução. Os íons hidrogênio formados na água são imediatamente hidratados a íons hidroxônios – H3O+. • As pontes de hidrogênio tornam a hidratação dos prótons dissociados virtualmente instantânea.
Ionização da água • A ionização da água pode ser medida pela sua condutividade elétrica.
• As mobilidades iônicas do H+ e OH-
são muito maiores que as de outros íons (Na+, K+ e Cl-)
• Essa alta mobilidade iônica resulta de uma espécie de “saltos de prótons”
Saldo de prótons em uma série de moléculas de água ligadas por pontes de H realizam um movimento real extremamente rápido de um próton em uma longa distância. A doação de prótons também é responsável pela observação que reações ácido-base estão entre as reações mais rápidas que ocorrem em solução aquosa.
Ionização da água • A ionização reversível da água é crucial
para o papel desta molécula na função celular e pode ser expressa em termos quantitativos. • A posição de equilíbrio de qualquer reação química é dada pela sua constante de equilíbrio, Keq. A + B
⇔
C + D
Constante de equilíbrio, Keq • Pode ser definida em termos das concentrações dos reagentes (A e B) e produtos (C e D) em equilíbrio.
Keq =
[C] [D] [A] [B]
• A Molaridade é a unidade de concentração usada no cálculo da Keq.
Constante de equilíbrio, Keq • A constante de equilíbrio é fixa e
característica para qualquer reação química em uma temperatura especificada. • Ela define a composição da mistura de equilíbrio, independente das quantidades iniciais dos reagentes e produtos. • A variação da energia livre (∆G°) é diretamente relacionada a Keq.
A ionização da água é expressa por uma constante de equilíbrio. • O grau de ionização da água em equilíbrio é pequeno; a 25°C apenas duas de cada 109 moléculas de água pura são ionizadas em qualquer instante. • A constantante de equilíbrio para a ionização reversível da água é:
Keq =
[H+] [OH-] [H2O]
Ionização da água • Em água pura a 25°C, a concentração da água é: m = n1/V ou n1 = m1/ M1 onde m = molaridade ou concentração molar da solução. n1 = n° de mols V = volume da solução em litros. M1 = massa molar do soluto m1 = massa do soluto em gramas. • Assim : m = n1/ M1 .V
Ionização da água n1 = m1/ M1 ∴ n1 =
1.000g.L-1 18,015g/mol
= 55,5 mol/L
18,015 g → 1 mol 1.000 g → χ ∴ χ = 55,5 mol m = n1/ V m = 55,5 mol.L-1/ 1L
Massa Molecular da H2O H = 1,008g x 2 = 2,016g O = 15,999g x 1 = 15,999g
m = 55,5 mol ou 55,5 M
18,015g
Ionização da água Keq =
[H+] [OH-] [H2O]
∴
(55,5 M)(Keq) = [H+] [OH-] (55,5 M)(Keq) = Kw Kw = [H+] [OH-]
Keq =
[H+] [OH-] [55,5]
Keq para a água pura a 25ºC determinado por medidas de condutividade elétrica é 1,8 x 10-16 M.
(55,5 M) x 1,8 x 10-16M = Kw 99,9 x 10-16 M2 = Kw ≅ 100 x 10-16 M2 1 x 102 x 10-16 M2 = Kw ∴ Kw = 1 x 10-14 M2
Ionização da água • Uma vez que a concentração da H2O ([H2O]) não
dissociada é tão maior que as concentrações dos íons que a compõem, ela pode ser considerada constante e incorporada à K, para produzir uma expressão para a ionização da água.
Kw = [H+] [OH-]
• O valor de Kw (constante de ionização da água) é 10-14 M2 a 25°C, quando houver concentrações exatamente iguais de [H+] e [OH-], como na água pura e a solução tem, então, pH neutro.
Ionização da água Kw = [H+] [OH-] a 25ºC Kw = 1 x 10-14 M2 ∴ [H+] [OH-] = 1 x 10-14 M2 Na água pura as [H+] = [OH-] [H+] [H+] = 1 x 10-14 M2 [H+]2 = 1 x 10-14 M2 [H+] = √ 1 x 10-14 M2 ∴ [H+] = 1 x 10-7 M Se na água pura [H+] = [OH-] logo, [H+] = 1 x 10-7 M e [OH-] = 1 x 10-7 M
Ionização da água • A água pura deve conter quantidades
equimolares de [H+] e [OH-], de forma que [H+] = [OH-] = (Kw)1/2 = 10-7 M
• [H+] e [OH-] estão reciprocamente relacionadas. • Portanto, quando [H+] é maior que 10-7 M, [OH-] necessariamente é menor, e vice-versa.
Ionização da água Então, • 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 escala de pH designa as concentrações de H+ e OH• Os 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, que foi proposta por Soren Sorenson (1909): pH = log 1+ [H ] ou pH = – log [H+]
• Quanto mais alto for o pH, menor será a [H+] • Quanto menor for o pH, maior será a [H+]
A escala de pH designa as concentrações de H+ e OH-
• O produto iônico da água, Kw é a base para a • •
escala de pH. O símbolo p denota “logaritmo negativo de”. Para uma solução precisamente neutra a 25ºC, na qual a [H+] = 1 x 10-7 M, o pH pode ser calculado como segue: pH = log
1 ∴ pH = log (1 x 107) 1 x 10-7 M
pH = log 1,0 + log 107 ∴ log 1,0 + 7 log 10 pH = 0 + 7 . 1 ∴ pH = 7
A escala de pH O valor 7 para o pH de uma solução precisamente neutra não é escolhido arbitrariamente, ele deriva do valor absoluto do produto iônico da água a 25 ºC que, por coincidência conveniente, é um número inteiro.
pH de alguns fluidos aquosos
Ácidos fracos e bases fracas têm constantes de dissociação características
• Ácido clorídrico • Ácido sulfúrico • Ácido nítrico
Ácido fortes estão completamente ionizados em soluções aquosas diluídas.
• Hidróxido de sódio • Hidróxido de potássio
Bases fortes também estão completamente ionizadas.
Ácidos fracos e bases fracas têm constantes de dissociação características
• O maior interesse dos bioquímicos são as
propriedades dos ácidos e bases fracos – aqueles que não estão completamente ionizados quando dissolvidos em água, e que são muito comuns nos sistemas biológicos, desempenhando papéis importantes no metabolismo e na sua regulação.
• • •
Ácidos → doadores de prótons. Bases → aceptoras de prótons. Um doador de próton e seu correspondente receptor constituem um par ácido-base conjugado.
Os pares ácido-base conjugados são constituídos de um doador de prótons e um aceptor de prótons.
Ácidos fracos e bases fracas têm constantes de dissociação características
• A reação ácido-base: HA + H2O ↔ H3O+ + AÉ frequentemente abreviada como HA ↔ H+ + A• A força de um ácido é especificada por sua constante de dissociação. • A constante de equilíbrio (Keq) da reação reversível é: + Keq =
[H ] [A ] [HA]
= Ka
Ácidos fracos e bases fracas têm constantes de dissociação características
• As constantes de equilíbrio para as
reações de ionização são usualmente chamadas de constantes de dissociação, designadas Ka. • Os valores de pKa, que é análogo ao pH é definido pela equação: pKa = log
1 Ka
= – log Ka
• Quanto maior a tendência para dissociar um próton, mais forte é o ácido e menor é o seu pKa.
As curvas de titulação revelam o pKa dos ácidos fracos.
• A titulação é usada para determinar a
concentração de um ácido em uma dada solução. Um volume conhecido do ácido é titulado com uma solução de uma base forte (NaOH de concentração conhecida). • O gráfico dos valores de pH em função do volume de NaOH adicionado (uma curva de titulação) revela o pKa do ácido fraco.
Curva de Titulação do Ácido Acético A região sombreada é a região de maior capacidade tamponante útil, geralmente entre 10% e 90% da titulação do ácido fraco.
Tampões • No ponto médio da curva de titulação do
ácido acético, o pH é igual ao seu pKa. • O tamponamento resulta do equilíbrio de duas reações reversíveis que ocorrem em uma solução que contém quantidades quase iguais de um doador e seu aceptor de prótons conjugado. • Cada par ácido-base conjugado tem uma zona característica de pH na qual ele atua com um tampão efetivo.
Tampões • A curva de titulação do ácido acético apresenta
• •
uma região relativamente pouco inclinada, estendendo-se por uma unidade de pH em ambos os lados de seu pH médio 4,76. Essa zona relativamente plana é a região de tamponamento do par ácido acético-acetado. No ponto médio da região tamponante, a concentração do doador de prótons (ác. Acético) se iguala exatamente a do aceptor de prótons (acetato), o poder tamponante do sistema é máximo, isto é, as mudanças no pH provocadas pela adição de H+ e OH- são mínimas.
Curva de Titulação do Ácido Acético
• Dois equilíbrios reversíveis estão
envolvidos no processo: H20 H+ + OH– HAc H+ + Ac– • As constantes de equilíbrio são respectivamente: Kw = [H+] [OH–] = 1 x 10–14 M2 Keq
+] [Ac-] [H = = 1,74 x 10–5 M [HAc]
Ação tamponante contra as variações de pH nos Sistemas Biológicos
• Quase todos os processos biológicos são
dependentes do pH; uma pequena variação no pH produz uma grande variação na velocidade do processo. • As células e os organismos mantêm um pH citosólico constante e específico, próximo de pH 7,0 - o que mantém as biomoléculas em seu estado iônico ótimo.
Ação tamponante contra as variações de pH nos Sistemas Biológicos
• A constância do pH é conseguida primariamente •
•
pelos tampões biológicos: misturas de ácidos fracos e suas bases conjugadas. TAMPÕES – são sistemas aquosos que resistem às variações do pH quando quantidades relativamente pequenas de ácido (H+) ou base (OH-) são adicionadas à solução. Um sistema-tampão consiste de um ácido fraco (o doador de prótons) e sua base conjugada (o aceptor de prótons.
Íon amônio Diidrogênio fosfato Ácido acético
O par: ácido acético- acetato como exemplo de sistema tampão
Base
Ácido
Radicais de aminoácidos (Histidina) na estrutura protéica Podem exercer controle de pH (tamponamento)
Exemplo: dissociação do H+ em pH próximo do pH fisiológico (6.0)
Ácidos polipróticos: • Substâncias que passam por mais de uma ionização. Ex.: H3PO4 e H2CO3 • Fluidos biológicos são altamente tamponados – íons fosfato e carbonato. • Moléculas biológicas possuem múltiplos grupos ácido-base que são componentes efetivos de tampão na faixa de pH fisiológico.
Uma expressão simples relaciona o pH, o pKa e a concentração do tampão.
• As curvas de titulação do ácido acético,
diidrogênio fosfato e íon amônio apresentam formas aproximadamente iguais, sugerindo que essas curvas reflitam uma relação ou lei fundamental. De fato esse é o caso. • A forma da curva de titulação de qualquer ácido fraco é descrita pela equação de Henderson-Hasselbalch.
Equação de Henderson-Hasselbalch
• A equação de Henderson-Hasselbalch para a dissociação de um ácido fraco pode ser +] [A−] derivada: [H K = a
[HA]
Resolvendo para [H+]: [H+] = Ka x [HA] [A−] Aplicando-se o logaritmo negativo dos dois lados da igualdade: [HA] + − log K − log − log [H ] = a [A−]
Equação de Henderson-Hasselbalch
• Substituindo − log [H+] por pH, e − log Ka por pKa : pH = pKa − log [HA] [A−] Invertendo-se a fração − log [HA]/[A−], inverte-se o sinal e obtém-se a equação de Henderson-Hasselbalch −] [A pH = pKa + log [HA]
Que pode ser escrita: pH = pKa + log [aceptor de prótons ] [doador de prótons]
Equação de Henderson-Hasselbalch
• Essa equação descreve as curvas de
titulação de todos os ácidos fracos e possibilita deduzir um grande número de relações quantitativas importantes. • Por exemplo, ela mostra por que o pKa de um ácido fraco é igual ao pH da solução no ponto médio da sua titulação. Nesse ponto [HA] = [A−], logo pH = pKa. Observe: pH = pKa + log 1,0 = pKa + 0 = pKa
• A Equação de Henderson-Hasselbalch
permite: a) Calcular o pKa a partir do pH e da razão molar entre o doador e o aceptor de prótons; b) Calcular o pH a partir do pKa e da razão molar entre o doador e o aceptor de prótons; c) calcular a razão molar entre o doador e o aceptor de prótons, dado o pH e o pKa.
Os Sistemas Tampões do organismo Os principais sistemas tampões presentes no organismo, que permitem a manutenção da homeostasia, são: sistema bicarbonato sistema fosfato proteínas sistema da amônia
Capacidade tamponante • Habilidade de resistir a mudanças no pH conforme a adição de ácido ou base.
• É a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar a um grau apreciável.
Resumo • O pKa expressa, em uma escala logarítmica,
a força relativa de uma ácido ou base fracos; • Quanto mais forte o ácido, menor o seu pKa. O pKa pode ser determinado experimentalmente; ele é o pH no ponto médio da curva de titulação para o ácido ou a base.
Resumo • Uma mistura de ácido fraco (ou base) e seu sal resiste às alterações no pH causadas pela adição de H+ ou OH-. A mistura dessa forma funciona como um tampão.
• O pH de uma solução de ácido fraco (ou base) e seu sal é dada pela equação de Henderson-Hasselbalch.
Resumo • Nas células e tecidos, os sistemas tampões fosfato e bicarbonato mantêm os fluidos intra e extracelulares no seu pH ótimo (fisiológico), que usualmente está próximo do pH 7. Enzimas geralmente trabalham otimamente nesse pH.
Resumo • A água é tanto o solvente onde ocorrem
as reações metabólicas como um reagente em muitos processos bioquímicos, incluindo a hidrólise, a condensação e as reações de oxidação-redução.
