Bioquimica Basica - Valter Motta (Geral)

Bioquimica Basica - Valter Motta (Geral)

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Introdução à bioquímica

Capítulo 1

1 Introdução à Bioquímica

Objetivos

1 Relacionar a importância da água a suas propriedades físicas e químicas. 2 Definir pH, pK, tampão e seu significado biológico. 3 Descrever as propriedades biologicamente importantes do carbono. 4 Descrever a estrutura tridimensional das moléculas biológicas. 5 Descrever as macromoléculas como polímeros de pequenas moléculas.

6 Descrever as moléculas híbridas como conjugados de diferentes classes de moléculas biológicas.

7 Diferenciar as células procarióticas das células eucarióticas

A bioquímica estuda as estruturas moleculares, os mecanismos e os processos químicos responsáveis pela vida. Os organismos vivos continuamente efetuam atividades que permitem a sua sobrevivência, crescimento e reprodução. Para realizar as suas funções, os seres vivos dependem da capacidade de obter, transformar, armazenar e utilizar energia. Sem energia ocorre a perda da vitalidade e a morte celular. A maioria dos constituintes moleculares apresenta formas tridimensionais que executam inúmeras reações químicas entre si para manter e perpetuar a vida. Em bioquímica, a estrutura, a organização e as atividades potenciais dessas moléculas são examinadas na tentativa de elucidar que aspectos promovem as indispensáveis contribuições à manutenção da vida.

Os organismos vivos são estruturalmente complexos e diversificados. Todavia, muitas características são comuns a todos eles. Todos fazem uso das mesmas espécies de moléculas e extraem a energia do meio ambiente para as suas funções. Quando as moléculas que compõem os seres vivos são isoladas, estão sujeitas a todas as leis da química e da física que regem o universo não vivo.

Apesar da grande diversidade dos processos bioquímicos que envolvem a integração funcional de milhões de moléculas para manter e perpetuar a vida, a ordem biológica é conservada por vários processos: (1) síntese de biomoléculas, (2) transporte de íons e moléculas através das membranas biológicas, (3) produção de energia e movimento e (4) remoção de produtos metabólicos de excreção e substâncias tóxicas.

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A quase totalidade das reações químicas que ocorre nos seres vivos são catalisadas por enzimas – proteínas com funções catalíticas. As reações celulares, conhecidas coletivamente como metabolismo, resultam de atividades altamente coordenadas. Os tipos mais comuns de reações encontradas nos processos bioquímicos são: (1) substituição nucleófila, (2) eliminação, (3) adição, (4) isomerização e (5) oxidação e redução.

Os seres vivos são formados por uma grande variedade de moléculas, tais como: carboidratos, lipídeos, proteínas, ácidos nucléicos e compostos relacionados. Além dessas, outras substâncias estão presentes em pequenas quantidades: vitaminas, sais minerais, hormônios, etc. Muitos desses compostos se caracterizam por um ou mais grupos ácidos ou básicos em suas moléculas e ocorrem em solução aquosa como espécies ionizadas. A ionização tem lugar em água, sendo este um pré-requisito para muitas reações bioquímicas. O grau de dissociação ou a extensão da ionização de um grupo químico em particular e, portanto, a reatividade bioquímica da molécula, é amplamente influenciada pela concentração do íon hidrogênio da solução. Isto é aplicável tanto para as vias metabólicas, como também para os catalisadores biológicos (enzimas), que controlam as reações celulares.

1.2 Água: o meio da vida

A água compõe a maior parte da massa corporal do ser humano. É o solvente biológico ideal. A capacidade solvente inclui íons (ex.:

Na+, K+ e Cl−), açúcares e muitos aminoácidos. Sua incapacidade para dissolver algumas substâncias como lipídeos e alguns aminoácidos, permite a formação de estruturas supramoleculares (ex.: membranas) e numerosos processos bioquímicos (ex.: dobramento protéico). Nela estão dissolvidas ou suspensas as moléculas e partículas necessárias para o bom funcionamento celular. Reagentes e produtos de reações metabólicas, nutrientes, assim como produtos de excreção, dependem da água para o transporte no interior das células e entre as células.

As interações fracas são os meios pelos quais as moléculas interagem entre si – enzimas com seus substratos, hormônios com seus receptores, anticorpos com seus antígenos. A força e a especificidade das interações fracas são grandemente dependentes do meio onde ocorrem, sendo que a maioria das interações biológicas tem lugar na água. Duas propriedades da água são especialmente importantes para a existência dos seres vivos:

• A água é uma molécula polar. A molécula de água é não-linear com distribuição da carga de forma assimétrica.

• A água é altamente coesiva. As moléculas de água interagem entre si por meio de pontes de hidrogênio. A natureza altamente coesiva da água afeta as interações entre as moléculas em solução aquosa.

A. Estrutura da água

A água é uma molécula dipolar formada por dois átomos de hidrogênio ligados a um átomo de oxigênio. Cada átomo de

1 Introdução à Bioquímica • 3 hidrogênio possui uma carga elétrica parcial positiva (δ+) e o átomo de oxigênio, carga elétrica parcial negativa (δ−). Assim, o compartilhamento dos elétrons entre H e O é desigual, o que acarreta o surgimento de dois dipólos elétricos na molécula de água; um para cada ligação H−O. O ângulo de ligação entre os hidrogênios e o oxigênio (H−O−H) é 104,3°, tornando a molécula eletricamente assimétrica e produzindo dipólos elétricos (Figura 1.1). Ao se aproximarem, as moléculas de água interagem, pois a carga elétrica parcial positiva do hidrogênio de uma molécula atrai a carga elétrica parcial negativa do oxigênio de outra molécula de água adjacente, resultando em uma atração eletrostática denominada ponte de hidrogênio. Quatro moléculas de água podem interagir produzindo uma estrutura quase tetraédrica estabilizada por pontes de hidrogênio (Figura 1.1).

B. Interações não-covalentes

As interações não-covalentes são geralmente eletrostáticas; elas ocorrem entre o núcleo positivo de um átomo e a nuvem eletrônica de outro átomo adjacente. De modo diferente das ligações covalentes, as interações não-covalentes são individualmente fracas e facilmente rompidas (Tabela 1.1). No entanto, coletivamente elas influenciam de modo significativo as propriedades químicas e físicas da água e as estruturas, propriedades e funções das biomoléculas (proteínas, polissacarídeos, ácidos nucléicos e lipídeos) pelo efeito cumulativo de muitas interações. O grande número de interações não−covalentes estabiliza macromoléculas e estruturas supramoleculares, de tal modo que essas ligações sejam rapidamente formadas ou rompidas permitindo a flexibilidade necessária para manter os processos dinâmicos da vida. Nos organismos vivos, as interações não-

Figura 1.1 Estrutura da molécula de água. O ângulo de ligação H-O-H é 104,3 e tanto os hidrogênios como o oxigênio possuem cargas elétricas parciais criando um dipolo elétrico. A parte inferior da figura mostra quatro moléculas de água interagindo para formar uma estrutura estabilizada por pontes de hidrogênio.

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covalentes mais importantes são: pontes de hidrogênio, interações iônicas, interações hidrofóbicas e interações de van der Waals.

Tabela 1.1 – Energia de dissociação de ligação (energia necessária para romper a ligação) de ligações encontradas nos seres vivos

Tipo de ligação Energia de dissociação de ligação (kJ·mol)

Ligações covalentes >210 Ligações não−covalentes

Interações eletrostáticas (ligações iônicas) 4−80 Pontes de hidrogênio 12−30 Interações hidrofóbicas 3−12 Forças de Van der Waals 0,3−9

C. Propriedades solventes da água

A natureza polar e a capacidade de formar pontes de hidrogênio, torna a água uma molécula com grande poder de interação. A água solvata facilmente as moléculas polares ou iônicas pelo enfraquecimento das interações eletrostáticas e das pontes de hidrogênio entre as moléculas competindo com elas por suas atrações (efeito hidrofílico, do grego “que gosta de água”).

Figura 1.2 Solvatação de íons. A carga do íon orienta os dipolos das moléculas da água.

A água dissolve sais como o NaCl por hidratação e estabilização dos íons Na+ e Cl−, enfraquecendo as interações eletrostáticas, e assim impedindo a associação para formar uma rede cristalina.

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Figura 1.3 Dissolução de sais cristalinos. A água dissolve o NaCl (e outros sais cristalinos) por meio da hidratação dos íons Na e Cl−. À medida que as moléculas de água se agrupam ao redor dos íons Cl− e Na a atração eletrostática necessária para a formação da rede cristalina de NaCl é rompida.

A água dissolve biomoléculas com grupos ionizáveis e muitas com grupos funcionais polares, porém não−carregadas, por formar pontes de hidrogênio com os solutos. Essas associações são formadas entre a água e os grupos carbonila, aldeídico, cetônico e hidroxila dos álcoois.

As biomoléculas ou grupamentos não-polares são insolúveis em água, pois as interações entre as moléculas de água são mais fortes que as interações da água com compostos não−polares. Os compostos não−polares tendem a se aglomerar em água (efeito hidrofóbico, do grego “que teme a água”). As interações hidrofóbicas são as principais forças propulsoras no enovelamento de macromoléculas (exemplo, proteínas).

D. Moléculas anfifílicas

Um grande número de biomoléculas, denominadas anfifílicas (ou anfipáticas), contêm tanto grupos polares como grupos não-polares. Essa propriedade afeta significativamente o meio aquoso. Por exemplo, os ácidos graxos ionizados são moléculas anfipáticas porque contêm grupos carboxilatos hidrofílicos e grupos hidrocarbonetos hidrofóbicos. Quando misturados com a água, as moléculas anfifílicas se agregam formando estruturas estáveis chamadas micelas. Nas micelas, as regiões carregadas (grupos carboxilatos), denominadas cabeças polares, são orientadas para a água com a qual interage. A cauda hidrocarboneto não-polar tende a evitar o contato com a água e orienta-se para o interior hidrofóbico. A tendência das biomoléculas anfipáticas é espontaneamente se rearranjar em água e é uma característica importante de numerosos componentes celulares. Por exemplo, a formação de bicamadas por moléculas de fosfolipídeos é a estrutura básica das membranas biológicas (Figura 1.4).

Cl Cl

ClCl Cl Cl

ClClCl Cl

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Figura 1.4 Bicamada lipídica. Formada na água por moléculas anfifílicas (fosfolipídeos) com cabeças polares e caudas sinuosas.

E. Pressão osmótica

Osmose é o processo espontâneo no qual as moléculas solventes atravessam uma membrana semipermeável de uma solução de menor concentração de soluto para uma solução de maior concentração de soluto. Poros na membrana são suficientemente amplos para permitir que as moléculas solventes atravessem nas duas direções mas muito estreitos para a passagem de grandes moléculas de soluto ou íons. A pressão osmótica é a pressão necessária para interromper o fluxo líquido de água por meio da membrana. A pressão osmótica depende da concentração do soluto.

Figura 1.5 Pressão osmótica. A água difunde do lado A (mais diluído) para o lado B (mais concentrado). O equilíbrio entre as soluções nos dois lados da membrana semipermeável é atingido quando não houver mais movimento de moléculas de água do lado A para o lado B. A pressão osmótica interrompe o fluxo de água por meio da membrana.

A pressão osmótica cria alguns problemas críticos para os organismos vivos. As células contêm altas concentrações de alguns solutos, que são pequenas moléculas orgânicas e sais iônicos, também como, macromoléculas em baixas concentrações. Conseqüentemente, as células podem ganhar ou perder água devido a concentração de

Água Soluto

Membrana permeável seletiva

Membrana permeável seletiva

Membrana permeável seletiva

Hidrofóbico Hidrofílico

Hidrofílico Aquoso

Aquoso

1 Introdução à Bioquímica • 7 soluto em relação ao seu meio. Se as células estão em solução isotônica (a concentração de soluto e água é a mesma nos dois lados da membrana plasmática seletivamente permeável) e a célula nem ganha nem perde água. Por exemplo, os eritrócitos são isotônicos em solução de NaCl a 0,9%. Quando as células são colocadas em uma solução com concentração baixa de soluto (solução hipotônica) a água se move para o interior das células. Os eritrócitos, por exemplo, se distendem e se rompem em processo chamado hemólise quando eles são imersos em água pura. Nas soluções hipertônicas, aquelas com maior concentrações de soluto, as células murcham à medida que a água flui para a solução. Por exemplo, em solução hipertônica de NaCl a 3%, os eritrócitos murcham e tornem-se crenados.

Um aumento da osmolaridade no plasma, desencadeia rapidamente a sede, exigindo a ingestão de água para diluir o Na+ e reajustar a osmolaridade para baixo.

F. Ionização da água

Pequena proporção de moléculas de água se dissociam para formar íons hidrogênio (H+) e hidroxila (OH−):

Para cada mol de H+ , um mol de OH− é produzido. Devido a elevada reatividade do íon hidrogênio (ou próton) e o momento dipolar da molécula de água, o H+ não existe como tal em solução aquosa, mas reage com uma segunda molécula de H2O para formar o íon hidrônio (H3O+). O grau de ionização é descrito quantitativamente pela constante de dissociação (K):

O valor da K para a água é 1,8 x 10−16 a 25°C. A concentração da água não dissociada pode ser considerada como uma constante (1000 g/18 g/mol = 5,5 M; ou seja, o número de gramas de água em 1000 mL dividido pela molécula-grama da água). Portanto, a quantidade ionizada de água é insignificante em relação a não ionizada. Substituindo os valores na equação anterior, tem-se:

Desse modo, uma nova constante para a dissociação da água pode ser definida, Kw, a constante do produto iônico da água:

Portanto, o valor numérico do produto [H+][OH−] em soluções aquosas a 25°C é sempre 1,0 x 10−14. Em água pura [H+] = [OH−]

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tem o valor 1,0 x 10−7 M. Sempre existe equilíbrio entre H2O, H+ e OH- em soluções diluídas, independentemente da presença de substâncias dissolvidas. Ao adicionar qualquer substância, como ocorre na adição de um ácido ou uma base, alterações concomitantes devem ocorrer nas concentrações do H+ ou OH−, para satisfazer à relação de equilíbrio. Conhecendo-se a concentração de um deles, facilmente é calculado o teor do outro.

G. Escala de pH

Para evitar o uso de exponenciais para expressar as concentrações dos íons hidrogênio em soluções emprega-se a escala de pH, um modo conveniente para expressar a concentração real de íons hidrogênio de uma solução. O pH de uma solução é definido como o logaritmo negativo base 10 da concentração de íons hidrogênio:

Em uma solução aquosa neutra a 25°C, a concentração do íon hidrogênio (como também a [OH−]) é 1,0 x 10−7 M ou pH = 7,0:

pH = −log[H+] = 7

Soluções com pH menor do que 7 são ácidas, enquanto aquelas com pH>7 são básicas. A Tabela 1.2 mostra a relação entre a [H+],

[OH−], pH e pOH.

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