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
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Introdução
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Mapa Metabólico
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AULA 1: UNIDADES MOLECULARES
DA VIDA
Tópicos
 Propriedades da Água
 Ácido, Base e Tampões
 Aminoácidos
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Propriedades da Água
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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
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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
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Propriedades da Água
Esquema da estrutura do gelo
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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
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Propriedades da Água
Água como solvente
Solvatação de íons por moléculas de água
Solubilização de alguns gases em água
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Propriedades da Água
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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
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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.
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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
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Interações não covalentes
Ligação não covalente
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Ligação covalente
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Interação de van der Walls
- Envolve qualquer átomos que estejam próximos
1/r12
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LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
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LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
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INTERAÇÕES HIDROFÓBICAS
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MOLÉCULAS ANFIFÍLICAS/ANFIPÁTICAS
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Interações Iônicas
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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
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Conjugado base do ácido
H30 + A-
Base de Brønsted
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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]
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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
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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
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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.
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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
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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
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Lembrete:
y= -log10[x] ou [x]=10-y
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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
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Ácido, base e tampão
Equação de Henderson-Hasselbalch
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Conjugado ácido-Base
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SOLUÇÃO TAMPÃO
- Ácido fraco, HA
- Base conjugada, A ou
Base fraca A
- Conjugado ácido HA+
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TITULAÇÃO
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SISTEMA DE TAMPÃO
Exemplo
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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
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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
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AMINOÁCIDOS
Esteroisomerismo
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AMINOÁCIDOS
Propriedade dos aminoácidos aromáticos
Lei de Lambert Beer
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LIGAÇÃO DISSULFETO
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AMINOÁCIDOS
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AMINOÁCIDOS
21/03/2011
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AMINOÁCIDOS
Aminoácidos podem agir como ácido e base
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Titulação de Aminoácidos
pI é o pH no qual a carga líquida molecular é 0
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AMINOÁCIDOS
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LIGAÇÃO PEPTÍDICA
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Download

Bioquímica - (LTC) de NUTES