Cerca de 99% dos átomos no corpo humano são de H, O, C e N. Oxigenio 63% Hidrogenio 25.2% Carbono 9.5% Azoto 1.4%

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1 Cerca de 99% dos átomos no corpo humano são de H, O, C e N Oxigenio 63% Hidrogenio 25.2% Carbono 9.5% Azoto 1.4%

2 Tipos de ligação covalente mais comuns em biomoleculas As reacções bioquímicas utilizam um número restricto de elementos ( O, N, H, C, S, P) e são geralmente simples (eg. 95% das ligações covalentes são de um de 16 tipos).

3 Tipos de ligação covalente mais comuns em biomoleculas

4 A Célula é a unidade básica dos organismos - tem a área limitada por uma membrana Todas as células são compostas por moléculas pequenas, macromoléculas e organelos. 70% da célula é Água Há quatro tipos de macromoléculas: Lipidos, proteínas, glucidos e ácidos nucleicos.

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7 Tipos de biomoleculas

8 Estrutura dos lípidos comuns.

9 Monómeros e polimeros de carbohidratos.

10 Em geral, os grupos (regiões) hidrofóbicos estão escondidos na região interna das macromoléculas, enquanto que as regiões hidrofílicas estão à superfície (onde podem interagir com a água). As propriedades específicas de uma proteína dependem da sequência de aminoácidos na estructura primária. Esta sequência é determinada pela informação genética contida na sequência de nucleótidos no DNA.

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13 As reacções bioquímicas ocorrem em condições suaves em solvente aquoso. As reacções bioquímicas requerem, muitas vezes, energia. A fonte mais vulgar de energia química é a adenosina trifosfato (ATP). As reacções bioquímicas de diferentes tipos localizam-se em diferentes partes da célula. As reacções bioquímicas estão, frequentemente, organizadas em vias metabólicas. As reacções bioquímicas são reguladas de acordo com a necessidade de controlar a quantidade e a actividade dos enzimas do sistema. A maioria dos organismos depende de outros organismos para sobreviver.

14 Reacções acopladas - exemplo com uma reacção com variação de energia livre positiva (reacção 1) acoplada a uma reacção com variação de energia livre negativa (reacção 2). Balanço final : reacção 3.

15 ATP

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17 Água Momento dipolar. Ligação covalente polar

18 A estrutura da água e a interacção entre moleculas de água.

19 Propriedades da água Forma um dipolo devido à electronegatividade do oxigénio. As ligações de hidrogénio são fracas (comparadas com as ligações covalentes. eg. na água ~5 Kcal/mol enquanto que a ligação H-O é de ~110 Kcal/mol). Os átomos de hidrogénio podem ocasionalmente ser perdidos para as moléculas vizinhas. A 25ºC a água tem uma dissociação baixa (H2O H+ + OH-) em que [H+]=[OH-]= 10-7mol/l. Características da água: Ponto de fusão elevado (0ºC) - (eg. metano -184ºC, amónia 78ºC). Ponto de ebulição elevado (100ºC) - (eg. CH4-161ºC, NH3-33ºC). Calor específico elevado (é necessário 1cal para elevar 1ºC (de 15ºC para 16ºC) 1g de H2O). Calor de vaporização elevado (1kg de H2O absorve 1Kcal para subir 1ºC, mas a vaporização de 2g arrefecem os restantes 998g 1ºC). (este efeito de arrefecimento minimiza perdas de calor, funcionando como termostato). Calor de fusão elevado (o calor libertado quando congela minimiza diferenças de temperatura no inverno e o inverso no verão). Tensão superficial elevada. Constante dieléctrica elevada (implica que a força de interacção entre dois iões é 40x inferior em água (D=80) do que em benzeno (D=2.3)).

20 A estrutura da água e a interacção entre moleculas de água.

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22 Tipos de pontes de hidrogénio. Aceitador de hidrogénio Dador de hidrogénio

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24 Força das ligações atómicas

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26 Propriedades solvente da água Ions are always hydrated in water and carry around a "hydration shell

27 Interacções hidrofóbicas Um soluto não polar "organiza" as moléculas de água. A rede das pontes de H reorganiza-se de modo a acomodar o soluto não-polar. Este factor representa um aumento na "ordem" da água. O que significa uma diminuição da entropia.

28 Moléculas amfifilicas Também chamadas "amfipaticas" designa moleculas que contêm simultaneamente grupos polares e não-polares O que é o mesmo que dizer - moleculas que são atraídas simultaneamente para ambientes polares e não-polares Bons exemplos ácido gordos

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34 Dissociação da água

35 Dissociação da água Dissociação de electrólitos fracos Considere-se o ácido fraco HA A constante de dissociação do ácido é dada por: HA H + + A - K a = [ H + ] [ A - ] [HA]

36 Ácido Base Definição de ácido: HA H + + A - (liberta protões) Base são as que B + H + BH + O caracter ácido de uma substância é infuenciado pelo solvente (eg. o HCl é um ácido forte em água e um ácido fraco em benzeno) pois depende apenas do equilibrio de dissociação: A maioria dos ácidos orgânicos são fracos. Se considerarmos a água H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - então K w = (55.4) 2 K eq = [H 3 O + ][OH - ] A 25ºC este valor (K w ) é de Por definição: ph = -log [H + ] ( pka = -log Ka) ou seja pk w = ph + poh que leva a que água pura (solução neutra) tenha ph = 7 (pois pk w = 14).

37 A equação Henderson-Hasselbalch Para qualquer ácido HA, a relação entre o pk a, as concentrações existentes no equilibrio e o ph da solução é dado por:

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41 Estruturas determinam funções Aluno com nota a BBM > 15 Aluno com nota a BBM < 15