Aula 1 BIOQUÍMICA PARA SAÚDE COLETIVA Unidades Moleculares da vida Graduação em Saúde Coletiva, UFRJ 1 0 /2011 Profa. Dra. Monica Santos de Freitas 21 .03.2011 Estrutura da Disciplina de Bioquímica - Aulas teóricas - Estudos dirigidos - Prova - Constructore (http://ltc.nutes.ufrj.br/constructore/) - Criar uma conta de aluno - Solicitar o cadastramento na disciplina 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 2 Introdução 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 3 Mapa Metabólico 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 4 AULA 1: UNIDADES MOLECULARES DA VIDA Tópicos Propriedades da Água Ácido, Base e Tampões Aminoácidos 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 5 Propriedades da Água 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 6 Propriedades da Água Propriedades não usuais apresentadas pela água: Alto ponto de fusão, alta constante dielétrica, alto calor de vaporização Estrutura não linear Ligação de hidrogênio como doador ou aceptor Pode formar quatro ligações de hidrogênio por molécula 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 7 Propriedades da Água Comparação entre Água e gelo com relação a ligação de hidrogênio Água Gelo Ligação de hidrogênio por molécula de água 2.3 Tempo de vida da ligação 10 pseg 4 10 μseg 1 pseg = 10-12 seg 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 8 Propriedades da Água Esquema da estrutura do gelo 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 9 Propriedades da Água Interação molecular da água no estado líquido 0 pseg 9.5 pseg 19 pseg 28.5 pseg 38 pseg - Tempo de vida médio de uma ligação de hidrogênio estabelecida entre duas moléculas de água é de 9.5 pseg. - 1 pseg = 10-12 seg 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 10 Propriedades da Água Água como solvente Solvatação de íons por moléculas de água Solubilização de alguns gases em água 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 11 Propriedades da Água 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 12 Propriedades da Água Constante dielétrica e momento dipolo de alguns solventes Solvente Constante Dielétrica (D) Formamida Água Dimetil sulfóxido (DMSO) Álcool Metílico Álcool Etílico Acetona Amônia Clorofórmio Éter etílico Benzeno Hexano Lei de Coulomb: = kq1q2/ r2 110.0 78.5 48.9 32.6 24.3 20.7 16.9 5.0 4.3 2.3 1.9 D (ex. Solvente Apolar) Momento Dipolo (debye) 3.37 1.85 3.96 1.66 1.68 2.72 1.47 1.15 1.15 0.00 0.00 Força de atração entre íons de cargas opostas k=8,99 X 109 J.m.C-2 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 13 Propriedades da Água Água é um ótimo solvente para uma enorme variedade de substâncias Água não é o solvente ideial para substâncias apolares Devido a alta constante dielétrica, a água é um ótimo meio para para se trabalhar com íons. A alta capacidade calorífica da água permite uma efetiva regulação de organismos vivos. 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 14 Interações não covalentes van der Waals Ligação de hidrogênio- H deverá esta covalentemente ligado a N ou O Dipolo-Dipolo Iônica Interação hidrofóbica- entropia de reorganização do solvente 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 15 Interações não covalentes Ligação não covalente 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida Ligação covalente 16 Interação de van der Walls - Envolve qualquer átomos que estejam próximos 1/r12 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 17 LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 18 LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 19 INTERAÇÕES HIDROFÓBICAS 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 20 MOLÉCULAS ANFIFÍLICAS/ANFIPÁTICAS 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 21 Interações Iônicas 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 22 Ácido, base e tampão Reação ácido-base - Na década de 1880, ácidos e bases foram definidos por Svante Arrhenius como sendo substâncias capazes de doar e receber protons e íons hidróxido (OH-). - Esta definição apresenta limitações como por exemplo no caso do NH3, que apresenta propriedades básicas sem apresentar um grupamento OH-. - Em 1923, Johannes Brønsted e Thomas Lowry formularam uma definição mais geral, na qual o ácido é uma substância que doa protons (similar a definição de Arrhenius) e base é a substância capaz de receber protons. Conjugado ácidos da base HA + H2O Ácido de Brønsted 21/03/2011 Conjugado base do ácido H30 + A- Base de Brønsted Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 23 Ácido, base e tampão Importância da constante de dissociação - Constante de equilibrio (Keq) em uma reação ácido-base é conhecida como constante de dissociação (K). K = [H3O+] [A -] [HA] [H2O] 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 24 Ácido, base e tampão Força de um ácidos - A força relativa de um ácido pode ser classificada de acordo com a sua capacidade de transferir protons para água. - Ácidos fracos (K < 1) – são ionizados parcialmente em solução aquosa. - Ácidos fortes (K > 1) – são ionizados quase que completamente em solução aquosa. Exemplo de ácidos fracos 21/03/2011 Ácido Força K (M) pK Ácido cítrico Fraco 7.41 X 10-4 3.13 (pK1) Ácido acético Fraco 1.74 X 10-5 4.76 H2PO4- 1.51 X 10-7 6.82 (pK2) Fraco Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 25 Ácido, base e tampão Ácidos fortes - Os ácidos fortes transferem rapidamente todos os seus protons para H20. O ácido mais forte que pode existir em solução aquosa é o H30+, e por isso ele equivale a uma unidade em água. - Como exemplos de ácidos fortes temos o ácido perclórico (HClO4), ácido nítrico (HNO3), ácido clorídrico (HCl) e ácido sulfúrico (H2SO4). Bases fortes - O OH- é a base mais forte que pode existir em solução aquosa. 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 26 Ácido, base e tampão Concentração da água pura Peso molecular da água = 18g/mol Densidade da água = 1000g/1L Concentração da água pura = 18g/mol x 1000g/L = 55.5 mol/L = 55.5M 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 27 Ácido, base e tampão Escala de pH Ionização da Água Concentração da água= 1000/18=55.5 M pH log10 [ H ] pK w pH pOH 14 21/03/2011 Lembrete: y= -log10[x] ou [x]=10-y Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 28 Ácido, base e tampão - Em 1909, foi inventada por Søren Sørensen, uma prática forma de quantificar H+, conhecida como pH. pH = - log10 [H+] Água pura = pH 7 Soluções ácidas = pH < 7 Soluções básicas = pH > 7 1M de ácido forte, pH 0 e 1M de uma base forte, pH 14 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 29 Ácido, base e tampão Equação de Henderson-Hasselbalch 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 30 Conjugado ácido-Base 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 31 SOLUÇÃO TAMPÃO - Ácido fraco, HA - Base conjugada, A ou Base fraca A - Conjugado ácido HA+ 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 32 TITULAÇÃO 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 33 SISTEMA DE TAMPÃO Exemplo 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 34 SISTEMA DE TAMPÃO Exemplo Qual é o pH de uma solução 0,1M de ácido acético? HAc H+ + AcÍon acetato (CH3COO-) Ácido acético Em equilíbrio: HAc + Ac- = 0,1M [HAc] = (1 – x)M K = ([H+] [Ac-])/[HAc] 1.75 * 10—5 = x2/0,1-x 21/03/2011 x <<0,1M Ka = 1.75 * 10—5 = x2/0.1 x= 1,32 * 10-3 M x2= 1,74 * 10-6 M pH = - log 10 x = 2,88 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 35 AMINOÁCIDOS Esteroisomerismo 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 36 AMINOÁCIDOS Propriedade dos aminoácidos aromáticos Lei de Lambert Beer 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 37 LIGAÇÃO DISSULFETO 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 38 AMINOÁCIDOS 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 39 AMINOÁCIDOS 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 40 AMINOÁCIDOS Aminoácidos podem agir como ácido e base 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 41 Titulação de Aminoácidos pI é o pH no qual a carga líquida molecular é 0 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 42 AMINOÁCIDOS 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 43 LIGAÇÃO PEPTÍDICA 21/03/2011 Aula 1: Unidades Moleculares da Vida 44