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