ÁGUA SOLUBILIDADE pH Universidade Federal do Rio de Janeiro

Apresentação em tema: "ÁGUA SOLUBILIDADE pH Universidade Federal do Rio de Janeiro"— Transcrição da apresentação:

1 ÁGUA SOLUBILIDADE pH Universidade Federal do Rio de Janeiro
Centro de Ciências da Saúde Instituto de Bioquímica Médica Curso: Enfermagem AulaII ÁGUA SOLUBILIDADE pH George Kluck

2 Água: Um componente e solvente universal
Falar homem e mulher Já que a água tem uma porcentagem tão grande no organismo, ela deve ter funções importantes.

3 Solvente da vida É um meio de transporte de moléculas para os meios intra e extracelular e entre os compartimentos celulares Banha 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 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.

5 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.

6 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.

7 Eletronegatividade dos Elementos

8 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 .

9 Ligação Iônica

10 Ligação de Hidrogênio Álcool e H2O Cetona e H2O
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).

11 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).

12 Ligação de Van Der Waals
2 átomos não carregados próximos passam a influenciar um ao outro criando um dipolo elétrico 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.

13 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.

14 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.

15 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.

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17 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.

18 Vídeo H2O

19 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 levado 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.

20 Propriedades físicas da água
A água possui alto ponto de fusão solidificação e ebulição

21 Tensão superficial da água

22 Água líquida Gelo Moléculas desorganizadas em contínuo movimento
Pontes de H com 3,4 moléculas Gelo Moléculas fixas Pontes de H com 4 moléculas 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.

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

24 Solutos polares e apolares em H2O
Etano Solubilidade em Água – 4,7% Fórmula molecular – C2H6 Etanol Solubilidade em Água – 100% Fórmula molecular – C2H5O APOLAR POLAR

25 Solutos polares em H2O Glicose

26 Cloreto de sódio dissolve
em água?

27 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.

28 VÍDEO DISSOLUÇÃO SAL EM H2O

29 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

30 Compostos apolares em H2O
Compostos apolares não fazem ligações de hidrogênio com a água. 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. Interfere nas pontes de Hidrogênio das moléculas de água entre si

31 Clatrato As moléculas de H2O se organizam ao redor de compostos apolares ou de regiões apolares de moléculas como “gaiolas”, aprisionando estes compostos.

32 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.

33 Solubilidade em Água – Compostos Anfipáticos

34 Substâncias anfipáticas em H2O
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.

35 Efeito hidrofóbico X Estrutura de proteína

36 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

37 Movimento da H2O entre meios separados por uma membrana semipermeável
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 37

38 Células em meio isotônico, hipertônico e hipotônico
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 Meio isotônico Meio hipotônico 38

39 pH

40 Vídeo ionização da àgua

41 Ionização da H2O [H20] = 55,5 mol/L = 55,5 M
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. [H20] = 55,5 mol/L = 55,5 M [H+] = [OH-] = 0, = 10-7 mol/L = 10-7 M Kw = [H+] x [OH-] = = 10-7 x 10-7

42 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-]

43 pH O pH é uma unidade que determina as concentrações de H+ e OH- em qualquer solução aquosa.

44 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.

45 Vídeo ionização da àgua
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47 Prática