Água e suas propriedades, solubilidade e pH

Apresentação em tema: "Água e suas propriedades, solubilidade e pH"— Transcrição da apresentação:

1 Água e suas propriedades, solubilidade e pH
Universidade Federal do Rio de Janeiro Centro de Ciências da Saúde Instituto de Bioquímica Médica Curso: Enfermagem e Obstetrícia Água e suas propriedades, solubilidade e pH Lista de Chamada!!!

2 Água: um componente e solvente universal
Já que a água tem uma porcentagem tão grande no organismo, ela deve ter funções importantes. As células metabolicamente ativas dos músculos e vísceras têm a mais alta concentração de água e as do esqueleto, a mais baixa. Assim, crianças e adolescentes tem uma maior porcentagem de água corpórea do que adultos; atletas, maior do que não atletas. Quanto mais tonus muscular e maior quantidade de células ativas, maior a concentração de água.

3 A água é o solvente da vida!
É um meio de transporte de moléculas para o meios intra e extracelular e entre os compartimentos celulares Compõe a célula Dissolve compostos Transporta compostos no sangue A água é uma molécula fundamental à vida por participar de diversos processos biológicos. Essa participação só é possível devido às suas propriedades. A água é um solvente universal, ela dissolve muitos compostos, banha as células e os tecidos... ajuda no transporte de substâncias entre o meio intra e extracelular e também no transporte sanguíneo de moléculas. Uma outra propriedade da água é ter um alto calor específico (quantidade de energia térmica necessária para elevar em 1°C a temperatura de 1 g de água) possibilita a esta substância participar do controle de temperatura nos organismos homeotérmicos, pois absorve o calor gerado nas reações que acontecem dentro dos organismos, mantendo a temperatura do corpo em 37ºC, que é a temperatura ótima para o funcionamento de diversas proteínas. A água também possui um alto calor de vaporização (quantidade de calor necessária para passar a água do estado líquido para o gasoso). Isso é importante porque? Isso também auxilia no controle de temperatura. Vamos pensar em uma pessoa fazendo um exercício físico intenso... Isso leva a uma aumento da temperatura corporal. O corpo sua e o que é o suor, é o corpo perdendo água. As gotículas de suor para evaporarem precisam de uma grande quantidade de calor e esse calor é retirado do corpo do indivíduo, baixando assim a temperatura corporal, dissipando calor do corpo. Participa de reações químicas Dissipa calor Controle da temperatura nos organismos homeotérmicos

4 Propriedades da água Quando a água congela ela se retrai ou se expande? Quando esquecemos uma garrafa cheia no congelador, o que acontece? O que acontece quando colocamos um cubo de gelo em um copo com água? Durante o dia o que está mais quente: a água da piscina (ou do mar) ou o solo (a areia)? E quando anoitece? Por que o suor refresca? Por que alguns animais como insetos conseguem se manter pousados sobre a superfície da água? Por que conseguimos encher um copo com água, até a superfície, sem que ela transborde?

5 Estrutura da molécula de água
A molécula de água possui dois átomos de hidrogênio ligados covalentemente ao átomo de oxigênio. Nesta ligação cada átomo de hidrogênio compartilha um par de elétrons com o átomo de oxigênio. A molécula de água possui dois átomos de hidrogênio ligados covalentemente ao átomo de oxigênio. Nesta ligação cada átomo de hidrogênio compartilha um par de elétrons com o átomo de oxigênio.

6 Estrutura da molécula de água
O núcleo do átomo de oxigênio atrai elétrons mais fortemente que o núcleo do hidrogênio, pois o oxigênio é mais eletronegativo. O compartilhamento de elétrons entre H e O é desigual e a nuvem de elétrons tende a se concentrar mais próximo ao elemento mais eletronegativo, que no caso da água é o oxigênio. O que acontece é a formação de dois dipolos elétricos na molécula ao longo de cada ligação H-O. Assim, os átomos de hidrogênio apresentam carga parcial positiva e o átomo de oxigênio carga negativa. A geometria da molécula da água é bastante parecida com a de um tetraedro, com dois átomos de hidrogênio em dois vértices do tetraedro e os elétrons nos outros dois vertices, e o oxigênio no centro. A geometria da molécula da água é bastante parecida com a de um tetraedro, com dois átomos de hidrogênio em dois vértices do tetraedro e os elétrons nos outros dois vertices, e o oxigênio no centro.

7 Interações H2O-H2O A natureza dipolar da molécula de água permite que ela forme ligações de hidrogênio com outras moléculas. Esta propriedade é responsável pelo papel da água como solvente. As ligações de hidrogênio são mais fracas que as ligações covalentes. A energia de dissociação da ligação covalente é muito maior que a da ligação de hidrogênio. Cada molécula de água é capaz de se ligar a até outras 4 moléculas de água ao mesmo tempo. A natureza dipolar da molécula de água permite que ela forme ligações de hidrogênio com outras moléculas. Cada molécula de água é capaz de se ligar a até 4 outras moléculas de água ao mesmo tempo.

8 Video H2O A coesão entre as moléculas de água, ou seja a forte atração entre elas, ligadas por pontes de H, é o que leva à água ter todas as propriedades peculiares!

9 Calor específico da água
Calor específico é a quantidade de energia necessária para aumentar em 1oC a temperatura de 1 grama de uma determinada substância. Uma substância que possui elevado calor específico precisa receber muito calor do ambiente para que sua temperatura aumente. A quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura de uma determinada quantidade de água em 1oC, eleva em 2oC a temperatura de uma mesma quantidade de álcool.

10 Propriedades físicas da água
A água apresenta alto ponto de fusão, solidificação e ebulição. A água apresenta também alto calor de vaporização.

11 Tensão superficial A tensão superficial é um efeito que ocorre na camada superficial de um líquido que leva a sua superfície a se comportar como uma membrana elástica.

12 Água X Gelo Água líquida (temperatura e pressão ambiente):
Moléculas desorganizadas em contínuo movimento pontes de H com ~ 3,4 moléculas Gelo (formação de uma rede): Moléculas fixas Pontes de H com outras 4 moléculas

13 Água X Gelo Densidade da água líquida X gelo
Água líquida (temperatura e pressão ambiente) as moléculas estão desorganizadas e em contínuo movimento, assim cada molécula de H2O forma pontes de H com 3,4 outras moléculas. No gelo cada molécula está fixa em um determinado espaço e assim forma pontes de H com outras 4 moléculas de H2O formando uma rede.

14 Ligações de hidrogênio entre diferentes moléculas
Pontes de H não são restritas à água. Se formam facilmente entre átomos eletronegativos. Aceptor de H (O ou N) com um par de elétrons livres Doador de H (H ligado covalentemente a outro átomo eletronegativo). Pontes de H não são restritas à água. Se formam facilmente entre átomos eletronegativos. Aceptor de H (O ou N) com um par de elétrons livres Doador de H (H ligado covalentemente a outro átomo eletronegativo). Álcool e H2O Cetona e H2O

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16 H2O COMO SOLVENTE H2O dissolve apenas aquilo com que ela interage
QUAIS COMPOSTOS PODEM SER DISSOLVIDOS PELA H2O? Água dissolve facilmente a maioria das biomoléculas (compostos carregados ou polares). H2O dissolve apenas aquilo com que ela interage

17 Solutos polares em H2O Soluto – Soluto Soluto – H2O POLAR APOLAR

18 Solutos carregados em H2O
Soluto – Soluto Soluto – H2O H2O estabiliza os íons Na e Cl enfraquecendo a interações entre eles (soluto-soluto). NaCl dissolve na H2O porque tem cargas.

19 VÍDEO DISSOLUÇÃO SAL EM H2O

20 Compostos apolares em H2O
Cera Lipídios como as ceras e os triacilgliceróis possuem grandes cadeias hidrocarbonadas, que conferem uma característica apolar a estas moléculas... se nós compararmos a eletronegatividade do carbono e do hidrogênio, o que a gente percebe é que são valores muito próximos uns dos outros, assim não a formação de polaridade na molécula. Não são solúveis em água ou em solventes polares, pois não interagem bem com estas substâncias. Triacilglicerol

21 Compostos apolares em H2O
Compostos apolares não fazem ligações de hidrogênio com a água. Interferem nas ligações de hidrogênio das moléculas de água entre si. Compostos apolares não são capazes de interagir de maneira energeticamente favorável com a água, ou seja não são capazes de estabelecer ligações de hidrogênio com a água e interferem nas ligações de hidrogênio das moléculas de água entre si. Compostos carregados (NaCl) e apolares compensam o rompimento das ligações de hidrogênio água-água fazendo ligações água-soluto.

22 Efeito hidrofóbico(“oil drop”)
Quando óleo em H2O são misturada ocorre a formação de clatrato, mais isso é energeticamente desfavorável. As pequenas gotículas formadas tendem a se unir espontaneamente formando gotículas maiores, separando a mistura em duas fases. A formação de gotículas maiores diminui a superfície de contato da aguá com o oléo diminuindo também a formação de clatrato. Qual a conformação mais energeticamente favorável? Pequenas vesículas ou uma grande vesícula? R: Uma grande vesícula, pois a superfície de contato com a água é menor. = 28 28 X 2 = 56 = 42

23 Solubilidade em Água – Compostos Anfipáticos

24 Substâncias anfipáticas em H2O
Lágrima Como resultado do efeito “oil drop” substâncias anfipáticas tendem a se agruparem de maneira a minimizar a área de superfície de contato de regiões apolares da molécula com a água. Na superfície da água tendem a formar um filme com as regiões polares da molécula em contato com a água, podem formar vesícula, micelas, membranas duplas. Lágrima- fosfolipídeos que se organizam com cadeias hidrofóbica para fora, evitando evaporação da água e aumento a lubrificação (“graxa” para a palpebra escorregar melhor). Por esse motivo, é perigoso o uso excessivo de colírios com anestésicos (que contêm detergentes) ou sabão no olho. As micelas são usadas para transporte de drogas ou fármacos hirofóbicos. Eles circulam melhor no organismo e podem ser usados para direcionar a droga para determinado tipo de célula.

25 Clatrato As moléculas de H2O se organizam ao redor de compostos apolares ou de regiões apolares de moléculas como “gaiolas”, aprisionando estes compostos. Quando substâncias apolares e anfipáticas, quando colocadas em água, as moléculas de água se organizam ao redor das moléculas apolares. Lembrando que as moléculas de água estão em constante movimento, manter as moléculas organizadas é energeticamente desfavorável.

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27 Efeito hidrofóbico X Estrutura de proteína
AULA ENOVELAMENTO

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29 Solubilidade dos gases em água
Alguns gases como gás carbônico, oxigênio e nitrogênio, são apolares. Os elétrons do O2 e N2 são distribuídos igualmente entre os dois átomos. Já o CO2 os dipolos formados na molécula se cancelam. O C O

30 Polaridade das moléculas
Mostrar varios exemplos de moleculas e mostrar que o tamanho das regioes polares e apolares sao importante, para definir o comportamento de compostos anfipaticos. Dar exemplo triacilglicerol Fosfolipidios uma grande regiao polar

31 Movimento da água: Osmose
Movimento da H2O entre meios separados por uma membrana semipermeável Soluções osmóticas: Isotônicas: = osmolaridade Hipertônica: ↑ [soluto] Hipotônica: ↓ [soluto] H2O movimenta-se de um meio hipotônico (menos concentrado em soluto) para um meio hipertônico (mais concentrado em soluto) com o objetivo de se atingir a mesma concentração em ambos os meios (isotônico) através de uma membrana semipermeável, ou seja, uma membrana cujos poros permitem a passagem de moléculas de água, mas impedem a passagem de outras moléculas. Hipotônico Hipertônico H2O 31

32 Células em meio isotônico, hipertônico e hipotônico
Meio hipotônico Meio isotônico Células possuem concentrações mais altas de biomoléculas e íons, assim a pressão osmótica faz com que a água flua para dentro das células. O plasma sanguíneo e o fluido extracelular são mantidos em osmolaridade próxima a do citoplasma. A alta concentração de albumina e outras proteínas contribuem para essa osmolaridade. As células bombeiam íons para o fluido extracelular para permanecer em equilíbrio osmótico. Meio hipertônico 32

33 Ligações Químicas Como nós vimos até agora os átomos e moléculas interagem entre si, nós falamos das ligações de hidrogênio... Das interações hidrofóbicas... Vamos relembrar um pouco sobre ligações químicas. A primeira situação seria entender por que dois ou mais átomos se ligam, formando uma substância simples ou composta. Como, na natureza, os únicos átomos que podem ser encontrados no estado isolado (moléculas monoatômicas) são os gases nobres, logo se pensou que os demais átomos se ligariam entre si tentando alcançar a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica. Todos os gases nobres, com exceção do He, possuem 8 elétrons. Esta maneira de pensar a ligação entre os átomos passou a ser conhecida por Teoria do octeto, e foi proposta por Kossel e Lewis no início do século XX. Baseado nessa idéia, a valência de um átomo passou a ser vista como a quantidade de elétrons que um átomo deveria receber, perder ou compartilhar para tornar sua última camada (camada de valência) igual a do gás nobre de número atômico mais próximo.

34 Ligação covalente Átomos compartilham elétrons
Ocorre entre átomos que possuem uma alta eletronegatividade, ou seja entre ametal+ametal, hidrogênio+ametal, hidrogênio+hidrogênio. Como ambos os elementos querem receber elétrons, o segredo da ligação covalente é o compartilhamento de elétrons.

35 Ligação Iônica Um átomo rouba elétrons de outro
O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. Resíduos de aminoácidos carregados negativamente e positivamente podem fazer ligações iônicas .

36 Dipolo C - H C = O H - O C - N H - N

37 Ligações de hidrogênio
Pontes de H não são restritas à água. Se formam facilmente entre átomos eletronegativos. Aceptor de H (O ou N) com um par de elétrons livres Doador de H (H ligado covalentemente a outro átomo eletronegativo).

38 Interações de Van der Waals
2 átomos não carregados próximos passam a influenciar um ao outro criando um dipolo elétrico INDUZIDO transiente de cargas opostas INTERAÇÕES DE VAN DER WAALS (dipolo dipolo induzido): entre moléculas apolares. Ocorre a proximidade das moléculas provocando uma mudança na carga e conseqüentemente uma atração entre cargas opostas. Quando dois átomos não carregados próximos passam a influenciar um com o outro (nuvem eletrônica) criando um dipolo elétrico transiente de cargas opostas. Assim, os dois dipolos se atraem fracamente aproximando os dois núcleos. A medida que os dois núcleos se aproximam, as nuvens eletrônicas começam a se repelir.

39 Individualmente fracas
Força das ligações Individualmente fracas “EFEITO CUMULATIVO” Interações não covalentes são mais fracas que as ligações covalentes, mas coletivamente influenciam de forma significativa na estrutura tridimensional das proteínas, ácidos nucléicos, polissacarídeos e lipídeos.

40 Interações entre macromoléculas
Ex: ligação não covalente entre enzima e substrato envolvendo diferentes ligações não covalentes. A formação de cada uma das ligações fracas contribui para a diminuição de energia livre do sistema produzindo uma enorme estabilidade. A ruptura de inúmeras ligações não covalentes diferentes é dificultada.

41 pH Vídeo ionização da àgua

42 Ionização da H2O Keq = [H+] x [OH-] [H2O]
1,8x10-16 M = [H+] [OH-] 55,5 M [H+] x [OH-] = 1,8x10-16 x 55,5 M = 10-14M2 Chamamos “[H+] x [OH-]” de “Produto iônico da água” (Kw) A água tem uma tendência a se ionizar gerando íons H+ e OH-, que estão em equilíbrio segundo a reação. O grau de ionização é baixo: em temperatura ambiente, 25ºC. Nestas condições a concentração de H+ = OH- = 10-7M. É cerca de 109 vezes menor que a concentração de H2O. Keq = [produtos] = [H+] [OH-] [reagentes] [H2O] Na água pura: •[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L = 10-7 M •[H20] = 55,5 mol/L = 55,5 M •Keq = 1,8x10-16 M (íons na solução)

43 A concentração de íons H+ determina a acidez de uma solução
Soluções neutras [H+] = [OH-] = 10-7 M Soluções ácidas [H+] > [OH-] A concentração de íons H+ determina a acidez de uma solução. Soluções básicas [H+] < [OH-]

44 Qual o pH da água pura? O pH é uma unidade que determina as concentrações de H+ e OH- em qualquer solução aquosa. Na água pura sabemos que: •[H+] = [OH-] = 10-7 M •[H+] x [OH-] = 10-14M2, vamos aplica Log: Log [H+] + Log [OH-] = Log 10-14 Log [H+] + Log [OH-] = -14, vamos aplicar (-) -Log [H+] - Log [OH-] = +14, vamos chamar (-log [H+]) de pH pH - Log [OH-] = +14, Aplicar [OH-] = 10-7 M pH - Log 10-7 = +14 pH – (-7) = 14 pH + 7 = 14 pH = 14-7 pH = 7 O pH é uma unidade que determina as concentrações de H+ e OH- em qualquer solução aquosa.

45 pH neutro [H+] = [OH-] = 10-7 M
Quando nos temos uma igual [H+] e de [OH-] o valor de pH que é atribuído é 7, ou seja pH 7 é considerado um pH neutro. Quanto menor o pH, mais ácida a solução e maior [H+]. Quanto maior o pH, mais básica a solução e menor [H+]. Uma outra unidade é pOH, que é um termo menos usado, mas que serve para indicar a basicidade de uma solução. [H+] = [OH-] = 10-7 M pH neutro

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47 Fim

48 Prática AULA 3- TAMPÃO