Aula II : Água, solubilidade e pH

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1 Aula II : Água, solubilidade e pH
Universidade Federal do Rio de Janeiro Centro de Ciências da Saúde Instituto de Bioquímica Médica Curso: Enfermagem e Obstetrícia Aula II : Água, solubilidade e pH

2 Água

3 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.

4 Funções da água Controle da temperatura nos organismos homeotérmicos;
É um meio de transporte de moléculas para o meios intra e extracelular e entre os compartimentos celulares; Transporta compostos no sangue; Participa de reações químicas; Banha a célula; Dissolve compostos; Dissipa calor.

5 Estrutura da molécula de água
A água é uma molécula formada por um átomo de oxigênio ligado covalentemente a dois átomos de hidrogênio. 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 Propriedade da tabela periódica
Eletronegatividade é a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. Na tabela periódica, a eletronegatividade cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita.

7 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 vértices e o oxigênio no centro.

8 Interações H2O-H2O 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. 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.

9 Video H2O

10 Clorofórmio(0,23cal/g.ºC)
Propriedades da água Calor específico: É quantidade de energia necessária para aumentar em 1ºC a temperatura de 1 grama de uma determinada substância. A água possui um elevado calor específico. Água(1,0cal/g.ºC) Álcool(0,6cal/g.ºC) Clorofórmio(0,23cal/g.ºC) 1ºC 2ºC 4ºC Calor específico ≠ Temperatura Calor específico é o valor de determinada substância e não varia. Temperatura é a medida da energia cinética das partículas em uma determinada substância e é uma medida variável.

11 Propriedades da água Vantagens:
A água absorve grande quantidade de calor liberado em reações químicas na célula, assim não causa mudança significativa de temperatura no meio intracelular ou extracelular. Para evaporar o suor absorve muito calor do corpo, resfriando-o.

12 Propriedades da água Ponto de fusão, ponto de congelamento e calor de vaporização: Ponto de fusão é a temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o estado líquido. Calor de vaporização é a quantidade de energia necessária para que 1 grama de uma determinada substância passe do estado liquido para o estado gasoso. Ponto de congelamento é a temperatura na qual uma substância passa do estado líquido para o estado sólido.

13 Propriedades da água Água no estado sólido ≠ Água no estado líquido
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.

14 Água no estado sólido ≠ Água no estado líquido
Um mesmo número de moléculas de água ocupa mais espaço no estado sólido do que no estado líquido. 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.

15 Propriedades da água Tensão superficial:
É uma camada na superfície do líquido que faz com que sua superfície se comporte como uma membrana elástica. Isso ocorre devido às interações das moléculas da água.

16 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.

17 Ligações químicas Ligação iônica:
É a transferência definitiva de elétrons.

18 Exemplo: Sal de cozinha- NaCl
Sódio- Na Cloro-Cl Transferência de elétrons

19 Interação eletrostática
É uma interação que ocorre entre partículas eletricamente carregadas onde uma partícula possui carga positiva é atraída por outra de carga negativa.

20 Ligações químicas Ligação covalente: É o compartilhamento de elétrons.
Cloro Oxigênio Nitrogênio Carbono Hidrogênio

21 Exemplos:

22 Interação de hidrogênio
Ocorre entre moléculas que apresentam um átomo de hidrogênio ligados a átomos de flúor , oxigênio ou nitrogênio, os quais são altamente eletronegativos.

23 Interações de Van der Waals
2 átomos não carregados próximos passam a influenciar um ao outro criando um dipolo elétrico transiente de cargas opostas.

24 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.

25 H2O COMO SOLVENTE 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

26 Solutos polares em H2O POLAR APOLAR Soluto – Soluto Soluto – H2O
Glicose POLAR APOLAR

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
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.

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

31 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.

32 Solubilidade em Água – Compostos Anfipáticos

33 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.

34 Efeito hidrofóbico X Estrutura de proteína

35 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

36 Hipotônico Hipertônico
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 36

37 Células em meio isotônico, hipertônico e hipotônico
Hemácias 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. H2O H2O H2O H2O 37

38 pH

39 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-]

40 pH É a unidade que determina as concentrações de H + e OH – em soluções aquosas.

41 Escala de pH pH de algumas substancias comuns. Processos biologicosdependem do ph e pequenasalteracoesnos niveisde ph podem afetar tais processos. Enzimase seus substratospossuem grupamentoscom diferentesconstantesde dissociacao, para umfuncionamentoadequadodo organismoé necessárioqueestesgrupamentosestejam sempre no estado em que são capazes deexercer sua função biológica

42 Ionização da H2O [H20] = 55,5 mol/L = 55,5 M
Para simplificar, podemos representar a ionização da água como: [H20] = 55,5 mol/L = 55,5 M [H+] = [OH-] = 0, = 10-7 mol/L = 10-7 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.

43 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.

44 Vídeo ionização da água

45 Prática