Resumo agua pH e tampões | Notas de estudo Bioquímica

Água, ph E

TAMPÕES

Agua

A agua é a chamada solvente universal, na qual suas

propriedades influenciam na estrutura das

biomoléculas.

A moléculas de H2O faz interações agua-agua que

podem ser substituídas por interações agua-soluto

↪ Exemplo: CARBOIDRATO – é capaz de fazer

ligação de hidrogênio com a agua

↳ SOLÚVEL EM AGUA – composto polar

A agua é um solvente polar, que dissolve

componentes polares ou carregados (hidrofílicos)

↪ Exemplo: NaCl – as interações eletrostáticas entre

Na e Cl são enfraquecidas de forma que há uma

estabilização desses íons por meio da interação com

as moléculas de água, neutralizando a tendência dele

a se associar a uma rede cristalina

↳ Ocorre uma substituição da interação agua-agua

por agua soluto

1. Estrutura

Moléculas unidas por ligação de

hidrogênio

Natureza dipolar

Moléculas unidas por atração

eletrostática (entre o O de uma

molécula e o H de outra)

1.1 Ligações de hidrogênio

É responsável pela força coesiva entre

as moléculas de H2O, como também

entre a água e outras moléculas que

contenham FON (flúor, oxigênio e

nitrogênio)

2. Polaridade

Existem moléculas solúveis em agua

(polares ou hidrofílicas) e insolúveis

(apolares ou hidrofóbicas)

2.1 Gases

Existem gases solúveis e insolúveis

Gases pouco solúveis em agua é o

nitrogênio, oxigênio e o dióxido de

carbono

↪ Esses gases são transportados no

organismo através de algumas

estratégias:

↳ O2 – Hemoglobina (proteína

carregadora solúvel em agua)

↳ CO2 – forma ácido carbônico,

que é transportado como íon

bicarbonato

2.2 Compostos anfipáticos

Possuem parte da sua estrutura polar

e outra apolar

Fosfolipídios, proteínas e colesterol

livre

Os anfipáticos em ambiente polar

tendem a agrupar a região apolar por

interações hidrofóbicas, fazendo com

que a região polar fique na superfície

interagindo com a agua (micelas)

2.3 Compostos apolares

Formação de duas fases

Incapazes de realizar interação com a

agua

3. Propriedades coligativas

As ligações de H são responsáveis

pelas propriedades da agua

São alteradas com adição de soluto

(essa alteração é determinada a partir

do n° de partículas do soluto)

↓PRESSÃO DE VAPOR

N° DE PARTICULAS

↓ PRESSÃO DE

CONGELAMENTO

3.1 Temperatura de ebulição

100°c (agua pura) e >100°c (agua com

soluto)

3.2 Temperatura de congelamento

Tendência das moléculas se moverem

para a superfície do cristal em

formação

3.3 Pressão de vapor

Tendência das moléculas para escapar

e fazer vapor

3.4 Pressão osmótica

Pressão exercida para evitar a osmose

4. Ionização

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Água, ph E

TAMPÕES

Agua

A agua é a chamada solvente universal, na qual suas propriedades influenciam na estrutura das biomoléculas. A moléculas de H2O faz interações agua-agua que podem ser substituídas por interações agua-soluto ↪ Exemplo: CARBOIDRATO – é capaz de fazer ligação de hidrogênio com a agua ↳ SOLÚVEL EM AGUA – composto polar A agua é um solvente polar, que dissolve componentes polares ou carregados (hidrofílicos) ↪ Exemplo: NaCl – as interações eletrostáticas entre Na e Cl são enfraquecidas de forma que há uma estabilização desses íons por meio da interação com as moléculas de água, neutralizando a tendência dele a se associar a uma rede cristalina ↳ Ocorre uma substituição da interação agua-agua por agua soluto

Estrutura  Moléculas unidas por ligação de hidrogênio  Natureza dipolar  Moléculas unidas por atração eletrostática (entre o O de uma molécula e o H de outra) 1.1 Ligações de hidrogênio  É responsável pela força coesiva entre as moléculas de H2O, como também entre a água e outras moléculas que contenham FON (flúor, oxigênio e nitrogênio)
Polaridade  Existem moléculas solúveis em agua (polares ou hidrofílicas) e insolúveis (apolares ou hidrofóbicas) 2.1 Gases  Existem gases solúveis e insolúveis  Gases pouco solúveis em agua é o nitrogênio, oxigênio e o dióxido de carbono ↪ Esses gases são transportados no organismo através de algumas estratégias: ↳ O2 – Hemoglobina (proteína carregadora solúvel em agua) ↳ CO2 – forma ácido carbônico, que é transportado como íon bicarbonato 2.2 Compostos anfipáticos  Possuem parte da sua estrutura polar e outra apolar  Fosfolipídios, proteínas e colesterol livre  Os anfipáticos em ambiente polar tendem a agrupar a região apolar por interações hidrofóbicas, fazendo com que a região polar fique na superfície interagindo com a agua (micelas) 2.3 Compostos apolares  Formação de duas fases  Incapazes de realizar interação com a agua
Propriedades coligativas  As ligações de H são responsáveis pelas propriedades da agua  São alteradas com adição de soluto (essa alteração é determinada a partir do n° de partículas do soluto) ↓PRESSÃO DE VAPOR N° DE PARTICULAS ↓ PRESSÃO DE CONGELAMENTO 3.1 Temperatura de ebulição  100°c (agua pura) e >100°c (agua com soluto) 3.2 Temperatura de congelamento  Tendência das moléculas se moverem para a superfície do cristal em formação 3.3 Pressão de vapor  Tendência das moléculas para escapar e fazer vapor 3.4 Pressão osmótica  Pressão exercida para evitar a osmose
Ionização

 A agua pura é levemente ionizada (de maneira reversível), produzindo H+ e OH- H2O ⇌ H+ + OH- Em solução aquosa o H+ é hidratado, formando um íon hidrônio H2O + H2O ⇌ H30+ + OH-  Essa ionização é determinada por: Keq = [H+] [OH-] [H2O] A 25°c, a concentração de agua pura é igual a 55,5M Keq é igual a 1,8 x 10 -16M Sendo assim: Keq = [H+] [OH-] =(55,5M) (Keq) = [H+][OH-] = 55,5 M = Kw (produto iônico da agua) kw= [H+] [OH-] = (55,5M).(1,8x10-16M) = 1,0 X 10 -14^ M^2 Se [H+]= [OH-], então a concentração de cada um dele é igual a 10-7^ M (pH = 7) Como Kw é uma constante (Kw= 1,0 X 10 -14^ M^2 ): [H+] > 10-7^ , [OH-] < 10- [H+] < 10-7^ , [OH-] > 10-

Ph

A escala de pH as concentrações de H+ e OH-. Definido como o logaritmo negativo da concentração de H+, sendo assim o termo pH é definido por: pH = log 1 = - log[H+] [H+] pH = log 1 = 7 1,0 x 10 - A cada diferença de 1 unidade no pH corresponde a uma concentração 10 vezes maior de H+ Exemplo: sangue (pH = 7) e refrigerante (pH = 3) ↪ A diferença de concentração de H+ entre eles é que no pH = 3, a concentração é 10. maior que no pH = 7 ↳ 4 unidades de diferença, então 10^4. ↳ Sendo assim: 10 x 10 x 10 x 10= 10.000)

Variação de pH  Adição de H+ - adição de acido  Consumo de H+ - adição de base (o H+ é consumido para neutralizar o OH-) Ácido Neutro básico 1 7 14
Constante de dissociação (Ka) dos ácidos  Os ácidos podem ser definidos como doadores de próton e as bases como aceptores de prótons, isso constitui um par conjugado ácido base  A tendência de qualquer ácido (HA) de perder próton e formar sua base conjugada (A-) é definida por Keq para a reação reversível: HA ⇌ H+ + A- Keq = [H+][A-] = Ka [HA] Ka = constante de dissociação (tendência de o ácido liberar H+ em solução) ↑ forte o ácido ↑ tendência a perder próton ↑ Ka
PKa  Logaritmo negativo de Ka  Quanto mais forte a tendência do ácido dissociar, mais forte o ácido é e menor será seu pka  O pka é determinado por: Pka = log 1 = - log Ka Ka ↑ forte o ácido ↑ tendência a perder próton ↑ Ka ↓ Pka

Tampão

São sistemas aquosos capazes de resistir a variações de pH quando pequenas quantidades de ácidos ou bases são adicionadas. Um sistema tampão é constituído por um ácido fraco (doador) e uma base conjugada (aceptor). O nome do sistema é determinado pela base. Quando se adiciona H+ ao equilíbrio formado por HA ⇌ H+ + A-, o sistema reage por intermédio da base conjugada (A), que se associa a prótons e se transforma em ácido (HA). Para a ionização de um ácido fraco, temos: pH = Pka + log [A-] [HA] Obs.: REGIÃO DE TAMPONAMENTO pH = Pka = 4,76, sendo assim, a região de tamponamento será entre uma unidade antes e uma depois 3,76 5, Região de tamponamento  Isso pois já que as concentrações são iguais, se adicionar uma base, por exemplo, o ácido

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