Universidade Federal Rural de Pernambuco Departamento de Morfologia e Fisiologia Animal Área de Biofísica BIOFÍSICA DA ÁGUA Prof. Romildo Nogueira A água constitui cerca de 70 a 90 % do peso da maior parte dos seres vivos e representa a fase contínua da matéria viva. A água, apesar de ser considerada um líquido inerte e inócuo, é na realidade uma substância altamente reativa e com propriedades que a distingue da maioria dos outros líquidos. Nos dias de hoje, cada vez mais se reconhece que a água e seus produtos de ionização (íons de hidrogênio e de hidroxila) são fatores importantes na determinação da estrutura e das propriedades biológicas das proteínas, ácidos nucléicos, lipídios, membranas e muitos outros componentes celulares. Propriedades físico-químicas da água A água tem valores elevados para o calor de vaporização, o calor específico e tensão superficial quando comparada à maioria dos líquidos comuns. Essas propriedades indicam que as forças de atração entre as moléculas na água líquida (sua coesão interna) são elevadas. Um exemplo prático disso, é o calor de vaporização da água ser muito mais elevado do que noutros líquidos, como metanol, etanol, benzeno, clorofórmio etc. O calor de vaporização é uma medida da quantidade de energia requerida, pelo líquido, para que sejam superadas as forças de atração entre moléculas adjacentes e elas possam escapar umas das outras e passar para o estado gasoso. O calor específico da água é 1 Kcal (4,2 KJ), ou seja é necessário adicionar 1 Kcal para elevar de 1 o C a temperatura de 1 litro de água. O calor específico de lipídios e proteínas é em torno de 1,3 KJ. As forças intermoleculares intensas na água (líquida) decorrem da distribuição assimétrica de cargas na sua molécula, que permite a formação de um dipolo elétrico. Essa assimetria elétrica decorre do fato que o ângulo médio da ligação H-O-H na água é de 104,5 o, e a distância interatômica média hidrogênio-oxigênio é 0,0965 nm. Essa configuração permite que o átomo de oxigênio altamente eletronegativo tenda a atrair os únicos elétrons dos átomos de hidrogênio, deslocando-os na direção do oxigênio. Como resultado, cada um dos átomos de hidrogênio adquire uma carga positiva parcial ( + ) e o átomo de oxigênio, por sua vez, uma carga negativa parcial local ( - ).
Quando duas moléculas de água se aproximam muito, ocorre atração eletrostática entre as cargas dos dipolos adjacentes, formando as pontes de hidrogênio. Isso é acompanhado por uma redistribuição de cargas eletrônicas em ambas as moléculas, o que acentua sua interação. Em virtude de seu arranjo tetraédrico, cada molécula de água é, potencialmente, capaz de formar pontes de hidrogênio com quatro moléculas de água vizinhas. Essa é a propriedade responsável pela grande coesão interna da água líquida. As pontes de hidrogênio entre as moléculas de água ocorrem não somente na água líquida, mas também no gelo e no vapor. Na forma cristalina mais comum do gelo (tipo I), cada molécula de água forma pontes de hidrogênio com quatro moléculas mais próximas de uma rede regular, tendo uma distância média oxigênio-oxigênio de 0,276 nm. Na água líquida, a 0 o C, em determinado instante, cada molécula de água está ligada, em média, a 3,6 outras moléculas de água através de pontes de hidrogênio. Nesse caso, a distância média, oxigêniooxigênio é apenas um pouco maior do que no gelo, cerca de 0,29 nm a 15 o C e 0,305 nm a 83 o C. Somente 10 % das pontes de hidrogênio no gelo são quebradas quando ele se liquefaz a 0 o C. Mesmo na água líquida a 100 o C ainda existem muitas pontes de hidrogênio, como é evidenciado pelo alto calor de vaporização e constante dielétrica. A pequena diferença na quantidade de pontes de hidrogênio entre a água e o gelo pode parecer surpreendente em vista da rigidez do gelo e da fluidez da água líquida. Em parte, isso pode ser explicado pela velocidade de formação e de quebra das pontes de hidrogênio, que na água líquida tem a vida média de cerca de 10-11 s, enquanto no gelo são mais estáveis. Um modelo interessante para explicar os resultados observados no gelo e na água líquida, é o modelo contínuo. Nesse modelo é sugerido que, embora a grande maioria das pontes de hidrogênio entre as moléculas de água, no gelo a 0 o C, permaneça sem se romper quando o gelo se funde, elas se tornam distorcidas (dobradas segundo ângulos diferentes daqueles
indicados na forma mais estável da configuração linear). Quanto mais elevada à temperatura da água líquida, maior a distorção e maior a instabilidade. Propriedades solventes da água Vários sais cristalinos e outros compostos iônicos rapidamente se dissolvem na água. Uma vez que a rede cristalina dos sais, como cloreto de sódio, está firmemente presa por atrações eletrostáticas muito fortes entre os íons positivos e negativos alternados, uma energia considerável é necessária para separar esses íons uns dos outros. No entanto, a água dissolve facilmente o cloreto de sódio, pois a forte atração eletrostática entre os dipolos da água e os íons sódio e cloreto, para formar os íons sódio e cloreto hidratados, muito estáveis, excede bastante a tendência de atração entre os íons sódio e cloreto. O meio aquoso também tende a reduzir a atração eletrostática entre os íons devido a sua alta constante dielétrica da água. A água também dissolve compostos não-iônicos, porém polares, como açúcares, álcoois, aldeídos e cetonas. Sua solubilidade é resultante da propensão das moléculas de água à formação de pontes de hidrogênio com grupos funcionais polares, como os grupos hidroxílicos dos açúcares e álcoois e o oxigênio da carbonila dos aldeídos e cetonas. Interações hidrofóbicas: como agem os sabões? A água também dispersa ou solubiliza, em forma de micelas, compostos anfipáticos. Os compostos anfipáticos são aqueles que contém grupos altamente polares e outros fortemente hidrofóbicos na sua estrutura. Exemplo de interações hidrofóbicas são os sabões, como o oleato de sódio, que tem um grupamento carboxílico polar que se hidrata facilmente, e uma cadeia carbonada, não-polar insolúvel em água. Devido a sua longa cadeia hidrocarbonada, há uma tendência muito pequena do oleato de sódio dissolver-se em água de maneira semelhante a uma solução iônica. Entretanto, ele facilmente se dispersa na água para formar micelas nas quais os grupos de carboxilato carregados negativamente são expostos formando ligações de hidrogênio com a fase aquosa e os grupos não-polares ficam ocultos dentro da estrutura micelar. Esta é a razão pela qual os sabões podem lavar gorduras. Efeito dos solutos nas propriedades da água: propriedades coligativas A presença de solutos dissolvidos causa mudanças na estrutura e nas propriedades da água líquida. Quando sais são dissolvidos eles tendem a quebrar a estrutura normal da água líquida. Num sal como NaCl dissolvido em água, os íons Na + e Cl - ficam circundados por uma
camada de dipolos de água. A geometria dessa água ligada difere daquela encontrada na água pura (conglomerado tetraédrico de cinco moléculas de água). O efeito de um soluto sobre o solvente manifesta-se sobre as propriedades coligativas das soluções, como por exemplo, diminuição do ponto de congelamento, elevação do ponto de ebulição e diminuição da pressão de vapor. Essas propriedades dependem do número de partículas do soluto por unidade de volume do solvente. Uma outra propriedade que o soluto confere a solução é a pressão osmótica. Uma molécula- grama de um soluto ideal dissolvida em 1000 g de água, a uma pressão de 760 mm de Hg, diminui o ponto de congelamento de 1,86 o C, e eleva o ponto de ebulição 0,543 o C. Nessa condição, a solução apresenta uma pressão osmótica igual 22,4 atm. Ionização da água Na molécula de água, o átomo de hidrogênio pode dissociar-se do átomo de oxigênio, com o qual está ligado covalentemente, e pular para o átomo de oxigênio da molécula de água adjacente, formando o íon hidrônio ( H 3 O + ) e o íon hidroxila ( OH - ). Este fenômeno é denominado ionização da água. Sua ocorrência é possível porque o elétron compartilhado na ligação covalente oxigênio-hidrogênio, está deslocado para o átomo de oxigênio, tornando possível o átomo de hidrogênio dissociar-se desse átomo de oxigênio e formar com a molécula de água adjacente o íon hidrônio. Num litro de água pura a 25 o C há 1,0 x 10 7 moles de íons H 3 O + e OH -. É uma convenção usar o símbolo para H + para designar o íon hidrônio, porém deve-se salientar que energeticamente não existem prótons livres na água em quantidades significantes. Eles ocorrem sempre na forma hidratada. O próprio íon H 3 O + também se encontra na forma hidratada através de pontes de hidrogênio adicionais, para formar o íon H 9 O + 4. O íon hidroxila também está hidratado na água líquida. Uma decorrência desse processo de ionização é a alta velocidade de migração dos íons H + quando sujeitos a um campo elétrico. Essa velocidade migração várias vezes maior que a de outros cátions monovalentes, deve-se ao fato do próton poder pular de um íon hidrônio para uma molécula de água vizinha à qual está ligado por pontes de hidrogênio. Dessa maneira, a carga positiva pode se deslocar uma dada distância, de uma molécula de água para outra, com um pequeno movimento das moléculas de água. Esses saltos de prótons têm o efeito de deslocá-los numa velocidade muito superior aquela esperada para o movimento difusional dos íons H 3 O +. Esse tipo de condução recebe o nome de tunelamento. O tunelamento permite que
o gelo, apesar da sua estrutura rígida, tenha aproximadamente a mesma condutividade elétrica que a água líquida. Potencial hidrogeniônico A dissociação da água é um processo de equilíbrio, 2 H 2 O H 3 O + + OH -, para o qual pode-se escrever a constante de equilíbrio, K eq = [H 3 O + ] [OH - ] / [H 2 O] 2, onde [ ] indicam concentrações em moles / litro. A expressão acima pode ser escrita com segue: K eq [H 2 O] 2 = [H 3 O + ] [OH - ], A constante K eq [H 2 O] 2 pode ser substituída por uma constante simplificada K w, denominada de produto iônico da água, K w = [H 3 O + ] [OH - ]. O valor de K w a 25 o C é 1,0 x 10-14. Numa solução ácida a concentração de H 3 O + é alta e a concentração de OH é baixa e numa solução alcalina ocorre o inverso, no entanto o produto se mantém constante e igual a K w. Uma escala para medir a concentração hidrogeniônica foi idealizada pelo bioquímico dinamarquês Sorensen. A escala de medida de ph (termo definido por Sorensen) foi definida da seguinte forma: ph = - log 10 [H 3 O + ] = log 10 ( 1 / [H 3 O + ] ). Numa solução neutra a 25 o C, [H 3 O + ] = [OH - ] = 1,0 x 10 7. O ph de tal solução é 7,0. Os valores de ph podem variar de 0 a 14.
alcalina. Se ph = 7 a solução é neutra, se o ph<7 a solução é ácida e se o ph > 7 a solução é Como medir o ph de uma solução? Atualmente, o método usado para medida do ph é o potenciométrico. Nesse método o ph de uma solução é medido através da diferença de potencial gerada pelo potencial de equilíbrio de Nernst entre a concentração hidrogeniônica no interior do eletrodo de ph e a concentração de íons hidrogênio na solução. Aplicando-se a equação de Nernst obtem-se: E= (RT/ZF) ln (Ce / Cs), onde Ce é a concentração hidrogeniônica no eletrodo e Cs é a concentração do íon hidrogênio na solução. Convertendo-se o logaritmo natural em decimal, substituindo as constantes R( constante dos gases), T( temperatura em K),Z( valência do íon hidrogênio) e F(constante de Faraday) e expressando em termos de ph, tem-se: E = 59. ph, Portanto, o aparelho de ph (phmetro ou potenciômetro) pode medir o ph através de uma medida da medida da diferença do potencial elétrico. Fenômenos de oxiredução A energia utilizada nos processos metabólicos tanto aeróbicos como anaeróbicos vem das reações redox dos alimentos. As reações de oxidação e redução estão sempre acopladas, ou seja não há oxidação sem redução equivalente, nem redução sem oxidação equivalente. Essas reações acopladas são designadas de reações redox. As reações redox sempre ocorrem com um par redutor que fornece elétrons e um outro par oxidante que recebe os elétrons. Como há troca de elétrons é gerada uma ddp elétrica no processo, que é denominada de potencial redox. O potencial redox determina o sentido da reação. Através do potencial redox pode-se saber quem será o par redutor e o par oxidante na reação de oxiredução. Um exemplo de reação de oxiredução é observado quando uma lâmina de zinco (Zn) é colocada numa solução de sulfato de cobre. As seguintes reações ocorrem: Zn 2+ + 2e - Zn 0-0,76 V (potencial) Cu 2+ + 2e - Cu 0 +0,34 V O baixo potencial redox na primeira reação indica que o Zn 2+ é o redutor (doador de elétrons) e o Cu 2+ é o oxidante (aceptor de elétrons).
A questão agora é saber se esta reação ocorre espontaneamente ou não? Para responder a questão, aplicamos o seguinte método: Coloca-se o par redutor na ordem inversa da reação e o par oxidante é mantido na ordem direta e depois se soma as duas reações e os respectivos valores dos potenciais redox. Se o valor da soma algébrica dos potenciais redox for positiva a reação é espontânea e no caso contrário é não-espontânea e precisa de energia externa para ocorrer. Zn 0 Zn 2+ + 2e - +0,76 V Cu 2+ + 2e - Cu 0 +0,34 V A soma algébrica produz: Zn 0 + Cu 2+ Zn 2+ + Cu 0 +1,10 V A reação será espontânea e o Zn 0 irá se dissolver como Zn 2+ e o Cu 2+ se precipitar como Cu 0. Este método é usado na metalurgia para medir a eficiência da zincagem de peças metálicas. Além da troca de elétrons, pode haver reações redox onde há troca de hidrogênio (como prótons). Esse é o caso mais freqüente nas reações biológicas. Nestes casos, a voltagem da reação é dependente do ph do meio. Aqui é necessário haver um doador e aceptor para os prótons liberados, que se somam aos elétrons, e se ligam covalentemente as moléculas. Algumas moléculas são bastante freqüentes nas reações redox dos sistemas biológicos, como por exemplo, o NAD + (Nicotinamida Adenina Dinucleotídeo) e seu fosfato (NADP), o FAD ( Flavina Adenina Dinucleotídeo), citocromos, ubiquinonas e outras. Nas reações biológicas, normalmente o par NAD + / NADH. H é o componente redutor e fornece os elétrons e os prótons para o par oxidante da reação acoplada.