Agua

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ÁGUA E pH
INTRODUÇÃO E IMPORTÂNCIA 
Em uma célula viva a maioria das moléculas polares existe e reage com outras moléculas em um ambiente aquoso. Quando uma dada molécula se dissolve na água significa que ocorreram ligações químicas entre esta dada molécula e a água. Quando isso ocorre as propriedades químicas desta molécula são modificadas, e da mesma maneira também são modificadas as propriedades da água. Por isso é necessário entender as ligações químicas existentes na água e entre as diferentes moléculas nela presentes. Estudaremos as diferentes características destas ligações e sua importância química e Biológica. 
Homeostase é a manutenção de um estado de equilíbrio no organismo, e entre os vários fatores que devem ser controlados, destaca-se o controle e distribuição de água e a manutenção de um pH adequado. O controle da quantidade de água no corpo depende de vários fatores centrais que envolvem controle de sede, nível de hormônio antidiurético, entre outros. 
O desequilíbrio neste controle leva a estados de depleção ou de excesso de água. A manutenção nos fluidos extracelulares de um pH fisiológico entre 7.35 e 7.45 depende crucialmente do sistema tampão bicarbonato. Várias patologias estão relacionadas com o descontrole do equilíbrio de pH, levando a um estado de acidose (pH < 7.35) ou de alcalose (pH > 7.45).
ÁGUA
A água possui uma estrutura tridimensional equivalente a um tetraedro levemente entortado. Essa “torção” é responsável por criar uma distribuição desigual de cargas. Assim, um dos lados da molécula de água é rico em elétrons enquanto que o outro lado possui carga positiva. Essa distribuição desigual de cargas caracteriza a água como uma molécula dipolar (Fig. 1)
LIGAÇÕES QUÍMICAS
As ligações covalentes são as mais fortes entre os tipos de ligações presentes nas moléculas, com energias variando de 30 a mais de 150 kcal/mol (tabela 1). Existem outras ligações, chamadas não covalentes (de 1 a 5 kcal/mol), que embora sejam mais fracas, existem em maior número e tem uma participação fundamental na estabilização das estruturas moleculares.
Ligações não covalentes:
pontes de hidrogênio
energias de ligação entre diferentes átomos
interações eletrostáticas
interações hidrofóbicas
força de Van der Walls
Pontes de hidrogênio na água 
As pontes de hidrogênio necessitam tanto de um doador quanto de um aceptor de hidrogênio. As moléculas dipolares de água se organizam no estado líquido ou sólido através de pontes de hidrogênio, e cada molécula de água pode funcionar ao mesmo tempo como um doador e como um aceptor de hodrogênio (Fig. 2).
A capacidade da água de formar pontes de hidrogênio é extremamente importante para as características fisico-químicas da água, e logo para a existência da vida como ela existe. Da mesma maneira a característica da água funcionar como solvente para muitas outras biomoléculas se deve à capacidade dela formar pontes de hidrogênio com os grupos reativos destas moléculas (Figura 3). Entre as moléculas que interagem através de pontes de hidrogênio com a água, e portanto são normalmente consideradas solúveis, podemos citar as proteínas e o DNA.
Interações eletrostáticas
Este tipo de interação ocorre entre grupos de cargas opostas, e quando presentes em proteínas são chamadas de pontes salinas. As interações eletrostáticas também estão envolvidas na interação entre moléculas, tais como os sítios de reconhecimentos de enzimas ou de receptores.
Interações hidrofóbicas
O conceito de interações hidrofóbicas está diretamente relacionado a um ambiente aquoso, onde as moléculas apolares tendem a se associar, literalmente num processo de “fobia da água”. Desta maneira, as moléculas hidrofóbicas ou as regiões hidrofóbicas e uma determinada molécula devem possuir a menor área possível exposta ao contato com a água.
Forças de Van der Walls
As forças de Van der Walls são originadas a partir da atração entre dipolos transientes de átomos ou
moléculas. Este tipo de interação é bastante fraca porém ocorre em grande número, e por isso contribui de maneira significativa para a estabilidade numa estrutura de macromolécula. A maior força de Van der Walls ocorre entre átomos separados pela soma dos seus raios de Van der Walls.
A ação da água como um nucleófilo
A degradação de muitos substratos envolve a ação de uma enzima que promove o ataque nucleofílico da água, a chamada reação hidrolítica. 
Se a água pode agir como um nucleófilo, como muitas macromoléculas conseguem ser estáveis no ambiente aquoso da célula?
A ÁGUA POSSUI TENDÊNCIA A SE DISSOCIAR
Uma vez que a água atua tanto como um ácido quanto como uma base, a sua inonização pode ser 
representada de modo a formar um íon hidrônio (H3O+) e um íon hidróxido (OH-).
A transferência desse próton na verdade está associada a um grupo de moléculas de água, e portanto existe em formas como H7O3+, por exemplo.
A probabilidade de um hidrogênio ser encontrado como um íon ou como parte de uma molécula de água é de 1.8x10-9; ou seja para cada hidrogênio na forma de íon na água existem 1.8 bilhões de hidrogênios como parte integrante da água.
Constante de dissociação = K
K=[H+] [OH-]/[H2O]
A água pura é 55.56 M (1 mol de água pesa 18g; 1L de água (1000g) contém 1000/18 = 55.56 mol)
e a quantidade de íons de hidrogênios dissociados é 1.8x10-9 x 55.56 M = 1.0x10-7 mol/L
Logo, a constante de dissociação para a água é:
[10-7] [10-7]/[55.56] = 1.8x10-16mol/L
O produto iônico (Kw) da água: 
K x [H2O] = 1.8x10-16mol/L x (55.56M)
Kw = 1.0x10-14(mol/L)2 Logo, 
Kw = [H+] [OH-] = [10-7] [10-7] = 1.0x10-14(mol/L)2
K = 1.8x10-16mol/L
 
Kw = K x [H2O] 
Kw = 1.8x10-16mol/L x 55.56M
Kw = 1.0x10-14(mol/L)2 
Kw = [H+] [OH-] = [10-7] [10-7] Kw = 1.0x10-14(mol/L)2 
 
Logo se formos calcular o pH de uma solução na qual a concentração de íons de hidrogênio seja de 1x10-7M, o pH poderá ser calculado da seguinte forma:
pH = log 1x107 
pH = log 1 + log 107 
pH = 0 + 7 = 7
pH = - log [H+]
A CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DA ÁGUA É A BASE PARA A ESCALA DE pH
Os valores de pH estão diretamente ligados à concentração de H+. O símbolo “p” significa “logarítmo negativo de”. Com base nestas informações podemos deduzir uma fórmula para o cálculo do pH:
Os ácidos fracos são aqueles que quando em solução aquosa não se encontram totalmente ionizados. Quanto mais forte for o ácido, maior a tendência para perder o próton.
As curvas de titulação revelam o pK dos ácidos fracos (Figura 4). O valor de pK para um determinado ácido corresponde ao valor de pH onde 50% das moléculas se encontram ionizadas.
As curvas de titulação revelam a faixa tamponante de um ácido fraco (Figura 5).
Fisiologicamente quais os ácidos mais importantes, os fortes ou os fracos?
A partir da constante de dissociação podemos relacionar pH, pK e concentração do tampão através da equação de Henderson-Hasselbach, que combina todas estas informações:
Quais as informações possíveis de se obter através da equação de Henderson-Hasselbach?
Estudar e compreender o exemplo do sistema tampão bicarbonato do sangue.
O que é o pH ótimo de uma enzima?