CENTRO DE ESTUDOS DE FISIOLOGIA DO EXERCÍCIO
APOSTILA DE BOENERGÉTICA: CONCEITOS GERAIS
Profa. Dra. Viviane L.A. Nouailhetas
São Paulo
2006
Centro de Estudos de Fisiologia do Exercício
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CONCEITOS GERAIS DE BIOLOGIA, BIOQUÍMICA e QUÍMICA.
1. Definições básicas: átomo, estrutura do átomo, molécula, mol, energia
1.1. Átomo: Os átomos são os constituintes básicos da matéria, animada ou inanimada. Em uma
visão simplificada do átomo, podemos imaginar que um átomo é constituído de um núcleo,
contendo um número de prótons igual ao número de nêutrons e de igual número de elétrons
“orbitando” ao redor do núcleo, em diferentes camadas energéticas concêntricas (os orbitais). Os
elétrons nas camadas mais externas possuem mais energia que aqueles que orbitam nas camadas
mais internas. Cada camada pode conter um número máximo de elétrons; os preenchimentos das
camadas energéticas pelos elétrons são feitos das camadas mais internas para as mais externas. O
número de prótons é sempre igual ao número de elétrons no estado mais estável de um átomo, e os
elétrons presentes na camada mais externa são aqueles envolvidos nas ligações químicas (eletron
de ligação). Exemplos: átomo de oxigênio possui o número atômico de 8, ou seja, ele possui 8
prótons, 8 nêutrons e 8 elétrons; já o número atômico do átomo de carbono é 6 ou seja, o átomo de
carbono possui 6 prótons, 6 nêutrons e 6 elétrons.
1.2. Número atômico (Z): corresponde ao número de prótons ou de elétrons de um átomo.
1.3. Dalton: unidade de massa molecular aproximadamente igual à massa do átomo de
hidrogênio (1,66 x 10-24 g)
Os elementos que constituem a matéria estão classificados em ordem crescente de número
atômico na tabela periódica e de acordo com suas propriedades químicas e físicas são subdivididos
em famílias ou grupos (família dos alcalinos, dos alcalino-terrosos, do carbono etc). Procure em
um livro de Química e relembre a Tabela Periódica.
1. 4. Molécula: associação de um ou mais átomos iguais ou distintos, constituindo uma substância
mais complexa. Por exemplo: a molécula de água é formada pela ligação química entre dois átomos
de hidrogênio e uma de oxigênio (H2O); já a molécula de glicose é formada pela ligação de 6
átomos de carbono, 12 átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio (C6H12O6). O grau de
complexidade de uma molécula em geral aumenta à medida que aumenta o número de átomos que a
constituem e o nível de organização de sua estrutura. Por exemplo, a estrutura da molécula do gás
oxigênio (O2) é bem mais simples que a estrutura da molécula de ATP (procure a estrutura da
molécula de ATP em um livro de Bioquímica).
1. 5. Mol: um mol de uma substância qualquer é a quantidade que contém 6,02 x 1023 itens dessa
substância (ie, o número de Avogrado). O peso de um mol de uma substância em gramas é igual ao
seu peso molecular. Por exemplo, o peso molecular da água é 18 {2 x 1 (H) + 16 x 1 (O)}, de
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modo que o peso de um mol de água é 18 g. Portanto, 18 g de água contém 6,02 x 1023 moléculas
de água.
1. 6. Concentração: quantidade de uma substância por unidade de volume. Molaridade: uma das
unidades de concentração mais utilizadas na Biologia, e é definida como uma solução que contém 1
(hum) mol/L de uma substância qualquer. Assim, uma solução 1 M de glicose corresponde a 180 g
de glicose diluída em um litro de água; já uma solução 1 mM de glicose corresponde a 0,18 g de
glicose diluída em um litro de água, ou seja, contém mil vezes menos glicose.
1. 7. Energia: todos nós temos uma noção intuitiva do que seja energia, embora sua definição não
seja tarefa fácil. A definição mais usual de energia é a capacidade que um sistema tem de realizar
trabalho. Esse conceito é fácil de ser entendido quando aplicado em automóveis ou usinas elétricas,
porém mais difícil de ser entendido quando consideramos a energia associada às ligações químicas
entre os átomos que constituem uma molécula ou nas reações químicas que ocorrem no interior da
célula. Elas constituem fontes de energia que são utilizadas pelas células para realizar os diversos
trabalhos celulares, tais como o transporte de substâncias, a geração de gradientes de
concentração, a síntese de novas substâncias, responsáveis pela vida.
Existem duas formas básicas de energia: primeira, a energia cinética, associada ao
movimento (movimento de um carro, de uma molécula), e a segunda, a energia potencial, ou
energia armazenada, que é muito importante no estudo dos sistemas biológicos e químicos. Além
disso, existem duas formas de energia em trânsito, calor e trabalho. Calor: é a energia trocada
entre um sistema e seus arredores em função da diferença de temperatura; e o trabalho: qualquer
outra troca de energia entre um sistema e o arredor que não seja em função da diferença de
temperatura.
1. 7. 1. Energia térmica é uma forma de energia cinética que corresponde à movimentação das
moléculas.
1. 7. 2. Energia radiante corresponde á energia cinética dos fótons ou ondas de luz. Esse tipo de
energia é fundamental na biologia.
1. 7. 3. Energia química: energia potencial armazenada nas ligações químicas entre átomos que
constituem uma molécula. A luz e o calor são energias liberadas a partir da energia potencial
armazenada nas ligações químicas presentes na molécula original. Por exemplo, na combustão total
da glicose em CO2 e água há a liberação de 576 kcal/mol somente na forma de calor, se a
combustão estiver sendo realizada em um tubo de ensaio no laboratório. Se essa mesma reação de
combustão da glicose ocorrer em um meio (célula, por exemplo) que permita a utilização na forma
de trabalho de parte da energia total liberada, então a quantidade liberada em forma de calor será
menor, permanecendo constante a quantidade total de energia liberada, ou seja, de 576 kcal/mol.
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1. 7. 4. Energia elétrica: energia potencial associada à movimentação de elétrons ou de uma
partícula carregada. Por exemplo, a movimentação de um íon.
As três formas de energia potencial extremamente importantes na Biologia são: 1) aquela
armazenada nas ligações químicas (energia química) que unem os átomos nas moléculas; 2)
aquela armazenada no gradiente de concentração, quando a concentração de uma substância de
um lado e do outro lado de uma barreira permeável, por exemplo, na membrana celular, são
diferentes;. 3) aquela armazenada no potencial elétrico em conseqüência da separação de cargas.
1. 8. Unidade de energia: como todas as formas de energia podem ser interconversíveis entre si
(com exceção das reações nucleares, onde massa é convertida em energia), todas as formas de
energia são expressas na mesma unidade: caloria ou joule. Uma caloria (cal) é definida como a
quantidade de energia térmica necessária para aquecer 1 cm3 de água de 1°C de 14 para 15°C. A
outra unidade de energia muito utilizada pelos bioquímicos, o joule, tem a seguinte relação com a
caloria: 1 cal = 4, 184 J.
2. Ligações químicas: o nível energético de um átomo é o mais baixo (portanto, o mais estável)
quando todos os seus orbitais estão preenchidos com elétrons. Assim, a reatividade de um átomo
depende de quantos elétrons ele necessita para completar o seu orbital mais externo. A medida
numérica da capacidade de combinação de um átomo, íon, ou molécula corresponde à valência. Na
procura de uma maior estabilidade energética, um átomo que não estiver com a sua última camada
totalmente preenchida procurará associar-se a um ou mais átomos ou grupo de átomos, constituindo
ligações químicas. As ligações químicas podem ser de dois tipos:
2. 1. Ligações fortes ou covalentes: caracterizada por uma associação entre átomos através do
compartilhamento de elétrons. São aquelas que mantém unidas os átomos constituintes de uma
molécula. Na maioria das vezes, os elétrons de um átomo formam ligações covalentes com outros
átomos com a finalidade de completar o seu orbital mais externo. A formação ou quebra de uma
ligação covalente envolve grandes variações de energia, porque as ligações covalentes são muito
estáveis.
A maioria das moléculas constituintes dos sistemas vivos apresenta seis diferentes átomos:
H·
·C·
·N·
·P·
·O·
·S
Assim, o átomo de hidrogênio forma uma única ligação covalente, porque só precisa de
mais um eletron para completar a camada energética mais externa, tornando-se energeticamente
estável; já o átomo de carbono, que apresenta quatro (4) elétrons na camada mais externa, pode
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formar 4 ligações covalentes com outros átomos para preencher a sua camada energética mais
externa e ficar energeticamente estável.
2. 1. 1. Ligação apolar: os átomos envolvidos em uma ligação covalente podem exercer uma
atração semelhante pelos elétrons compartilhados na ligação. Neste caso, dizemos que a ligação é
não polar ou apolar; por outro lado, quando os átomos que constituem uma ligação covalente
exercem atrações diferentes sobre os elétrons compartilhados (ou seja, são de eletronegatividades
diferentes) a ligação é dita polar, uma átomo carregado ligeiramente negativo (δ-) e o outro
ligeiramente positivo (δ+).. Denominamos eletronegatividade o poder de atração que um átomo
pertencente a uma molécula tem sobre os elétrons.
2.2. Ligações ou interações fracas ou não covalentes: são aquelas envolvidas na determinação da
estrutura tridimensional de moléculas biológicas maiores e de complexos moleculares através da
cooperatividade. A associação de várias ligações fracas em uma mesma molécula pode simular o
efeito de uma ou mais ligações fortes (‘a união faz a força”, funciona no mundo molecular).
Naturalmente, as ligações fracas são ligações mais facilmente quebráveis, tornando-as a base de
vários processos biológicos dinâmicos. A energia liberada na formação de uma ligação não
covalente é de 1-5 kcal/mol. A energia cinética média das moléculas na temperatura ambiente
(25°C) é ao redor de 0,6 kcal/mol, e várias moléculas, portanto, apresentam energia suficiente para
quebrar as ligações fracas.
As quatro ligações fracas são: a ponte de hidrogênio, interação iônica (interação íon-ion,
íon-dipolo, dipolo-dipolo), a ligação de van der Waals e a ligação hidrofóbica.
2. 2. 1. Ponte de hidrogênio: Um átomo de hidrogênio, além de poder formar uma ligação
covalente com um outro átomo (doador), pode formar uma ponte de hidrogênio por uma
associação fraca com um outro átomo, o aceptor. Para que se forme a ponte de hidrogênio, o átomo
doador deve ser eletronegativo, de tal modo que a ponte de hidrogênio se comporta como uma
ligação polar. O átomo aceptor, por sua vez deve também ser eletronegativo e sua camada mais
externa deve conter pelo menos um par de elétrons não ligados para atrair a carga δ+ do átomo de
hidrogênio. As ligações covalentes N-H e O-H são polares, seus átomos de hidrogênio podem
participar de pontes de hidrogênio, contrastando com a ligação C-H que é apolar. As pontes de
hidrogênio contribuem para a estabilização da estrutura tridimensional de uma molécula, embora a
força de uma única ponte de hidrogênio nas proteínas ou nos ácidos nucléicos é de somente 1 ou 2
kcal/mol, contrastando com a força das pontes de hidrogênio entre as moléculas de água (5
kcal/mol).
2. 2. 2. Ligação iônica: quando a eletronegatividade entre os dois átomos de uma ligação é muito
diferente, os elétrons deixam de ser igualmente compartilhados entre os dois átomos, e se localizam
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ao redor do átomo mais eletronegativo. No cloreto de sódio (NaCl), por exemplo, o elétron de
ligação cedido pelo átomo de sódio é totalmente transferido para o átomo de cloro. Por isso
escrevemos a fórmula química desse composto como Na+Cl-. Portanto, as ligações iônicas não são
covalentes e resultam da atração entre um átomo carregado positivamente (cátion) e um átomo
carregado negativamente (anion). A maioria dos compostos iônicos é bem solúvel em água porque
liberam consideráveis quantidades de energia quando se ligam fortemente às moléculas de água;
essa energia liberada é chamada energia de hidratação.
Moléculas hidrofílicas: são aquelas contendo ligações polares e que atraem as moléculas de água.
Exemplo: o grupo hidroxila, o grupo amino, as ligações peptídicas e a ligação éster.
2. 2. 3. Interações de van der Waals: quando dois átomos se aproximam o suficiente para criar
uma força de atração fraca e não específica entre eles; todos os átomos podem fazer interações de
van der Waals. São interações provocadas por dipolos transientes decorrentes de flutuações
momentâneas na distribuição dos elétrons de um átomo gerando uma distribuição assimétrica dos
elétrons, isto é, geram um dipolo. Se dois átomos unidos por uma ligação não covalente estiverem
suficientemente próximos entre si, o dipolo transiente gerado em um átomo vai interferir com a
nuvem eletrônica do outro, e os dois dipolos se atrairão fracamente. Esse tipo de interação pode
ocorrer com substâncias polares e não polares. A energia da interação de van der Waals é de cerca
de 1 kcal/mol, ligeiramente maior que a energia térmica médias das moléculas a 25°C. Essas
interações, portanto, são mais facilmente quebradas que as pontes de hidrogênio. Exemplos
importantes de interações de van de Waals na biologia: são as interações antígeno-anticorpo e entre
as enzimas e seus substratos.
2. 2. 4. Ligações hidrofóbicas: as moléculas não polares são aquelas que não contém íons, não
possuem momento dipolar e nem se hidratam. Como são insolúveis em água, elas são chamadas de
hidrofóbicas. As ligações covalentes entre átomos de carbono (C-C) e entre átomos de carbono e
hidrogênio (C-H) são as ligações não polares mais comumente encontradas na biologia. A força
que promove a associação de moléculas hidrofóbicas ou que promove a agregação de porções não
polares de moléculas ao invés de se dissolverem na água é chamada de ligação hidrofóbica. Um
exemplo típico da atuação das forças hidrofóbicas é a mistura de azeite e vinagre (agite bem uma
mistura de quantidades iguais de água.e óleo em um copo transparente e depois deixe em repouso.
Veja o que acontece?).
Especificidade: além de contribuir para a estabilidade das moléculas biológicas grandes,
as ligações não covalentes múltiplas podem conferir especificidade, estabelecendo o modo como as
grandes moléculas se dobrarão sobre si mesmas, ou quais as regiões de diferentes moléculas
poderão se ligar ou atrair outros átmos. Para que as ligações não covalentes possam se formar é
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necessário uma complementaridade entre os sítios nas duas superfícies das moléculas que irão
interagir.
3. Solvente biológico: a água
A água constitui cerca de 80% da composição do nosso organismo e é o nosso solvente
maior por apresentar importantes propriedades. Além disso, a água é o principal elemento do meio
onde a célula se encontra. Por isso, conhecer as propriedades da água é fundamental para o
entendimento do funcionamento da célula.
3. 1. Propriedades da água:
3. 1. 1. Água como estabilizador de temperatura: por possuir calor específico alto, calor de
vaporização alto e calor de fusão alto, ela resiste às variações de temperatura.
Calor específico: o calor específico de uma substância é definido como o número de calorias
necessárias para aumentar a temperatura de 1 g daquela substância de 1°C.
Calor de vaporização: número de calorias necessárias para transformar 1 g de água líquida em
vapor.
Calor de fusão: número de calorias necessárias para converter 1 g de água no estado sólido para o
estado líquido.
3. 1. 2. Água como solvente: a maioria das substâncias é solúvel em água. A água é um solvente
polar com alta constante dielétrica, além de ser inerte e inócua, não alterando as propriedades das
substâncias nela dissolvidas.
3. 1. 3. Reação de hidrólise e oxidação: os nutrientes celulares são armazenados na célula como
polímeros insolúveis. Antes dos nutrientes serem utilizados como fonte de energia pela célula para a
realização de trabalho, eles devem ser hidrolisados, ou seja, os polímeros devem ser desfeitos pela
adição de moléculas de água. Além disso, as oxidações dos nutrientes só ocorrem em presença de
água. Portanto, a água é necessária para as hidrólises e oxidações, as duas reações químicas mais
importantes no mundo biológico.
3.2. Estrutura da água:
Estruturalmente, a molécula de água é constituída por um átomo de oxigênio formando uma
ligação covalente com dois átomo de hidrogênio (H-O-H). A forma de uma molécula de água é a de
um triângulo isósceles, com um ângulo inter-atômico ao redor de 105°. A molécula de água tem
uma natureza dipolar, porque o núcleo do oxigênio, por ser mais eletronegativo, exerce uma
atração forte sobre os elétrons, afastando-os dos átomos de hidrogênio, deixando a região próxima
aos átomos de hidrogênio com uma carga resultante positiva. Assim, as moléculas de água podem
interagir entre si ou com outros átomos através da formação de pontes de hidrogênio. Quando entre
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si, um grupo de 4 moléculas de água tende a formar um tetraedro ao redor do átomo de oxigênio, a
região de uma molécula de água carregada positivamente tendendo a se orientar em direção a uma
região negativamente carregada de moléculas de água vizinhas. Assim, cada molécula de água
tende a ter 4 outras ao redor de si, e cada átomo de oxigênio ficando no centro de um tetraedro de
outros oxigênios.
A estrutura do gelo é um cristal. Cada átomo de oxigênio forma duas ligações covalentes com
dois átomos de hidrogênio, mas também forma duas pontes de hidrogênio com os átomos de
hidrogênio de moléculas de água vizinhas. A estrutura exata da água líquida ainda é desconhecida,
mas, certamente, muitas das pontes de hidrogênio presentes no gelo estão desfeitas. Conforme a
temperatura aumenta, a energia cinética das moléculas de água aumenta até ultrapassar a energia
das pontes de hidrogênio, surgindo a molécula de água no estado gasoso.
3. 3. Produto de dissociação (ou ionização) da água
A água sofre processo de dissociação, embora muito fracamente, e a qualquer momento
apresenta duas formas, dissociada e não dissociada. Quando dissociada, origina íons hidrogênios e
íons hidroxila, de tal modo que:
H2
H
+
Keq =
+
-
[H ] [OH ]
Keq =
[H2O]
OH
[H+] [OH-]
55.5 M
(Keq.)(55.5 M) = Kw = [H +] [OH-]
Constante de
Keq por medida de condutividade elétrica da água pura: 1.8 x 10-16 M
Portanto
,
+
-
(1,8 x 10-16) (55.5 M) = [H ] [OH ]
Kw = [H+] [OH-] = 1.0 x 10-14 M2
pH = - log [H+]
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Como o grau de dissociação é muito fraco, a [H2O] pode ser considerada
aproximadamente constante. Assim, pode ser combinada com K, fornecendo uma nova
constante:
Kw = K. [H2O] = [H+] [OH-]
Medindo-se a condutividade elétrica da água pura à temperatura ambiente verificou-se
que a concentração e íons hidrogênio e (ou íons hidroxila) é de aproximadamente 10 -7 M.
Então:
Kw = [H+] [OH-] =
10-7 x 10-7 = 10-14
3. 4. Escala de pH
Como o íon hidrogênio é um dos importantes catalizadores biológicos, é fundamental conhecer
a concentração desse íon nos seres vivos. Em função do fenômeno de dissociação da água ser muito
baixa, a concentração de íon hidrogênio presente nos líquidos intracelular, extracelular é sempre
baixa para ser expressa em molaridade (M, vide tabela). Assim, para evitar as dificuldades de
expressão das baixíssimas concentrações de íons hidrogênios, foi introduzida a escala de pH, ou
seja,
pH = - log10 [H+]
A escala de pH varia de 0 a 14, ou de 1 M [H+] a 1 M [OH-]. Como a concentração de íons
hidrogênio na água é sempre igual à concentração de íons hidroxila, a água pura é considerada
neutra e apresenta pH = 7,0. Qualquer solução aquosa com pH abaixo de 7 é considerada ácida e
acima de 7 é considerada básica.
4. Eletrólitos: ácido, base e sal
Os eletrólitos no meio celular, assim como no meio extracelular são fundamentais para as
atividades celulares, incluindo a consistência do citoplasma, a seletividade da membrana celular e a
atividade das enzimas.
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4.1. Ácido: a substância que ao se dissociar libera íons hidrogênio para a solução. Um íon
hidrogênio é um átomo de hidrogênio carregado positivamente, ou seja, é um próton. Um ácido ao
ser acrescentado na água pura diminui o pH da solução. Um ácido forte é definido como aquele que
se dissocia totalmente em água. Por exemplo, o HCl em contacto com a água é encontrado apenas
na forma de íons H+ e íons cloreto (Cl-). Já o ácido fraco é aquele que se dissocia parcialmente em
água. Por exemplo, o ácido acético é um ácido fraco porque quando em presença de água ele se
dissocia parcialmente, ou seja, na solução final encontraremos íons H+, anions acetatos (Ac-) e ácido
acético não dissociado (HAc), além da água.
A força de um ácido é medida através da constante de dissociação, que é definida a partir das
seguintes expressões:
HA ↔ H+ + AConstante de dissociação:
Ka = [H+] [B-] / [HA]
Tomando o logaritmo dos dois lados da equação e aplicando a definição de logaritmo,
chegamos na seguinte equação:
pH = pKa + log10 [A-]/[HA]
onde:
pKa = - log10 Ka, ou seja o logaritmo negativo da constante de
dissociação.
Assim, existe uma relação inversa entre constante de dissociação de um ácido e sua
força, quanto menor o valor de pKa, mais forte é o ácido.
4. 2. Base: qualquer substância que ao se dissociar libera íons hidroxila para a solução (ou retira
íon hidrogênio da solução). A adição de uma base na água pura aumenta o pH da solução. Assim
como foi descrito para os ácidos, as bases podem ser classificadas em fortes ou fracas, dependendo
do grau de dissociação que sofrem em presença de água. O modo de se avaliar se uma base é forte
ou fraca baseia-se nos mesmos princípios já explicados para os ácidos. Assim, a força de uma base
é avaliada através da determinação de pKb, o logaritmo negativo da constante de dissociação (pKb
= - log10Kb).
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4.3. Sal: composto formado quando o íon hidrogênio de um ácido é substituído por um metal. Um
sal ao ser acrescentado na água pura não libera nem íons hidrogênio e nem íons hidroxila, ou seja,
não altera o pH da solução.
4. 4. Reação de neutralização: quando há a reação de uma quantidade de ácido com uma
quantidade equivalente de base ocorre a formação do sal e da água. Ou seja, o pH da solução
resultante é neutro.
5. Solução tampão e a equação de Henderson-Hasselbach : Uma solução tampão é aquela
constituída por proporções distintas de um ácido fraco e seu correspondente sal; ou de uma base
fraca e o seu correspondente sal. Uma solução tampão resiste a alterações de pH quando a elas são
acrescentadas seja base ou ácido, em função da lei de ação das massas. Aplicando-se a lei da ação
das massas à dissociação de um ácido fraco, HA, temos:
HA ↔ H+
+
A-
E a constante de dissociação é dado por :
Ka = [H+] [A-] / [HA]
Isolando [H+] e tomando o logaritmo negativo de cada lado da expressão, teremos:
pH = pKa + log10 [A-] / [HA]
Quando o sal correspondente ao ácido fraco é acrescentado á solução de ácido, a dissociação do
ácido é reprimida pelo efeito do íon comum (lei da ação das massas). Conseqüentemente, a maioria
do ácido está presente na forma não dissociada e a concentração do anion na solução torna-se
aproximandamente igual à concentração doe sal dissolvido inicialmente. Assim, podemos substituir
na equação acima, pela seguinte expressão:
pH = pKa + log10 [Sal] / [Ácido]
Equação de Handerson-Hasselbach
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Assim, quando a concentração de sal e do ácido são iguais, o segundo termo da equação se
anula, porque log10 0 = 1, e o pH se iguala ao pKa. Quanto maior o pKa , menor a força do ácido, e
para um pKa baixo, maior a força do ácido. Ácidos multivalentes (com mais de um grupo
dissociável) possuem várias constantes de dissociação, cada uma com o seu pKa específico.
Como as células precisam manter constante o pH intracelular, e também os líquidos
extracelulares no organismo, as soluções tampões são muito utilizadas na biologia para esse fim.
Assim, no organismo encontramos o tampão ácido carbônico/bicarbonato, o tampão histidina, o
tampão fosfato, etc.
6. Equilíbrio químico
Para a reação geral:
aA + bB
↔ cC + dD
A expressão do equilíbrio é:
Kc
[C]c [D]d
=
[A]a [B]b
Lei da ação
das
massas
Kc: constante de equilíbrio
6. Equilíbrio
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7. Química orgânica e suas funções:
A Química orgânica é a química dos compostos de carbono, por isso trata de compostos
encontrados nos reinos animal e vegetal, enquanto que a química inorgânica trata de compostos
encontrados no reino mineral.
A complexidade da química orgânica vem de três propriedades do átomo de carbono: 1) a
elevada valência do carbono (4), ou seja, cada átomo de carbono tem a capacidade de se ligar a 4
outros átomos ou grupos de átomos; 2) a forte ligação carbono-carbono; 3) a possibilidade de
ligações múltiplas com o carbono. Esses três fatores aumentam muito o número de compostos de
carbonos distintos. Os compostos orgânicos são classificados não pelo tamanho da cadeia
carbônica, mas pela presença de um pequeno grupo de átomos na molécula denominado grupo
funcional que se liga à cadeia carbônica.
7. 1. Hidrocarbonetos: são compostos contendo apenas átomos de carbono e hidrogênio. Podem
ser classificados em hidrocarbonetos alifáticos (alcano, alceno, alcino) e hidrocarbonetos
aromáticos (compostos relacionados como benzeno, C6H6)
7. 1. 1. Alcanos: são os hidrocarbonetos saturados ou parafinas, compostos onde a relação é
máxima entre hidrogênio e carbono. Fórmula geral: CnH2n+2. São compostos muito hidrofóbicos e,
portanto, são impermeáveis à água. A maioria dos hidrocarbonetos é obtida a partir do petróleo.
Metano, etano, propano, butano são exemplos de alcanos cuja cadeia carbônica contém 1, 2, 3 e 4
átomos de carbono, respectivamente. O radical (ou grupo) que se forma quando o hidrocarboneto
perde um eletron apresenta o nome derivado do alcano, substitundo-se a terminação ano por il.
Exemplos: o radical metil, propil, butil, pentil originam-se do metano, propano, butano e pentano,
respectivamente.
Os alcanos são substâncias muito estáveis e sofrem reações de combustão (como O2),
quebrando-se em CO2 e H2O. Além disso, a maioria das reações dos alcanos ocorre pela formação
de radicais livres, substâncias com um número ímpar de elétrons na camada de ligação.
7. 1. 2. Alcenos: são hidrocarbonetos insaturados, também chamados de olefinas, contendo uma ou
mais ligações duplas. Exemplos: eteno, propeno, buteno, caroteno. Os alcenos são muito mais
reativos que os alcanos devido à estrutura da ligação dupla entre os átomos de carbono. As reações
químicas com os alenos se caracterizam por adições na ligação dupla, reações em que se perde o
caráter de ligação dupla e formam-se derivados de alcanos.
7. 1. 3. Alcinos: são hidrocarbonetos insaturados que contém juma ou mais ligações triplas.Ex:
etino ou acetileno, propino, etc. Sofrem reações químicas semelhantes aos alcenos.
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7. 2. Hidrocarbonetos aromáticos: são hidrocarbonetos insaturados que em seu comportamento
se assemelham ao benzeno (C6H6), e que possuem odores ou aromas acentuados. Exemplos:
naftaleno, fenantreno, benzeno, metil-benzeno.
7. 3. Compostos orgânicos oxigenados: são os compostos que contêm somente carbono,
hidrogênio e oxigênio e são extremamente importantes na química orgânica e na biologia.
7. 3.1. Álcoois: são derivados alquilados (alquila é um radical derivado do hidrocarboneto alifático)
da água ou são derivados hidroxilados dos hidrocarbonetos (R-O –H). Exemplos: metanol, etanol,
fenol, etc. Muitos dos álcoois naturais possuem estruturas complexas, por exemplo, a vitamina A.
O grupo hidroxila (-OH) determina as propriedades físicas e químicas dos álcoois inferiores
(metanol, etanol). Já os álcoois de peso molecular maior são parcialmente solúveis ou insolúveis em
água. A ligação OH é altamente polar por causa da alta eletronegatividade do oxigênio. Portanto, os
álcoois põem formar pontes de hidrogênio com as moléculas de água. Os álcoois reagem com os
metais alcalinos para formar sais:
2ROH + 2Na
→
2RO-Na+ +
H2
K = 10-13 a 10-18
Os álcoois são ácidos tão fracos quanto a água; já os fenóis são consideravelmente mais ácidos
(K = 10
-10
).
Os álcoois primários são oxidados a compostos conhecidos como aldeídos; enquanto que os
álcoois secundários são oxidados a cetonas. Os álcoois terciários são estáveis e não se oxidam. A
conversão de álcoois em aldeídos e cetonas é catalizada por enzimas chamadas desidrogenases. A
oxidação de álcoois primários pode em determinadas condições sofrer oxidação de grau mais
adiantado, fornecendo o correspondente ácido carboxílico.
7. 3. 2. Aldeídos e cetonas: são derivados alquilados e arilados do composto orgânico mais simples
que contém a dupla ligação, o formaldeído (CH2O). Os aldeídos são derivados monoalquilados do
formaldeído e cetonas são derivados dialquilados do mesmo (RCOR). O grupo carbono-oxigênio,
ligado por ligação dupla ligação é chamado grupo carbonilico. Essa ligação tem caráter polar por
causa da maior eletronegatividade do átomo de oxigênio. Além disso, os aldeídos e cetonas são bem
mais ácidos que os hidrocarbonetos.
7. 3. 3. Ácidos carboxílicos: são derivados de hidrocarbonetos em que um dos carbonos terminais
está no estado máximo de oxidação (RCO2H). O grupo –CO2H é chamado de grupo carboxila,
sendo formado por um grupo carbonila e um grupo hidroxila.. Exemplos: ácido fórmico, ácido
acético (CH3COOH), ácido cítrico, ácido láctico, etc. Os ácidos carboxílicos são ácidos fracos e
suas constantes de ionização constituem uma medida da sua acidez ou força ácida, quanto maior a
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constante de ionização, mais forte o ácido (lembrar que matematicamente 10-1 é maior que 10-2). No
entanto, os ácidos carboxílicos são mais ácidos que os álcoois, devido à estabilização por
ressonância do íon carboxilato.
8. Moléculas biológicas: serão discutidas nas aulas de degradação de carboidratos, lipídios e
proteínas para a produção de energia.
8.1.carboidratos: monossacarídios, disacarídios e polisacarídios
8.2. lipídios: neutros (ácidos graxos) e os fosfolipídios
8.3. proteínas: tipos de aminoácido:polar e apolares, ácidos e básicos, essenciais e não essenciais
estrutura de proteína: primária, secundária, terciária e quartenária
9. Célula: a menor unidade estrutural da vida. A vida celular depende de uma variedade de
transformações químicas específicas, do fornecimento adequado de energia, da formação
adequada de organelas, da movimentação de materiais para locais específicos no interior da
célula, do crescimento e da divisão celular quando novas células são necessárias.
9. 1. Estrutura da célula:
9. 1. 1.Tipos de moléculas presentes nas células: pequenas moléculas (aquelas feitas e
modificadas por meio de etapas individuais de uma transformação química) e macromoléculas
(polímeros lineares feitos a partir da associação de um conjunto de moléculas menores
(monômeros) através do uso repetitivo de uma etapa química única de ligação. Por exemplo: a
proteína é uma macromolécula constituída pela associação de diferentes aminoácidos associados
entre si através da ligação peptídica; o DNA é outro exemplo de macromolécula).
9. 1 .2. Membrana plasmática: bicamada lipídica que delimita a célula do meio externo e onde
estão inseridas as proteinas integrais e periféricas (internas e externas). Um importante parâmetro da
membrana muscular é sua fluidez, propriedade que depende da constituição dos fosfolípidios da
membrana e do conteúdo de colesterol. Quanto maior a quantidade de colesterol, mais rígida é a
membrana celular.
Na membrana plasmática se localizam diversas proteínas com diferentes funções:
receptores farmacológicos
para hormônios e neurotransmissores, anticorpos, canais iônicos,
transportadores iônicos, ATP-ases de vários tipos, enzimas, etc. É a região da célula responsável por
todas as trocas de matéria e de energia entre a célula e seu arredor, assim como de toda a sinalização
do meio externo para dentro da célula, e para as células vizinhas.
9. 1 .3. Citoplasma: é a solução aquosa gelatinosa que contém vários eletrólitos, macromoléculas, e
onde se encontram diversas organelas, que são responsáveis por várias funções dentro da célula,
além das proteínas constituintes do citoesqueleto, responsáveis pela manutenção da forma.
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9. 1 .4. Retículo endoplasmático: sistema de túbulos membranosos interconectados que formam o
retículo endoplasmático rugoso, quando associado aos ribossomos, responsável pela síntese e
processamento de proteínas de secreção e de membrana; e o liso, responsável pela síntese de
lipídios.
9. 1. 5. Mitocôndrias: são organelas constituídas de dupla membrana (interna e externa)
responsáveis pela produção de energia celular a partir da oxidação dos nutrientes. É na membrana
interna das mitocôndrias que estão localizadas os conjuntos protéicos que permitem a oxidação dos
lipídios (beta-oxidação), de carboidratos e lipídios (o ciclo de Krebs) para a produção de energia
(ATP), a cadeia respiratória ou a cadeia de elétrons, entre outras funções. As mitocôndrias contêm
DNA.
9. 1 .6. Complexo de Golgi: sacos membranosos que funcionam no processamento e
direcionamento das proteínas e lipídios destinados para outros compartimentos celulares ou para a
secreção.
9. 1 .7. Lisossomos: pequenas organelas membranosas contendo enzimas hidrolíticas que ajudam
na digestão de material ingerido por fagocitose ou endocitose.
9. 1 .8. Peroxissomos: pequena organela que nas células eucarióticas degradam os ácidos graxos e
os aminoácidos atrav´s de reações que geram o peróxido de hidrogênio, que é então convertido a
água pela enzima catalase.
9. 1. 9. Ribossomos: um complexo formado por RNA e proteínas, cuja função é participar na
síntese de proteínas.
9 . 2. Núcleo: localizado no centro da maioria das células eucarióticas. Contém o material genético
(DNA) organizado em estruturas denominadas cromossomas, que contém os genes. Os genes são
regiões da molécula de DNA que codificam para a produção das proteínas. O núcleo é envolvido
por uma membrana nuclear, e apresenta poros. Portanto, para a síntese de uma proteína é necessário
que a região do DNA que codifica para essa proteína seja expressa, ou seja o gene seja ativado.
Além do DNA, encontramos o nucléolo, cuja função é sintetizar e processar o rRNA e agregar as
subunidades ribossômicas.
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Este artigo somente poderá ser reproduzido para fins educacionais sem fins
lucrativos
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