Bioquímica: A Química da Vida

Bioquímica: A Química da Vida

• Bioquímica estuda as moléculas e reações químicas em processos biológicos.
• A bioquímica divide-se em várias áreas especializadas.

Princípios Bioquímicos Universais

• Princípios básicos da bioquímica são comuns a todos os seres vivos.
• Células, as unidades básicas da vida, são organizadas e demandam energia constante de processos metabólicos.
• Seres vivos usam as mesmas moléculas para reações químicas nas células.
• Processos biológicos cruciais (metabolismo, transferência genética) são fundamentalmente idênticos.

Elementos Químicos na Vida

• Existem 29 elementos identificados como abundantes e/ou biodisponíveis nos seres vivos.
• Mais de 97% da massa dos organismos é composta por seis elementos químicos não metálicos.
• Elementos principais incluem hidrogênio (H), carbono (C), nitrogênio (N), oxigênio (O), fósforo (P) e enxofre (S).
• Elementos traço essenciais incluem cálcio (Ca), cloro (Cl), magnésio (Mg), potássio (K) e sódio (Na).
• Silício (Si) tem química similar ao carbono (C) mas forma polímeros instáveis em água.
• Fósforo (P) e enxofre (S) formam ligações de alta energia.

Ligações Covalentes e Valência

• Hidrogênio (H) forma uma ligação covalente compartilhando um elétron.
• Carbono (C), nitrogênio (N) e oxigênio (O) formam ligações covalentes estáveis, compartilhando 4, 3 e 2 elétrons, respectivamente.

Moléculas Atmosféricas

• Moléculas gasosas atmosféricas incluem nitrogênio (N2), oxigênio (O2), dióxido de carbono (CO2) e água (H2O).
• O gás nitrogênio corresponde a 78% da atmosfera, e o oxigênio corresponde a 21%.

Ligações de Carbono

• O carbono (C) pode formar ligações duplas (C=C) e triplas (C≡C).

Água (H2O)

• O oxigênio (O) na água pode formar ligações duplas (O=O).
• Dióxido de carbono (CO2) e oxigênio (O2) são solúveis em água (H2O).

Transferência de Elétrons

• A transferência de elétrons para oxigênio (O2) gera energia.

Grupos Funcionais em Moléculas Biológicas

• Hidroxil (-OH): álcoois.
• Aldeído (-CHO): aldeídos.
• Ceto (-CO-): cetonas.
• Carboxil (-COOH): ácidos carboxílicos.
• Amina (-NH2): aminas.
• Fosfato (-OPO3): fosfatos orgânicos.
• Sulfidrila (-SH): tióis.

Funções Químicas: Oxidação e Redução

• Alcanos são totalmente reduzidos e ricos em energia.
• Ácidos carboxílicos são totalmente oxidados e pobres em energia.
• Oxigênio indica oxidação e hidrogênio indica redução em grupamentos químicos.

Moléculas Biológicas e Precursoras

• Moléculas biológicas são formadas a partir de precursores inorgânicos e pequenas moléculas orgânicas.

Pequenas Moléculas Precursoras

• Organismos são constituídos quase inteiramente de água e 30 pequenas moléculas precursoras.
• A água é a molécula mais abundante nos seres vivos e forma ligações de hidrogénio.
• 20 L-aminoácidos são os monômeros das proteínas.
• D-glicose é o produto principal da fotossíntese e precursor de monossacarídeos e polissacarídeos.
• D-ribose é um precursor dos açúcares fosfatados dos nucleotídeos.
• As cinco bases aromáticas são as unidades monoméricas do DNA e RNA.
• Os três lípidos são o ácido (gordo) palmítico, triacilglicerol e a colina.

Biopolímeros

• Biopolímeros representam mais de 90% do peso seco dos organismos.
• Macromoléculas biológicas são polímeros de pequenas moléculas precursoras e contêm ligações monômero-monômero.
• A síntese do polímero é catalisada por enzimas específicas.
• Ligações monômero-monômero são formadas por eliminação de água (condensação).
• Inversamente, podem ser quebradas por adição de água (hidrólise).
• A hidrólise é uma reação energeticamente favorável, mas lenta sem catalisador.

Polissacarídeos

• Polissacarídeos são polímeros de açúcares ligados por ligações glicosídicas.
• São fontes de energia em plantas (amido) e animais (glicogênio), e elementos estruturais em plantas (celulose).

Proteínas

• Proteínas são polímeros de aminoácidos ligados por ligações peptídicas.

Ácidos Nucleicos (DNA e RNA)

• Ácidos nucleicos são polímeros de nucleotídeos ligados por ligações fosfodiéster.

Macroestruturas

• Macroestruturas biológicas são construídas a partir da associação de macromoléculas de forma não-covalente e termodinamicamente estável.

Ligações e Forças Intermoleculares

• As forças intramoleculares são as forças exercidas entre os átomos de uma molécula, estabilizando-a individualmente
• As forças intermoleculares são as forças atractivas ou repulsivas que se exercem entre os átomos de moléculas diferentes.

Forças Intermoleculares Fracas

• Forças eletrostáticas.
• Forças de Van der Waals (interações ião-dipolo, dipolo-dipolo, e forças de dispersão de London).
• Ligações de hidrogênio.
• Interações hidrofóbicas.

Forças Eletrostáticas

• As ligações eletrostáticas resultam da atração entre grupos ionizáveis de cargas opostas, como em grupos carboxilo (-COO-) e amino (-NH3+).
• A energia potencial de interação entre duas partículas com cargas elétricas descreve-se pela Lei de Coulomb.
• Dipolos permanentes ocorrem entre um íon e uma molécula polar.
• Interações dependem da carga, tamanho do íon, momento dipolar e distância.
• Dipolo permanente-dipolo permanente ocorrem entre duas moléculas polares e dependem dos momentos dipolares e orientação.

Forças de Van der Waals

• Dipolo permanente-dipolo induzido ocorrem entre um íon ou dipolo permanente e um dipolo induzido, sendo fracas e de curto alcance.
• A polarizabilidade de átomos e moléculas induz dipolos, com a facilidade de distorção eletrônica afetando a polarizabilidade.
• As forças de Dipolo Instantâneo-Dipolo induzido (London) ocorrem entre um dipolo instantâneo e um dipolo induzido e são as mais fracas.

Ligações de Hidrogênio

• O hidrogênio torna-se altamente direcional.
• A molécula de água desempenha um papel no reconhecimento molecular entre um átomo electronegativo e um átomo electropositivo.

Interações Hidrofóbicas

• Dissolução de substâncias apolares em água é desfavorável.
• Compostos não polares forçam as moléculas de água a assumir conformações desfavoráveis na interface.
• Promovem a associação de grupos apolares em meio aquoso, como as cadeias hidrocarbonadas das macromoléculas biológicas
• "Semelhante dissolve semelhante".
• A água apresenta propriedades físicas bastante diferentes da maioria dos líquidos, que podem ser explicadas pela existência de forças atractivas entre as suas moléculas

Água como Solvente Biológico

• A água dissolve facilmente compostos iônicos (eletrólitos) e compostos polares.
• Diminui as interações eletrostáticas e de van der Waals entre as moléculas do soluto, substituindo-as por uma esfera de solvatação.
• A camada de moléculas de água que envolve cada um dos íons designa-se por esfera de solvatação.
• A água é um dos melhores solventes é o mais abundante.

Solubilidade de Gases em Água

• Gases apolares (dióxido de carbono e oxigênio) são pouco solúveis.
• Gases polares (amônia e sulfeto de hidrogênio) são solúveis.
• Apolares com longas porções hidrocarbonadas tendem a ser "hidrofóbicas" ou imiscíveis em água.
• Moléculas com grupos funcionais iônicos são geralmente solúveis ou "hidrofílicas".

Efeito Hidrofóbico

• É o efeito que exerce sobre os compostos apolares.
• A organização das macromoléculas depende do efeito hidrofóbico, tanto ao nível intra- como ao nível intermolecular.

Capacidades da Água

• Constante dieléctrica elevada.
• Elevada tensão superficial.
• Elevada Transmissão eficiente de impulsos nos sistemas nervosos.
• Elevada Elevada calor específico.
• Elevada calor de vaporização.
• Osmose.
• Reagente/produto de reacções químicas.
• Electrólito fraco.
• Possuem capacidade de suportar a existência de espécies iónicas.

Gasometria

• Capacidade de suportar a existência de espécies iónicas.

Hiponatremia e Desequilíbrio de Sódio

• A hiponatremia afeta a capacidade renal.
• Transtorno metabólico causado por um desequilíbrio hidroelectrolítico no organismo.
• A hiponatremia pode ser causada pela ingestão excessiva de água.

Reações Químicas

• A água pode participar como reagente em reações ácido-base e de oxidação-redução.
• É uma substância anhiprótica e boa solvente nas reações bioquímicas.
• Tem uma função moderadora e limitadora dos valores de pH e potencial redox em solução.

Soluções Tampão

• A escala de pH varia entre 1 a 14, dividida com um centro neutro.
• Tampões resistem a mudanças de pH com a adição de ácidos ou bases.
• Previnir a sua variação é muito importante na manutenção da Homestase

Ácidos e Bases de Brønsted

• Ácido - substância capaz de doar um protão,
• Base - substância capaz de aceitar um protão.
• Em soluções neutras, [H3O+] = [OH-] = 10-7 M

Constante de lonização

• Em reações de caráter ácido/base, a água comporta-se como eletrólito fraco devido a sua capacidade de auto-ionização, onde a mesma se dissocia, formando íons H + + OH −.

Controlo do pH

Alcalose e Acidose

• Alcalose - aumento do pH do sangue.
• Acidose - diminuição do pH do sangue.
• Os metabolismos produzem continuamente substâncias acídicas.