Água Trabalho Realizado por: Frederico Ribeiro João Carreiras João Veiga

Estrutura  O - [He] 2s 2 2p 4  H - 1s 1  2 pares ligantes e 2 pares não ligantes  Geometria tetraédrica

Polaridade  Oxigénio mais electronegativo do que o hidrogénio  Funcionamento como dois dipolos O-H

Ligações Hidrogeniónicas  H(+) atraído pelo O(-) de outra molécula  4 ligações por molécula  Ligação direccional

Ligações em solução  Interacções electroestáticas ε: a constante dieléctrica do solvente (78,5 para a água)

Ligações em solução  Interacções por ligações hidrogeniónicas

Ligações em solução  Interacções hidrofílicas/hidrofóbicas

Ligações em solução  Interacções de Van der Walls Menos intensas em moléculas pequenas Mais intensas em macromoléculas Forças de Keesom Forças de Debye Forças de London

Biomoléculas polares/apolares

Formação de Micelas  Diminuir superfície entre parte hidrofóbica e água  Procura de estabilidade termodinâmica optimal  Micelas/Lipossomas

Dissolução de iões

Propriedades coligativas  Mudança de propriedades físicas por adição de um soluto temperatura de mudança de estado tensão superficial capacidade de dissolução (saturação)  Exemplo: água salgada a 1mol/g fusão:-1,86°C ebulição:100,45°C

Osmolaridade/Osmolalidade  Osmolaridade: número de partículas osmoticamente activas de soluto por litro de solução.  Osmolalidade: número de partículas osmoticamente activas de soluto por quilograma de solvente.

Pressão Osmótica ∏ = CRT ∏:pressão osmótica C: ∑ concentrações das entidades osmoticamente activas (osmolaridade) R: constante dos gases ideais T: temperatura absoluta  Pressão osmótica: pressão induzida que impede a difusão de líquidos através duma membrana selectiva.

Tonicidade do Meio o Solução isotónica o Solução hipertónica o Solução hipotónica

Reacções de Condensação  Endotérmicas  Típicas das polimerizações  Exemplos: formação de DNA, RNA, proteínas,açúcares...

Reacções de Hidrólise  Exotérmica  Despolimerizações  Executadas por hidrolases Exemplo: ATP-ADP hidrolase

Reacções Redox  Água tanto é oxidante como redutor  Troca de electrões entre água e outro composto Exemplo (água redutor): fotão

Reacções Ácido-Base  Água tanto é acido como base  Troca de H + entre água e outro composto Exemplo:

Definição ácido/base  Brønsted-Lowry: Ácido: substância cede H + Base: substância capta H +  Pares conjugados AH/ A -  Exemplo: CHOOH/CHOO -

Água: ácido e base  Autoionização da Água  Formação de:  Espécie anfotérica: espécie química com a mesma facilidade tanto em ganhar como em perder um ião hidrónio Ião hidróxido Ião hidrónio

Constantes  Produto iónico da água  Constantes de dissociação 2H 2 O (l) ↔ H 3 O + (aq) + OH - (aq) AH ↔ H + + A - A - +H 2 O ↔ OH - + AH

pH e pOH  Potencial Hidrogeniónico

pK a e pK b  pK a é o potencial de dissociação de um ácido. Quanto menor, mais forte é o ácido.  Equação de Hendersson-Hasselback  pK b : quanto menor, mais forte a base.

Conclusões  A estrutura da água é a razão das suas interacções com biomoléculas  As características de uma solução devem-se às propriedades coligativas e à capacidade da água de reagir com os solutos  Controlo do pH nos sistemas biológicos é facilitado pelo anfoterismo da água

Bibliografia Principles of Biochemistry 4th Edition - D.L. Nelson, Cox Lehninger - W.H. Freeman Textbook of Medical Physiology, 11th ed, Arthur C. Guyton, John E. Hall, 2005, Elsevier Inc